Homoasociación y fuerza ácida

Question

Entiendo que la fuerza del HF difiere significativamente dependiendo de la concentración. Comprendo la teoría básica subyacente - homoasociación - y la estabilización del anión fluoruro denso de carga altamente negativa mediante "enlaces" de hidrógeno/atracciones intermoleculares con el soluto no disociado. $\ce{HF}$ moléculas.

Sin embargo, no me queda clara la explicación de Wikipedia sobre la homoasociación: http://en.wikipedia.org/wiki/Homoassociation

En cuanto a las ecuaciones, no sé si los autores querían referirse a un líquido puro. $\ce{HF}$ o una solución de HF. Creo que los autores se refieren a líquido $\ce{HF}$ porque se menciona la autoionización del HF. Estoy pensando que la auto-ionización sólo sería significativa en líquido $\ce{HF}$ . O en una solución concentrada.

Además, con respecto a la segunda ecuación - los autores hacen que parezca que el anión fluoruro está formando un actual, intramolecular con el $\ce{HF}$ molécula. Creo que los autores están dando a entender la formación de una intermolecular enlace de hidrógeno, ¿correcto?

Por otra parte, el anión bifluoruro parece ser una entidad molecular real ( http://en.wikipedia.org/wiki/Bifluoride ).

Esto sólo enturbia aún más el agua. Es decir, ¿cuál de las siguientes opciones representa mejor cómo se estabiliza el anión fluoruro, provocando soluciones concentradas de $\ce{HF}$ ionizar más de lo que cabría esperar de $\ce{K_a}$ ¿valores?

$\ce{HF}$ ... $\ce{F^-}$ (enlace de hidrógeno)

o

$\ce{HF_2^-}$ (formación de anión bifluoruro)

También se agradecería cualquier otro enlace a recursos sobre la homoasociación.

ETA: Además, ¿no puede el anión fluoruro formar enlaces de hidrógeno con el agua? El hecho de que el HF concentrado sea más fuerte que el HF diluido que lo que mera $\ce{Ka}$ implican que el enlace H con el agua no es tan eficaz como el enlace H con las moléculas de HF. ¿Por qué? ¿Es el agua menos polar? Por otro lado, el agua puede formar un máximo de dos enlaces de hidrógeno con el anión fluoruro, mientras que una molécula de HF sólo puede formar un máximo de un enlace de hidrógeno con un anión fluoruro.

Answer 1

Creo que esto Artículo de Wikipedia sobre el fluoruro de hidrógeno responderá a sus preguntas. Habla de la acidez de $\ce{HF}$ de solución acuosa diluida a concentrada, y después pura $\ce{HF}$ . Presentan cuatro equilibrios para describir estas situaciones

\begin{aligned} \ce{H2O + HF &~<=> [H3O^+ {.} F^{-}]&&(I)}\\ \ce{[H3O^+ {.} F^{-}] &~<=> H3O^+ + F^{-}&&(II)}\\ \ce{[H3O^+ {.} F^{-}] + HF &~<=> H3O^+ + HF2^{-}&&(III)}\\ \ce{3HF &~<=> H2F^+ + HF2^{-}&&(IV)}\\ \end{aligned}

En una solución diluida, el equilibrio (I) se encuentra muy a la derecha y el segundo equibrio (II) muy a la izquierda. Por tanto, aunque el $\ce{HF}$ se disocia ampliamente, el par de iones de enlace de hidrógeno resultante es muy estable y reacio a sufrir una disociación significativa. De ahí que la solución sea débilmente ácida. A medida que la concentración de $\ce{HF}$ se incrementa la homodisociación entra en juego [equilibrio (III)] produciendo el ion difluoruro de hidrógeno como una entidad discreta que se estabiliza a través de enlaces de hidrógeno intermoleculares. El aumento de $\ce{H3O+}$ hace que la solución resultante sea muy ácida. En estado puro $\ce{HF}$ se produce una autoionización que da lugar a una solución extremadamente ácida. Página 4 de este enlace muestra un gráfico de la acidez del HF desde casi cero hasta una concentración del 50%.