Het kookpunt van $ \ ce {H_2S} $ is hoger dan $ \ ce {HCl} $. Komt dit door het grotere aantal waterstofbruggen dat $ \ ce {H_2S} $ kan vormen in vergelijking met $ \ ce {HCl} $? Ik vond deze verklaring voor de vergelijking tussen $ \ ce {H_2O} $ en $ \ ce {HF} $ dus ik heb geprobeerd het hier ook te gebruiken, maar ik weet niet eens zeker of de intermoleculaire krachten tussen $ \ ce {H_2S} $ en $ \ ce {HCl} $ -moleculen kunnen worden gedefinieerd als “waterstofbinding” (wat alleen zou moeten voorkomen voor $ \ ce {F, O, N} $).
Dus hoe kan de grotere punt van $ \ ce {H_2S} $ vergelijken met $ \ ce {HCl} $ worden uitgelegd?
Reacties
- Don ' t gebruik indien mogelijk mathjax in titels, zie: chemistry.meta.stackexchange.com/questions/261/… Meestal schrijf ik de volledige chemische namen, of als ze ' onpraktisch lang zijn, werkt het gewoon goed om alleen H2S en HCl te schrijven.
Antwoord
Definitie van de waterstofbrug
In 2011 was een moderne en meer algemene IUPAC-definitie van wat een waterstofbinding is ommended (Arunan et al., 2011). De definitie wordt als zodanig vermeld:
De waterstofbrug is een aantrekkelijke interactie tussen een waterstofatoom uit een molecuul of een moleculair fragment $ \ ce {XH} $ waarin $ \ ce {X} $ elektronegatiever is dan $ \ ce {H} $, en een atoom of een groep atomen in hetzelfde of een ander molecuul, waarin er aanwijzingen zijn voor bindingsvorming.
Het lijkt erop dat de definitie van de toenmalige waterstofbinding die alleen interacties omvat met $ \ ce {F, O of N} $ te smal en beperkend lijkt, wat naar mijn mening inderdaad het geval is.
Daarom is het prima om te zeggen dat $ \ ce {H_2S} $ waterstofbruggen maakt met andere $ \ ce {H_2S} $ -moleculen en dat $ \ ce {HCl} $ waterstofbruggen maakt met andere $ \ ce {HCl} $ moleculen.
Verklaring van de kookpunten
Wikipedia geeft de kookpunten van $ \ ce {H_2S} $ en $ \ ce {HCl} $ als $ \ ce {-60 ^ {\ circ} C} $ en $ \ ce {-85.05 ^ {\ circ} C} $. Bij het rationaliseren van kookpuntverschillen is de eerste overweging altijd de sterkte van de intermoleculaire krachten tussen de moleculen in de vloeistof.
De Pauling-elektronegativiteiten van $ \ ce {S} $ en $ \ ce {Cl} $ zijn respectievelijk $ \ ce {2.58} $ en $ \ ce {3.16} $. Blijkbaar is het elektronendeficiëntie in het waterstofatoom dat is gebonden aan $ \ ce {Cl} $ ernstiger in vergelijking met dat dat is gebonden aan $ \ ce {S} $. Dit suggereert dat $ \ ce {HCl} $ -moleculen sterkere waterstofbruggen kunnen vormen. Het is echter ook belangrijk om rekening te houden met het aantal waterstofbruggen dat tussen moleculen wordt gevormd, zoals u al in uw vraag hebt opgemerkt. Elke $ \ ce {H_2S} $ kan vier waterstofbruggen vormen met andere $ \ ce {H_2S} $ -moleculen, terwijl elk $ \ ce {HCl} $ -molecuul slechts twee waterstofbindingen kan vormen met andere $ \ ce {HCl} $ -moleculen . Ondanks het feit dat $ \ ce {HCl} $ -moleculen onderling sterkere waterstofbruggen kunnen vormen, hebben de intermoleculaire aantrekkingen tussen $ \ ce {H_2S} $ -moleculen nog steeds de overhand omdat ze twee keer zo talrijk zijn. Dus $ \ ce {H_2S} $ heeft een hoger kookpunt dan $ \ ce {HCl} $.
Referenties
Arunan, E., Desiraju, GR, Klein, RA, Sadlej, J., Scheiner, S., Alkorta, I.,.Nesbitt, D. J. (2011). IUPAC-definitie van de waterstofbinding. Terminologie en nomenclatuur. Pure Applied Chemistry, 83 (8), 1619-1636. doi: 10.1351 / PAC-REP-10-01-01
Elektronegativiteit. (n.d.). In Wikipedia . Op 9 januari 2018 opgehaald uit https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity
Waterstofchloride. (n.d.). In Wikipedia . Op 9 januari 2018 opgehaald uit https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_chloride
Waterstofsulfide. (n.d.). In Wikipedia . Op 9 januari 2018 opgehaald uit https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_sulfide
Reacties
- Nice 🙂 Toch zou het beter zijn om bronnen te citeren die in Wikipedia-artikelen worden aangehaald.
- @Mithoron zal daar in de toekomst nota van nemen