Comment les liaisons hydrogène expliquent-elles le point d'ébullition plus élevé de l'eau par rapport aux hydrures des autres éléments du groupe 16 ?
Hydrogen bonding

A hydrogen bond is an extreme form of dipole-dipole bonding, referring to the attraction between a hydrogen atom that is bonded to an element with high electronegativity, usually nitrogen, oxygen, or fluorine. The hydrogen bond is often described as a strong electrostatic dipole–dipole interaction. However, it also has some features of covalent bonding: it is directional, stronger than a van der Waals force interaction, produces interatomic distances shorter than the sum of their van der Waals radii, and usually involves a limited number of interaction partners, which can be interpreted as a kind of valence. The number of Hydrogen bonds formed between molecules is equal to the number of active pairs. The molecule which donates its hydrogen is termed the donor molecule, while the molecule containing lone pair participating in H bonding is termed the acceptor molecule. The number of active pairs is equal to the common number between number of hydrogens the donor has and the number of lone pairs the acceptor has.

Though both not depicted in the diagram, water molecules have four active bonds. The oxygen atom’s two lone pairs interact with a hydrogen each, forming two additional hydrogen bonds, and the second hydrogen atom also interacts with a neighbouring oxygen. Intermolecular hydrogen bonding is responsible for the high boiling point of water (100 °C) compared to the other group 16 hydrides, which have little capability to hydrogen bond. Intramolecular hydrogen bonding is partly responsible for the secondary, tertiary, and quaternary structures of proteins and nucleic acids. It also plays an important role in the structure of polymers, both synthetic and natural.
Liaisons hydrogène

En raison de sa polarité, une molécule d'eau à l'état liquide ou solide peut former jusqu'à quatre liaisons hydrogène avec les molécules voisines. Les liaisons hydrogène sont environ dix fois plus fortes que la force de Van der Waals qui attire les molécules les unes aux autres dans la plupart des liquides. C'est la raison pour laquelle les points de fusion et d'ébullition de l'eau sont beaucoup plus élevés que ceux d'autres composés analogues comme le sulfure d'hydrogène. Elles expliquent également sa capacité thermique spécifique exceptionnellement élevée (environ 4,2 J/(g·K)), sa chaleur de fusion (environ 333 J/g), sa chaleur de vaporisation (2257 J/g) et sa conductivité thermique (entre 0,561 et 0,679 W/(m·K)). Ces propriétés rendent l'eau plus efficace pour modérer le climat terrestre, en stockant la chaleur et en la transportant entre les océans et l'atmosphère. Les liaisons hydrogène de l'eau sont d'environ 23 kJ/mol (par rapport à une liaison covalente O-H à 492 kJ/mol). On estime que 90 % de cette énergie est attribuable à l'électricité statique, tandis que les 10 % restants sont partiellement covalents.

Ces liaisons sont la cause de la forte tension superficielle et des forces capillaires de l'eau. L'action capillaire fait référence à la tendance de l'eau à monter dans un tube étroit contre la force de gravité. Cette propriété est exploitée par toutes les plantes vasculaires, comme les arbres.
### Query ###
Comment les liaisons hydrogène expliquent-elles le point d'ébullition plus élevé de l'eau par rapport aux hydrures des autres éléments du groupe 16 ?

### Main Text ###
Hydrogen bonding

A hydrogen bond is an extreme form of dipole-dipole bonding, referring to the attraction between a hydrogen atom that is bonded to an element with high electronegativity, usually nitrogen, oxygen, or fluorine. The hydrogen bond is often described as a strong electrostatic dipole–dipole interaction. However, it also has some features of covalent bonding: it is directional, stronger than a van der Waals force interaction, produces interatomic distances shorter than the sum of their van der Waals radii, and usually involves a limited number of interaction partners, which can be interpreted as a kind of valence. The number of Hydrogen bonds formed between molecules is equal to the number of active pairs. The molecule which donates its hydrogen is termed the donor molecule, while the molecule containing lone pair participating in H bonding is termed the acceptor molecule. The number of active pairs is equal to the common number between number of hydrogens the donor has and the number of lone pairs the acceptor has.

Though both not depicted in the diagram, water molecules have four active bonds. The oxygen atom’s two lone pairs interact with a hydrogen each, forming two additional hydrogen bonds, and the second hydrogen atom also interacts with a neighbouring oxygen. Intermolecular hydrogen bonding is responsible for the high boiling point of water (100 °C) compared to the other group 16 hydrides, which have little capability to hydrogen bond. Intramolecular hydrogen bonding is partly responsible for the secondary, tertiary, and quaternary structures of proteins and nucleic acids. It also plays an important role in the structure of polymers, both synthetic and natural.

