Kokpunkten för $ \ ce {H_2S} $ är högre än $ \ ce {HCl} $. Beror det på det större antalet vätebindningar som $ \ ce {H_2S} $ kan bilda jämfört med $ \ ce {HCl} $? Jag hittade den här förklaringen för jämförelsen mellan $ \ ce {H_2O} $ och $ \ ce {HF} $ så jag försökte använda den här också, men jag är inte ens säker på att de intermolekylära krafterna bland $ \ ce {H_2S} $ och $ \ ce {HCl} $ -molekyler kan definieras som ”vätebindning” (som endast bör förekomma för $ \ ce {F, O, N} $).
Så hur kan den större kokningen poäng på $ \ ce {H_2S} $ jämför med $ \ ce {HCl} $ förklaras?
Kommentarer
- Vänligen don ' t använd mathjax i titlar om möjligt, se: chemistry.meta.stackexchange.com/questions/261/… Vanligtvis skriver jag de fullständiga kemiska namnen, eller om de ' är opraktiskt långa, bara att skriva naken H2S och HCl fungerar OK.
Svar
Definition av vätebindningen
År 2011 rekommenderades en modern och mer allmän IUPAC-definition av vad som utgör en vätebindning. omvandlas (Arunan et al., 2011). Definitionen anges som sådan:
Vätebindningen är en attraktiv interaktion mellan en väteatom från en molekyl eller ett molekylfragment $ \ ce {XH} $ där $ \ ce {X} $ är mer elektronegativ än $ \ ce {H} $, och en atom eller en grupp atomer i samma eller en annan molekyl, där det finns bevis för bindningsbildning.
Det verkar som att definitionen av då vätebindning som endast innehåller interaktioner med $ \ ce {F, O eller N} $ verkar för snäv och begränsande, vilket jag personligen tycker är verkligen fallet.
Därför är det helt bra att säga att $ \ ce {H_2S} $ gör vätebindningar med andra $ \ ce {H_2S} $ -molekyler och att $ \ ce {HCl} $ gör vätebindningar med andra $ \ ce {HCl} $ -molekyler.
Förklara kokpunkterna
Wikipedia ger kokpunkterna $ \ ce {H_2S} $ och $ \ ce {HCl} $ som $ \ ce {-60 ^ {\ circ} C} $ respektive $ \ ce {-85.05 ^ {\ circ} C} $. Vid rationalisering av kokpunktsskillnader är den första överväganden alltid styrkan hos de intermolekylära krafterna mellan molekylerna i vätskan.
Pauling-elektronegativiteterna på $ \ ce {S} $ och $ \ ce {Cl} $ är $ \ ce {2.58} $ respektive $ \ ce {3.16} $. Uppenbarligen är elektronbristen i väteatomen bunden till $ \ ce {Cl} $ svårare än den som är bunden till $ \ ce {S} $. Detta antyder att $ \ ce {HCl} $ -molekyler kan bilda starkare vätebindningar. Det är dock också viktigt att överväga antalet vätebindningar som bildas mellan molekyler, som du redan har noterat i din fråga. Varje $ \ ce {H_2S} $ kan bilda 4 vätebindningar med andra $ \ ce {H_2S} $ -molekyler, medan varje $ \ ce {HCl} $ -molekyl endast kan bilda 2 vätebindningar med andra $ \ ce {HCl} $ -molekyler . Trots det faktum att $ \ ce {HCl} $ -molekyler kan bilda starkare vätebindningar mellan sig, har de intermolekylära attraktionerna mellan $ \ ce {H_2S} $ -molekyler fortfarande rådande eftersom de är dubbelt så många. Således har $ \ ce {H_2S} $ en högre kokpunkt än $ \ ce {HCl} $.
Referenser
Arunan, E., Desiraju, GR, Klein, RA, Sadlej, J., Scheiner, S., Alkorta, I.,. . . Nesbitt, D. J. (2011). IUPAC-definition av vätebindningen. Terminologi och nomenklatur. Ren tillämpad kemi, 83 (8), 1619-1636. doi: 10.1351 / PAC-REP-10-01-01
Elektronegativitet. (n.d.). I Wikipedia . Hämtad 9 januari 2018 från https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity
Väteklorid. (n.d.). I Wikipedia . Hämtad 9 januari 2018 från https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_chloride
Vätesulfid. (n.d.). I Wikipedia . Hämtad 9 januari 2018 från https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_sulfide