1. Interazioni dipolo-dipolo permanenti:
In H2S, la differenza di elettronegatività tra gli atomi di idrogeno e di zolfo porta ad un momento dipolare permanente. Gli atomi di idrogeno portano una carica parziale positiva (δ+), mentre l'atomo di zolfo porta una carica parziale negativa (δ-). Questi dipoli permanenti possono interagire tra loro, determinando attrazioni dipolo-dipolo tra le molecole di H2S. Queste interazioni derivano dall'attrazione elettrostatica tra le cariche positive e negative dei dipoli.
2. Forze di dispersione di Londra:
Le forze di dispersione di London, note anche come forze di van der Waals, sono presenti in tutte le molecole, compreso l'H2S. Queste forze sono temporanee e derivano dal movimento continuo degli elettroni. Quando gli elettroni si muovono all'interno di una molecola, possono creare dipoli istantanei, che possono quindi indurre dipoli nelle molecole vicine. Questi dipoli transitori possono interagire tra loro, determinando deboli forze attrattive tra le molecole.
In H2S, le forze di dispersione di London sono relativamente deboli rispetto alle interazioni dipolo-dipolo perché H2S è una molecola polare. Le interazioni permanenti dipolo-dipolo svolgono un ruolo più significativo nel determinare le forze e le proprietà intermolecolari complessive dell'H2S.
Inoltre, vale la pena notare che il legame idrogeno, che coinvolge interazioni dipolo-dipolo e atomi di idrogeno legati ad atomi altamente elettronegativi (F, O, N), non è una forza intermolecolare significativa in H2S. Mentre l’idrogeno nell’H2S è attaccato all’atomo di zolfo elettronegativo, l’angolo di legame H-S-H è di circa 92,1°, che non è ideale per forti interazioni di legame idrogeno.
