$\ce{F}$ tiene más pares de electrones no compartidos y es muy electronegativo, por lo que $\ce{H}$ de otra molécula de $\ce{HF}$ puede formar un enlace de hidrógeno con él.
$\ce{HF}$ tiene un punto de ebullición normal de $\pu{19.5^oC}$ mientras que $\ce{H2O}$, como sabes, tiene un punto de ebullición normal de $\pu{100^oC}$.
Pienso que hay una variedad de formas cualitativas de analizar esto:
Los resultados experimentales son el estándar de oro, por supuesto, en lugar de la razonamiento cualitativo, y el razonamiento cualitativo aquí también puede llevarnos en la dirección opuesta; uno podría argumentar que al tener tres pares solitarios, F tiene mucho en su plato, por así decirlo; tal vez pueda estabilizar muy bien un par solitario de electrones pero tres pares solitarios es un problema más grande, y posiblemente lo suficientemente grande como para que los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de $\ce{HF}$ sean más fuertes que los de las moléculas de agua. Nuevamente, todo esto es cualitativo, pero este es el tipo de razonamiento que desean los profesores de química introductoria.
Si limitamos nuestro pensamiento solo a la electrostática, podríamos suponer que $\ce{HF}$ debería tener los enlaces de hidrógeno más fuertes porque F es más atrayente de electrones y, por lo tanto, el hidrógeno debería estar más polarizado positivamente en $\ce{HF}$ en comparación con el hidrógeno en agua. Sin embargo, los enlaces de hidrógeno son más que solo electrostática. Los enlaces de hidrógeno tienen en realidad un componente covalente; esto, sin embargo, suele ser ignorado por los tratamientos introductorios de la química. El ángulo de enlace de los elementos involucrados en un enlace de hidrógeno es crítico. Cuanto más cercanos estén los elementos involucrados en un enlace de hidrógeno a 180 grados, más fuerte será el enlace (este ángulo específico es el caso de los enlaces de hidrógeno en agua; no necesariamente en otras moléculas). Si el enlace de hidrógeno fuera puramente electrostático, esto no sería el caso; los ángulos no importarían, solo la distancia.
Otros problemas también deben ser explorados, como el número de enlaces de hidrógeno viables y las tendencias de donación/liberación de electrones de los elementos involucrados.
Después de buscar en la web, algunas "explicaciones" comunes que no explicarían por qué el agua tiene un punto de ebullición más alto que $\ce{HF}$ serían:
el agua puede formar 4 por molécula mientras que HF solo puede formar 2.
Incorrecto porque si solo consideramos los enlaces de hidrógeno como una cuestión de polaridad de átomos, ¿cómo puede el agua formar cuatro enlaces de hidrógeno por molécula? Tiene dos hidrógenos cargados positivamente y un oxígeno cargado negativamente. Parece que solo debería formar tres enlaces de hidrógeno. Hay que entender que cada par solitario puede ser un donador de puentes de hidrógeno.
Entonces, ¿debemos aceptar el razonamiento que acompaña al experimento y desechar los demás? Bueno, me hago esta pregunta porque me pregunto qué porcentaje de mi libro de la escuela secundaria es verdadero!
@orthocresol Se sabe que el HF muestra enlaces de hidrógeno en fase gaseosa. Esto simplemente significa que al pasar de líquido a fase gaseosa, los enlaces de hidrógeno no tienen que romperse en el caso del HF, mientras que en el caso del agua, los enlaces de hidrógeno necesitan romperse. Esto simplemente explica por qué el punto de ebullición del agua es mayor a pesar de que el HF forma enlaces de hidrógeno más fuertes. ¿Es este razonamiento incorrecto porque no se ha discutido en la respuesta?
La respuesta radica en el enlace de hidrógeno.
La energía del enlace de hidrógeno depende de la electronegatividad de un átomo altamente electronegativo que está unido al hidrógeno. La electronegatividad del hidrógeno es $2.2$, para el oxígeno es $3.44$ y es $4$ para el flúor.
