$ \ ce {F} $ ha più coppie di elettroni non condivise ed è molto elettronegativo, quindi $ \ ce {H} $ di un'altra $ \ ce {HF} $ molecola può $ \ ce {H} $ - legarsi ad essa .
$ \ ce {HF} $ ha un punto di ebollizione normale di $ \ pu {19,5 ^ oC} $ mentre $ \ ce {H2O} $, come sai, ha un punto di ebollizione normale di $ \ pu { 100 ^ oC} $.
Penso che ci siano una varietà di modi qualitativi di vedere questo:
I risultati sperimentali sono il gold standard, ovviamente, al contrario del ragionamento qualitativo, e il ragionamento qualitativo qui può anche portarci nella direzione opposta; si potrebbe obiettare che avendo tre coppie solitarie, F ha molto da fare, per così dire; potrebbe essere in grado di stabilizzare molto bene una coppia solitaria di elettroni, ma tre coppie solitarie sono un calvario più grande, e forse abbastanza grande che i legami idrogeno tra le molecole $ \ ce {HF} $ sono più forti di quelli tra le molecole d'acqua. Di nuovo, questo è tutto qualitativo , ma questo è il tipo di ragionamento che desiderano gli insegnanti di chimica introduttiva.
Se limitiamo il nostro pensiero alla sola elettrostatica, potremmo supporre che $ \ ce {HF} $ dovrebbe avere i legami idrogeno più forti perché F è più ritirante di elettroni e quindi l'idrogeno dovrebbe essere polarizzato più positivamente in $ \ ce {HF} $ rispetto all'idrogeno nell'acqua. Tuttavia, il legame a idrogeno è più che solo elettrostatica. Il legame idrogeno ha effettivamente una componente covalente; questo, tuttavia, viene solitamente ignorato dai trattamenti introduttivi della chimica. L ' angolo di legame degli elementi coinvolti in un legame idrogeno è fondamentale. Più gli elementi coinvolti in un legame idrogeno sono vicini a 180 gradi, più forte è il legame (questo angolo specifico è il caso del legame idrogeno in acqua, non necessariamente altre molecole). Se il legame a idrogeno fosse puramente elettrostatico, non sarebbe così; gli angoli non avrebbero importanza, solo la distanza lo sarebbe.
Anche altre questioni devono essere esplorate, come il numero di legami idrogeno vitali e le tendenze di donazione / rilascio di elettroni degli elementi coinvolti.
Dopo aver setacciato il web alcuni comuni " spiegazioni "che non spiegherebbero perché l'acqua ha un punto di ebollizione più alto di $ \ ce {HF} $ sarebbero:
l'acqua può formarsi 4 per molecola mentre HF può formarne solo 2.
Sbagliato perché se consideriamo i legami idrogeno solo come coinvolgenti la polarità degli atomi, come può l'acqua formare quattro legami idrogeno per molecola? Ha due idrogeni caricati positivamente e un ossigeno caricato negativamente. Sembra che dovrebbe formare solo tre legami idrogeno. Bisogna capire che le coppie solitarie possono essere ciascuna donatori di legami idrogeno.
La risposta sta nel legame idrogeno.
L'energia del legame idrogeno dipende dall'elettronegatività di un atomo altamente elettronegativo che è legato all'idrogeno. L'elettronegatività dell'idrogeno è $ 2,2 $, per l'ossigeno $ 3,44 $ e $ 4 $ per il fluoro.
La differenza di elettronegatività tra $ \ ce {F} $ e $ \ ce {H} $ è $ 1,8 $ e tra $ \ ce {O} $ e $ \ ce {H} $ è $ 1,24 $. L'energia del legame idrogeno di $ \ ce {HF} $ è $ \ pu {41,83 kJ / mole} $ e quella di $ \ ce {OH} $ è $ \ pu {23 kJ / mole} $.
$ \ ce {HF} $ bond è più forte rispetto a $ \ ce {OH} $ bond. Nel caso di $ \ ce {H-F} $, esiste un legame idrogeno anche allo stato di vapore, da 4 a 7 $ \ ce {HF} $ molecole insieme formano un'unità allo stato di vapore. Tuttavia, nel caso dell'acqua, non vi è alcun legame idrogeno allo stato di vapore; ogni molecola d'acqua esiste indipendentemente.
Quindi, per far bollire l'acqua liquida, tutti i legami idrogeno devono essere rotti e richiede una grande quantità di energia. Questo non è il caso di $ \ ce {HF} $; tutti i legami idrogeno non devono essere rotti e quindi è richiesta una quantità minore di energia. Quindi $ \ ce {HF} $ bolle a una temperatura molto più bassa rispetto all'acqua.
Penso che potremmo esserci concentrati troppo su $ \ ce {HF} $ e $ \ ce {H2O} $. Se guardiamo al quadro più ampio dei punti di ebollizione degli idruri degli elementi dei rispettivi gruppi, possiamo vedere che gli idruri del gruppo 17 hanno davvero punti di ebollizione inferiori a quelli degli idruri del gruppo 16. Non so ancora perché la tendenza sia in questo modo in ogni periodo, ma la cifra ci dice sicuramente che:
Quindi penso che ora la domanda principale sia: perché i calcogenuri di idrogeno hanno BP più alti degli alogenuri di idrogeno (ed è in realtà il gruppo di alogenuri che hanno i BP più alti in ciascun periodo) ?
(la cifra è tratta da http://www.vias.org/genchem/kinetic_12450_08. html)
Sia il fluoro che l'ossigeno sono molto elettronegativi. Quando si legano all'idrogeno, l'idrogeno diventa leggermente positivo e l'atomo elettronegativo leggermente negativo. Per questo motivo, l'attrazione si verifica tra gli atomi negativi e l'idrogeno in diverse molecole, chiamato legame idrogeno.
In acqua ci sono due idrogeno che producono più dipoli di carica per legami idrogeno più forti e più numerosi.
Un altro fattore è che l'acqua si dissocia (cioè l'acqua liquida è parzialmente composta da $ \ ce {H3O +} $ (tre idrogeno e un ossigeno, che è caricato positivamente) e da $ \ ce {OH -} $ (un idrogeno e un ossigeno, caricati negativamente). Ciò aumenta l'interazione tra le molecole, aumentando il punto di ebollizione.
Le forze intermolecolari (FMI) sono la chiave qui. Gli IMF sono direttamente correlati al punto di ebollizione.
Sia $ \ ce {HF} $ che $ \ ce {H2O} $ hanno legami idrogeno ($ \ ce {H} $ attaccati a $ \ ce {N} $, $ \ ce {O} $ o $ \ ce {F} $). Ma $ \ ce {H2O} $ ha due legami a idrogeno mentre $ \ ce {HF} $ ne ha solo uno . Quindi, $ \ ce {H2O} $ dovrebbe avere un punto di ebollizione molto più alto.