Kokepunktet på $ \ ce {H_2S} $ er høyere enn $ \ ce {HCl} $. Er dette på grunn av det større antallet hydrogenbindinger som $ \ ce {H_2S} $ kan danne i forhold til $ \ ce {HCl} $? Jeg fant denne forklaringen for sammenligningen mellom $ \ ce {H_2O} $ og $ \ ce {HF} $, så jeg prøvde å bruke den her også, men jeg er ikke engang sikker på at de intermolekylære kreftene mellom $ \ ce {H_2S} $ og $ \ ce {HCl} $ molekyler kan defineres som «hydrogenbinding» (som bare skal forekomme for $ \ ce {F, O, N} $).

Så hvordan kan jo større koking punkt på $ \ ce {H_2S} $ sammenlignet med $ \ ce {HCl} $ forklares?

Kommentarer

Svar

Definisjon av hydrogenbindingen

I 2011 ble en moderne og mer generell IUPAC-definisjon av hva som utgjør en hydrogenbinding ommended (Arunan et al., 2011). Definisjonen er oppgitt slik:

Hydrogenbindingen er en attraktiv interaksjon mellom et hydrogenatom fra et molekyl eller et molekylært fragment $ \ ce {XH} $ hvor $ \ ce {X} $ er mer elektronegativ enn $ \ ce {H} $, og et atom eller en gruppe atomer i det samme eller et annet molekyl, der det er bevis for bindingsdannelse.

Det ser ut til at definisjonen av da hydrogenbinding som kun inkluderer interaksjoner med $ \ ce {F, O eller N} $ virker for smal og begrensende, som jeg personlig føler er virkelig tilfelle.

Derfor er det helt greit å si at $ \ ce {H_2S} $ lager hydrogenbindinger med andre $ \ ce {H_2S} $ molekyler og at $ \ ce {HCl} $ lager hydrogenbindinger med andre $ \ ce {HCl} $ molekyler.

Forklaring av kokepunktene

Wikipedia gir kokepunktene på $ \ ce {H_2S} $ og $ \ ce {HCl} $ som henholdsvis $ \ ce {-60 ^ {\ circ} C} $ og $ \ ce {-85.05 ^ {\ circ} C} $. Når man rasjonaliserer forskjeller i kokepunktet, er den første betraktningen alltid styrken til de intermolekylære kreftene mellom molekylene i væsken.

Pauling-elektronegativitetene på $ \ ce {S} $ og $ \ ce {Cl} $ er henholdsvis $ \ ce {2.58} $ og $ \ ce {3.16} $. Åpenbart er elektronmangel i hydrogenatomet bundet til $ \ ce {Cl} $ mer alvorlig sammenlignet med det bundet til $ \ ce {S} $. Dette antyder at $ \ ce {HCl} $ -molekyler er i stand til å danne sterkere hydrogenbindinger. Imidlertid er det også viktig å vurdere antall hydrogenbindinger dannet mellom molekyler, som du allerede har nevnt i spørsmålet ditt. Hver $ \ ce {H_2S} $ kan danne 4 hydrogenbindinger med andre $ \ ce {H_2S} $ -molekyler, mens hvert $ \ ce {HCl} $ -molekyl bare kan danne 2 hydrogenbindinger med andre $ \ ce {HCl} $ -molekyler . Derfor, til tross for at $ \ ce {HCl} $ -molekyler kan danne sterkere hydrogenbindinger seg imellom, fremdeles de intermolekylære attraksjonene mellom $ \ ce {H_2S} $ -molekyler, da de er dobbelt så mange. Dermed har $ \ ce {H_2S} $ et høyere kokepunkt enn $ \ ce {HCl} $.

Referanser

Arunan, E., Desiraju, GR, Klein, RA, Sadlej, J., Scheiner, S., Alkorta, I.,. . . Nesbitt, D. J. (2011). IUPAC-definisjon av hydrogenbindingen. Terminologi og nomenklatur. Pure Applied Chemistry, 83 (8), 1619-1636. doi: 10.1351 / PAC-REP-10-01-01

Elektronegativitet. (n.d.). I Wikipedia . Hentet 9. januar 2018 fra https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity

Hydrogenklorid. (n.d.). I Wikipedia . Hentet 9. januar 2018 fra https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_chloride

Hydrogensulfid. (n.d.). I Wikipedia . Hentet 9. januar 2018 fra https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_sulfide

Kommentarer

  • Hyggelig 🙂 Det ville likevel være bedre å sitere kilder som er sitert i Wikipedia-artikler.
  • @Mithoron vil merke oss det i fremtiden

Legg igjen en kommentar

Din e-postadresse vil ikke bli publisert. Obligatoriske felt er merket med *