Warum ist der Siedepunkt von Schwefelsäure viel höher als der von Phosphorsäure?

Phosphorsäure ist keine starke Säure und unterliegt keiner vollständigen Deprotonisierung.

Beide Säuren haben eine ähnliche Molmasse von etwa 98 Gramm pro Mol.

Eine weitere Eigenschaft, die berücksichtigt werden sollte, ist die Bildung eines Netto-Dipolmoments auf dem Molekül. Mit der angebrachten Phosphorsäure-3D-Struktur ist jedes der drei Sauerstoffatome im $ \ ce {- OH} $ -Gruppen ziehen mit gleicher Stärke, heben sich gegenseitig auf und lassen ein Netto-Dipolmoment nach oben, das vom doppelt gebundenen Sauerstoff ausgeht.

Bei Schwefelsäure ziehen jedoch beide Wasserstoffbrückengruppen in relativ die gleiche Richtung, während die doppelt gebundenen Sauerstoffatome in die entgegengesetzte Richtung ziehen und einen st bilden stärkerer Netzdipol.

Dies ist analog zu den Netto-Dipoleigenschaften von chlorierten Methanen. Sehen Sie sich das beigefügte Bild an und beachten Sie die Ähnlichkeiten in ihren Strukturen und den Strukturen der Säuren, die wir diskutieren.

Ein weiterer wichtiger Grund für Der Unterschied im Siedepunkt ist die Autoprotolyse von Schwefelsäure. Auch ohne die Anwesenheit von Wasser kann Schwefelsäure ein Proton verlieren, wie in dieser Gleichung gezeigt:

$$ \ ce {2H2SO4 < = > H3SO4 + + HSO4 -} $$

Phosphorsäure ist eine schwache Säure und weist keine derartigen Wechselwirkungen auf und verliert Protonen (im Gleichgewicht) nur in Gegenwart von Wasser. Die Autoprotolyse ist wichtig, da Schwefelsäure durch Autoprotolyse jetzt Ionen-Ionen-Wechselwirkungen bildet, die viel stärkere Wechselwirkungen sind als Wasserstoffbrücken.

Daher hat Schwefelsäure als Kombination eines etwas stärkeren Dipolmoments und insbesondere aufgrund der Autoprotolyse stärkere intermolekulare Kräfte und damit einen höheren Siedepunkt.

Kommentare

• Reines H3PO4 wird ebenfalls autoprotolysiert und in noch größerem Maße als H2SO4. Das Verhalten von Reinsubstanzen hat wenig mit ihren Wechselwirkungen mit Wasser zu tun, wenn sie stark verdünnt sind.
• @Mithoron Bedeutet dies also den pKa von $ \ ce {H3PO4} $ in $ \ ce {H3PO4 } $ ist höher als der pKa von $ \ ce {H2SO4} $ in $ \ ce {H2SO4} $? Ich ' habe nach einer Quelle dafür gesucht, aber ' konnte keine finden, haben Sie zufällig eine? Ich vertraue darauf, dass das, was Sie ' sagen, wahr ist, aber wenn es eine konsolidierte Quelle dafür gibt, würde ich es ' praktisch finden.
• @DGS books.google.pl/… Es ' s Autoprotolyse ist wahrscheinlich die stärkste aller bekannten Säuren, aber eher wegen höherer Basizität als wegen Säure (wird leichter protoniert).
• Was hat die Molmasse mit dem BP zu tun?
• @Howsikan Mass ist nicht der beste Indikator für Dispersionskräfte, da es sich ausschließlich um einen elektronischen Effekt handelt (denken Sie an Isotope – obwohl sich die Molmasse um dieses Problem kümmert). Wenn Sie eine Tabelle mit atomaren Polarisierbarkeiten nachschlagen, werden Sie feststellen, dass der Trend auf dem PT links unten ist und sich im Atomradius und in der Ionisierungsenergie widerspiegelt. In Bezug auf Moleküle: Effekte von Dingen wie der Oberfläche des Moleküls ' müssen berücksichtigt werden: Zwei Isomere von C16H32 sieden bei 513 und 554 K; 9 & 16 C-Hauptketten. Sie können sich Polarisierbarkeit als ' Floppy ' der Art

Zusätzlich zu den von Howsikan erwähnten Faktoren lässt mich meine Intuition glauben, dass dies parallel zu den Siedepunkten von $ \ ce {NH3} $ und $ \ ce {ist H2O} $. Ich denke, die Oxos ($ \ ce {O = P} $ und $ \ ce {O = S} $) sind bessere Akzeptoren als die Hydroxylgruppen, daher würden die Säuren $ \ ce {OH … O bevorzugen =} $ über $ \ ce {OH … OH} $.$ \ ce {H3PO3} $ hat drei Oxos zu einer Hydroxylgruppe, während $ \ ce {H2SO4} $ jeweils zwei hat, sodass $ \ ce {H2SO4} $ leichter ein günstiges Netzwerk erstellen kann.