¿Por qué el punto de ebullición del ácido sulfúrico es mucho más alto que el del ácido fosfórico?

El ácido fosfórico no es un ácido fuerte y no sufre una desprotonización completa.

Ambos ácidos tienen una masa molar similar de alrededor de 98 gramos por mol.

Otra propiedad que debe considerarse es la formación de un momento dipolar neto en la molécula. Con la estructura 3D de ácido fosfórico adherida, cada uno de los tres átomos de oxígeno en el $ \ ce {- OH} $ tirón del grupo con la misma fuerza, anulándose entre sí, dejando un momento dipolar neto que va hacia arriba procedente del oxígeno de doble enlace.

Sin embargo, con el ácido sulfúrico, ambos grupos de enlaces de hidrógeno tiran relativamente en la misma dirección, mientras que los átomos de oxígeno de doble enlace tiran en la dirección opuesta, formando un st dipolo de red ronger.

Esto es análogo a las propiedades dipolares netas de los metanos clorados. Vea la imagen adjunta y observe las similitudes en sus estructuras y las estructuras de los ácidos que estamos discutiendo.

Otro motivo clave para la diferencia en el punto de ebullición es la autoprotólisis del ácido sulfúrico. Incluso sin la presencia de agua, el ácido sulfúrico puede perder un protón como se muestra en esta ecuación:

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

El ácido fosfórico es un ácido débil y no tiene tales interacciones y solo pierde protones (en equilibrio) en presencia de agua. La autoprotolisis es importante porque a través de la autoprotolisis, el ácido sulfúrico ahora forma interacciones ion-ion, que son interacciones mucho más fuertes que los enlaces de hidrógeno.

Por lo tanto, como una combinación de un momento dipolar ligeramente más fuerte y más debido a la autoprotólisis, el ácido sulfúrico tiene fuerzas intermoleculares más fuertes y, por lo tanto, un punto de ebullición más alto.

Comentarios

• El H3PO4 puro también se somete a autoprotolisis y en mayor medida que el H2SO4. El comportamiento de las sustancias puras tiene poco en común con sus interacciones con el agua, cuando están muy diluidas.
• @Mithoron Entonces, ¿significa esto el pKa de $ \ ce {H3PO4} $ en $ \ ce {H3PO4? } $ es mayor que el pKa de $ \ ce {H2SO4} $ en $ \ ce {H2SO4} $? ' he buscado una fuente para eso, pero no ' no he podido encontrar ninguna, ¿tienes una, por casualidad? Confío en que lo que ' está diciendo sea cierto, pero si hay una fuente consolidada para esto, ' lo encontraría útil.
• @DGS books.google.pl/… Es ' La autoprotólisis es probablemente el más fuerte de todos los ácidos conocidos, pero más bien debido a una mayor basicidad, no a la acidez (se protona más fácilmente).
• ¿Qué tiene que ver la masa molar con el BP?
• @Howsikan Mass resulta no ser el mejor indicador de las fuerzas de dispersión porque son exclusivamente un efecto electrónico (piense en isótopos, aunque la masa molar se encarga de ese problema). Busque una tabla de polarizabilidades atómicas y encontrará que la tendencia está hacia abajo a la izquierda en el PT y se refleja en el radio atómico y la energía de ionización. Con respecto a las moléculas: se deben considerar los efectos de cosas como la superficie de la molécula ': dos isómeros de C16H32 hierven a 513 y 554 K; 9 & 16 cadenas principales de C, respectivamente. Puede imaginarse la polarización como la ' floppy ' la especie

Además de los factores que mencionó Howsikan, mi intuición me lleva a creer que hay un paralelo con los puntos de ebullición de $ \ ce {NH3} $ y $ \ ce { H2O} $. Creo que los oxos ($ \ ce {O = P} $ y $ \ ce {O = S} $) son mejores aceptores que los hidroxilos, por lo que los ácidos preferirían $ \ ce {OH … O =} $ sobre $ \ ce {OH … OH} $.$ \ ce {H3PO3} $ tiene tres oxos por un hidroxilo, mientras que $ \ ce {H2SO4} $ tiene dos de cada uno, por lo que $ \ ce {H2SO4} $ puede crear una red favorable más fácilmente.