Waarom is het kookpunt van zwavelzuur veel hoger dan dat van fosforzuur?

Fosforzuur is geen sterk zuur en het ondergaat geen volledige deprotonisatie.

Beide zuren hebben een vergelijkbare molecuulmassa van ongeveer 98 gram per mol.

Een andere eigenschap die in overweging moet worden genomen, is de vorming van een netto dipoolmoment op het molecuul. Met de fosforzuur 3D-structuur bevestigd, kan elk van de drie zuurstofatomen in de $ \ ce {- OH} $ groepstrek met gelijke kracht, elkaar opheffen, waardoor een netto dipoolmoment omhoog gaat vanuit de dubbel gebonden zuurstof.

Bij zwavelzuur trekken beide waterstofbindende groepen echter relatief in dezelfde richting, terwijl de dubbelgebonden zuurstofatomen in de tegenovergestelde richting trekken en een st Ronger netto dipool.

Dit is analoog aan de netto dipooleigenschappen van gechloreerde methanen. Zie de bijgevoegde afbeelding en let op de overeenkomsten in hun structuren en de structuren van de zuren die we bespreken.

Nog een belangrijke reden voor het verschil in kookpunt is de autoprotolyse van zwavelzuur. Zelfs zonder de aanwezigheid van water kan zwavelzuur een proton verliezen, zoals weergegeven in deze vergelijking:

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

Fosforzuur is een zwak zuur en heeft dergelijke interacties niet en verliest alleen protonen (in evenwicht) in aanwezigheid van water. De autoprotolyse is belangrijk omdat zwavelzuur door autoprotolyse nu ion-ion-interacties vormt, die veel sterkere interacties zijn dan waterstofbinding.

Daarom heeft zwavelzuur, als een combinatie van een iets sterker dipoolmoment en meer nog als gevolg van autoprotolyse, sterkere intermoleculaire krachten en dus een hoger kookpunt.

Opmerkingen

• Pure H3PO4 ondergaat ook autoprotolyse en in nog grotere mate dan H2SO4. Het gedrag van zuivere stoffen heeft weinig gemeen met hun interacties met water, wanneer ze sterk verdund zijn.
• @Mithoron Dus, betekent dit de pKa van $ \ ce {H3PO4} $ in $ \ ce {H3PO4 } $ is hoger dan de pKa van $ \ ce {H2SO4} $ in $ \ ce {H2SO4} $? Ik ' heb daarvoor naar een bron gezocht, maar ' heb ik er geen kunnen vinden, heb je er toevallig een? Ik vertrouw erop dat wat je ' zegt waar is, maar als er een geconsolideerde bron voor is, zou ik ' het handig vinden.
• @DGS books.google.pl/… Het ' s autoprotolyse is waarschijnlijk de sterkste van alle bekende zuren, maar eerder vanwege de hogere basiciteit en niet vanwege de zuurgraad (wordt gemakkelijker geprotoneerd).
• wat heeft de molaire massa te maken met de BP?
• @Howsikan Massa blijkt niet de beste indicator te zijn voor dispersiekrachten omdat ze uitsluitend een elektronisch effect zijn (denk aan isotopen – hoewel molaire massa dat probleem oplost). Zoek een tabel met atomaire polariseerbaarheden op en je zult zien dat de trend links naar beneden is op de PT, en wordt weerspiegeld in de atoomstraal en ionisatie-energie. Met betrekking tot moleculen: effecten van zaken als de oppervlakte van het molecuul ' moeten in aanmerking worden genomen: twee isomeren van C16H32 koken bij 513 en 554 K; 9 & 16 C-hoofdketens. Je zou je polariseerbaarheid kunnen voorstellen als hoe ' floppy ' de soort is

Naast de factoren die Howsikan noemde, doet mijn intuïtie me geloven dat er “een parallel is met de kookpunten van $ \ ce {NH3} $ en $ \ ce { H2O} $. Ik denk dat de oxos ($ \ ce {O = P} $ en $ \ ce {O = S} $) betere acceptoren zijn dan de hydroxylen, dus de zuren geven de voorkeur aan $ \ ce {OH … O =} $ meer dan $ \ ce {OH … OH} $.$ \ ce {H3PO3} $ heeft drie oxos in één hydroxylgroep, terwijl $ \ ce {H2SO4} $ er twee van elk heeft, dus $ \ ce {H2SO4} $ kan gemakkelijker een gunstig netwerk creëren.