La diferencia en electronegatividad entre $\ce{F}$ y $\ce{H}$ es de $1.8$ y entre $\ce{O}$ y $\ce{H}$ es de $1.24$. La energía del enlace de hidrógeno de $\ce{H-F}$ es de $\pu{41.83 kJ/mol}$ y la de $\ce{O-H}$ es de $\pu{23 kJ/mol}$.
El enlace $\ce{H-F}$ es más fuerte en comparación con el enlace $\ce{O-H}$. En el caso de $\ce{H-F}$, existe un enlace de hidrógeno incluso en estado de vapor, de 4 a 7 moléculas de $\ce{HF}$ juntas forman una unidad en estado de vapor. Sin embargo, en el caso del agua, no hay enlaces de hidrógeno en estado de vapor; cada molécula de agua existe de forma independiente.
Por lo tanto, para hervir agua líquida, todos los enlaces de hidrógeno deben romperse y se requiere una gran cantidad de energía. Esto no ocurre en el $\ce{HF}$; no todos los enlaces de hidrógeno necesitan romperse, por lo tanto se requiere una menor cantidad de energía. Por lo tanto, el $\ce{HF}$ hierve a una temperatura mucho más baja en comparación con el agua.
Tanto el flúor como el oxígeno son muy electronegativos. Cuando se unen con hidrógeno, el hidrógeno se vuelve ligeramente positivo y el átomo electronegativo ligeramente negativo. Debido a esto, ocurre atracción entre los átomos negativos y el hidrógeno en diferentes moléculas, lo que se conoce como enlace de hidrógeno.
En el agua hay dos átomos de hidrógeno que forman más dipolos de carga para enlaces de hidrógeno más fuertes y numerosos.
Otro factor es que el agua se disocia (es decir, el agua líquida está parcialmente compuesta de $\ce{H3O+}$ (tres átomos de hidrógeno y un oxígeno, con carga positiva) y algunos $\ce{OH-}$ (un átomo de hidrógeno y un oxígeno, con carga negativa). Esto aumenta la interacción entre moléculas, elevando el punto de ebullición.
Bueno, [HF2]-, el anión bifluoruro, existe en soluciones (concentradas) de HF. ¿No tendría esto algún efecto en las interacciones intermoleculares también? Además, el HF definitivamente ioniza al igual que el agua y de hecho, el HF ioniza en mayor medida que el agua, ya que el HF es un ácido más fuerte que el agua.
Creo que tal vez nos hemos estado enfocando demasiado en $\ce{HF}$ y $\ce{H2O}$. Si observamos el panorama general de los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos de sus respectivos grupos, podemos ver que los hidruros del grupo 17 realmente tienen puntos de ebullición más bajos que los hidruros del grupo 16. Aún no sé por qué es la tendencia de esta manera dentro de cada período, pero la figura definitivamente nos dice que:
Así que creo que ahora la pregunta principal es: ¿por qué los calcógenos de hidrógeno tienen puntos de ebullición más altos que los haluros de hidrógeno (y en realidad es el grupo de haluros que tiene los puntos de ebullición más altos en cada período)?
(la figura es de http://www.vias.org/genchem/kinetic_12450_08.html)
Además, tanto HF como H2O pueden formar el máximo número de enlaces de hidrógeno por molécula. HF tiene tres aceptores de enlaces de hidrógeno (tres pares solitarios de F) y un dador de enlace de hidrógeno (del H de HF), mientras que H2O tiene 2 aceptores de enlaces de hidrógeno (2 pares solitarios de O) y dos donadores de enlaces de hidrógeno (de los 2 H de H2O).
Las fuerzas intermoleculares (IMFs) son clave aquí. Las IMFs están directamente relacionadas con el punto de ebullición.
Ambos $\ce{HF}$ y $\ce{H2O}$ tienen enlaces de hidrógeno ($\ce{H}$ unido a $\ce{N}$, $\ce{O}$ o $\ce{F}$). Pero $\ce{H2O}$ tiene dos enlaces de hidrógeno mientras que $\ce{HF}$ solo tiene uno. Por lo tanto, $\ce{H2O}$ debería tener un punto de ebullición mucho más alto.
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