Fuerzas intermoleculares y propiedades

a) Porque el agua forma enlaces de hidrógeno y el $\text{H}_2\text{S}$ no.

Los dos son hidruros del grupo 16, con geometría angular y moléculas polares. La diferencia está en la naturaleza del átomo unido al hidrógeno:

• $\text{H}_2\text{O}$: el oxígeno es muy electronegativo ($\chi = 3{,}5$) y muy pequeño, así que el enlace $\text{O}\!-\!\text{H}$ está fuertemente polarizado y el oxígeno dispone de dos pares solitarios. Se cumplen las tres condiciones del enlace de hidrógeno, y cada molécula puede formar hasta cuatro.
• $\text{H}_2\text{S}$: el azufre es mucho menos electronegativo ($\chi = 2{,}5$) y bastante más grande. El enlace $\text{S}\!-\!\text{H}$ apenas está polarizado y no hay enlaces de hidrógeno; solo actúan fuerzas dipolo-dipolo débiles y de London.

$$T_{\text{eb}}(\text{H}_2\text{O}) = 100\ ^\circ\text{C} \qquad T_{\text{eb}}(\text{H}_2\text{S}) = -60\ ^\circ\text{C}$$Ciento sesenta grados de diferencia a pesar de que el $\text{H}_2\text{S}$ tiene casi el doble de masa molar ($34$ frente a $18$). Es la anomalía característica de los hidruros del N, el O y el F.

b) El $\text{NaI}$ es mucho más soluble.

$\text{NaI}$: compuesto iónico. Al disolverse, las moléculas de agua (muy polares) rodean y solvatan los iones: el oxígeno se orienta hacia el $\text{Na}^+$ y los hidrógenos hacia el $\text{I}^-$. La energía de hidratación liberada compensa con creces la energía reticular:$$\text{NaI}(s) \xrightarrow{\;\text{H}_2\text{O}\;} \text{Na}^+(ac) + \text{I}^-(ac) \qquad s \approx 1\,840 \text{ g}\cdot\text{L}^{-1}$$$\text{I}_2$: molécula apolar. Al estar formada por dos átomos idénticos, no tiene momento dipolar y no puede establecer interacciones favorables con el agua. Disolverlo obligaría a romper enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua sin nada que los reemplace:$$s(\text{I}_2 \text{ en agua}) \approx 0{,}3 \text{ g}\cdot\text{L}^{-1}$$Seis mil veces menos. El yodo sí se disuelve bien en disolventes apolares como el tetracloruro de carbono o el hexano, y de ahí el color violeta característico de esas disoluciones.

c) Porque las fuerzas de London crecen con el tamaño de la molécula.

Los cuatro halógenos moleculares son apolares (dos átomos iguales), así que entre sus moléculas solo actúan fuerzas de dispersión de London. Su intensidad depende de la polarizabilidad, es decir, de la facilidad con que la nube electrónica se deforma para crear dipolos instantáneos.

Al bajar en el grupo aumentan el número de electrones y el tamaño atómico, la nube es más difusa y más deformable, y las fuerzas de London se intensifican:La transición gas $\to$ líquido $\to$ sólido a temperatura ambiente es simplemente el reflejo de esa progresión.