Pourquoi le point débullition de lacide sulfurique est-il beaucoup plus élevé que celui de lacide phosphorique?

Lacide phosphorique nest pas un acide fort et il ne subit pas de déprotonisation complète.

Les deux acides ont une masse molaire similaire denviron 98 grammes par mole.

Une autre propriété à considérer est la formation dun moment dipolaire net sur la molécule. Avec la structure 3D dacide phosphorique attachée, chacun des trois atomes doxygène dans le $ \ ce {- OH} $ groupe tire avec une force égale, sannulant mutuellement, laissant un moment dipolaire net remontant en provenance de loxygène à double liaison.

Avec lacide sulfurique cependant, les deux groupes de liaison hydrogène tirent dans relativement la même direction, tandis que les atomes doxygène à double liaison tirent dans la direction opposée, formant un st Dipôle de filet plus long.

Ceci est analogue aux propriétés dipolaires nettes des méthanes chlorés. Voir limage ci-jointe et noter les similitudes dans leurs structures et les structures des acides dont nous discutons.

Une autre raison clé pour la différence de point débullition est lautoprotolyse de lacide sulfurique. Même sans présence deau, lacide sulfurique peut perdre un proton comme indiqué dans cette équation:

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

Lacide phosphorique est un acide faible et na pas de telles interactions et ne perd des protons (en équilibre) quen présence deau. Lautoprotolyse est importante car grâce à lautoprotolyse, lacide sulfurique forme maintenant des interactions ion-ion, qui sont des interactions beaucoup plus fortes que la liaison hydrogène.

Par conséquent, en tant que combinaison dun moment dipolaire légèrement plus fort et plus encore dû à lautoprotolyse, lacide sulfurique a des forces intermoléculaires plus fortes, et donc un point débullition plus élevé.

Commentaires

• Le H3PO4 pur subit également une autoprotolyse et dans une plus grande mesure encore le H2SO4. Le comportement des substances pures a peu de points communs avec leurs interactions avec leau, lorsquelles sont fortement diluées.
• @Mithoron Donc, cela signifie-t-il le pKa de $ \ ce {H3PO4} $ en $ \ ce {H3PO4 } $ est supérieur au pKa de $ \ ce {H2SO4} $ dans $ \ ce {H2SO4} $? Jai ' recherché une source pour cela, mais je nai ' en trouver aucune, en avez-vous une, par hasard? Jespère que ce que vous ' dites est vrai, mais sil existe une source consolidée pour cela, je ' le trouverai pratique.
• @DGS books.google.pl/… Il ' est probablement la plus forte de tous les acides connus, mais plutôt en raison dune plus grande basicité et non pas dune acidité (elle devient plus facile à protoner).
• Quest-ce que la masse molaire a à voir avec la TA? / li>
• @Howsikan Mass savère ne pas être le meilleur indicateur des forces de dispersion car il sagit exclusivement dun effet électronique (pensez aux isotopes – bien que la masse molaire soccupe de ce problème). Recherchez un tableau des polarisabilités atomiques et vous constaterez que la tendance est vers le bas à gauche sur le PT et se reflète dans le rayon atomique et lénergie dionisation. Concernant les molécules: les effets de choses comme la surface spécifique de la molécule ' doivent être pris en compte: deux isomères de C16H32 bouillent à 513 et 554 K; 9 & 16 chaînes principales C, respectivement. Vous pourriez imaginer la polarisabilité comme la manière dont ' disquette ' lespèce est

En plus des facteurs mentionnés par Howsikan, mon intuition me porte à croire quil existe « un parallèle avec les points débullition de $ \ ce {NH3} $ et $ \ ce { H2O} $. Je pense que les oxos ($ \ ce {O = P} $ et $ \ ce {O = S} $) sont de meilleurs accepteurs que les hydroxyles, donc les acides préféreraient $ \ ce {OH … O =} $ sur $ \ ce {OH … OH} $.$ \ ce {H3PO3} $ a trois oxos pour un hydroxyle alors que $ \ ce {H2SO4} $ en a deux de chaque, donc $ \ ce {H2SO4} $ peut créer un réseau favorable plus facilement.