### Supplementary Text ###
Liaisons hydrogène

En raison de sa polarité, une molécule d'eau à l'état liquide ou solide peut former jusqu'à quatre liaisons hydrogène avec les molécules voisines. Les liaisons hydrogène sont environ dix fois plus fortes que la force de Van der Waals qui attire les molécules les unes aux autres dans la plupart des liquides. C'est la raison pour laquelle les points de fusion et d'ébullition de l'eau sont beaucoup plus élevés que ceux d'autres composés analogues comme le sulfure d'hydrogène. Elles expliquent également sa capacité thermique spécifique exceptionnellement élevée (environ 4,2 J/(g·K)), sa chaleur de fusion (environ 333 J/g), sa chaleur de vaporisation (2257 J/g) et sa conductivité thermique (entre 0,561 et 0,679 W/(m·K)). Ces propriétés rendent l'eau plus efficace pour modérer le climat terrestre, en stockant la chaleur et en la transportant entre les océans et l'atmosphère. Les liaisons hydrogène de l'eau sont d'environ 23 kJ/mol (par rapport à une liaison covalente O-H à 492 kJ/mol). On estime que 90 % de cette énergie est attribuable à l'électricité statique, tandis que les 10 % restants sont partiellement covalents.

Ces liaisons sont la cause de la forte tension superficielle et des forces capillaires de l'eau. L'action capillaire fait référence à la tendance de l'eau à monter dans un tube étroit contre la force de gravité. Cette propriété est exploitée par toutes les plantes vasculaires, comme les arbres.

### Draft ###

### 1. Query Parsing

"Comment les liaisons hydrogène expliquent-elles..." → How do hydrogen bonds explain...

Key elements:
- H₂O vs other Group 16 hydrides (H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te)
- Elevated boiling point phenomenon  
- Mechanism attribution

Translation straightforward. Standard chemistry terminology.

### 2. Information Retrieval Assessment

Simple retrieval? No. Requires synthesis across multiple concepts:
- H-bonding theory ● 
- Intermolecular forces ●
- Periodic trends ◐
- Quantitative comparisons ◐

Group 16 hydrides progression:
- H₂O: extensive H-bonding
- H₂S: minor H-bonding  
- H₂Se, H₂Te: negligible H-bonding

### 3. Core Mechanism Analysis

H₂O exceptional properties ← 4 possible H-bonds per molecule
- O-H covalent bonds + O lone pairs
- Tetrahedral electron pair geometry
- Directional bonding networks

Other Group 16:
- H₂S: S-H bonds, S lone pairs, but ◐ limited H-bonding
- H₂Se, H₂Te: decreasing electronegativity → weaker interactions

### 4. Quantitative Reasoning

Boiling point progression (rough estimates):
- H₂O: ~100°C
- H₂S: ~-60°C  
- H₂Se: ~-42°C
- H₂Te: ~-2°C

Factor ≈ 10 difference H₂O vs others. → H-bonding magnitude.

### 5. Physical Constraints Check

Energy scales consistent:
- H-bond strength: ~20-30 kJ/mol ●
- Van der Waals forces: ~1-4 kJ/mol ●
- Temperature differences: realistic for liquid range ●

### 6. Synthesis

H-bonds in H₂O:
∴ Tetrahedral geometry enables 4 potential bonds
∴ O electronegativity draws H toward adjacent molecules  
∴ Network formation creates "hydrogen lattice"
∴ Overcomes molecular size limitations (small molecules)

Other Group 16:
- Weaker electronegativity gradients
- Fewer/weaker H-bonds
- Individual molecular behavior dominates
- Bulk properties follow molecular properties

⟨H≈0.8⟩ *Water's exceptionalism... not just chemical accident but geometric inevitability. Tetrahedral oxygen, lone pairs pointing toward infinity, hydrogen atoms reaching across molecular boundaries like tiny bridges spanning vast distances of thermal motion...*

### 7. Final Answer Structure

Opening: State phenomenon directly
Core: H-bonding mechanism explanation  
Supporting: Quantitative evidence, lattice formation
Conclusion: Network vs individual molecule distinction

✓ Mechanism sound
✓ Periodic trend explained  
✓ Quantitative reasoning included
✓ French chemistry terminology properly translated

### Answer###
Les liaisons hydrogène expliquent pleinement le point d'ébullition élevé de l'eau par rapport aux autres hydrures du groupe 16. L'eau peut former jusqu'à quatre liaisons hydrogène avec les molécules voisines dans l'état liquide ou solide, ce qui est une caractéristique exceptionnelle.

Contrairement aux autres hydrures du groupe 16, l'eau bénéficie de ces interactions intermoléculaires particulièrement fortes - les liaisons hydrogène sont environ dix fois plus puissantes que les forces de Van der Waals qui maintiennent les molécules ensemble dans la plupart des liquides. Cette différence d'intensité explique pourquoi le point d'ébullition de l'eau est de 100°C, bien supérieur à celui des autres hydrures du groupe 16 qui présentent une capacité limitée à former des liaisons hydrogène.

Le mécanisme implique que l'atome d'oxygène, avec ses deux paires libres, peut interagir avec quatre atomes d'hydrogène provenant d'autres molécules d'eau, formant ainsi un réseau tridimensionnel de liaisons hydrogène. Cette capacité de réticulation moléculaire crée une structure solide où les molécules sont maintenues ensemble par des interactions électrostatiques directionnelles bien plus fortes que les simples interactions dipolaires.

Cette propriété explique également d'autres caractéristiques physiques remarquables de l'eau, notamment sa tension superficielle élevée et sa conductivité thermique supérieure.