3F. 2 Identifique os tipos de forças intermoleculares que podem agir entre as moléculas das seguintes substàncias:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{~S};

Passo 1

O enunciado pede: identificar os tipos de forças intermoleculares que podem agir entre as moléculas de \mathrm{H_2S}.
Informação dada: apenas a substância \mathrm{H_2S}.

Passo 2

Contar elétrons e desenhar a estrutura de Lewis (passo didático mínimo).
  • Enxofre (S) tem 6 elétrons de valência; cada hidrogénio (H) tem 1. Portanto o total de elétrons de valência é
6 + 2\cdot 1 = 8.
  • A estrutura de ligação mais simples é \mathrm{H\!-\!S\!-\!H} com dois pares de elétrons não ligantes no enxofre.
  • Pela regra VSEPR (regras de repulsão de pares eletrónicos), uma molécula com duas ligações e dois pares isolados no átomo central tem geometria angular (dobrada, “bent”). Logo a molécula de \mathrm{H_2S} é angular.

Passo 3

Determinar se a molécula é polar (essa informação diz que tipos de força dipolares podem existir).
  • Eletronegatividades (valores de Pauling, usados apenas para avaliar polaridade): \chi_H \approx 2{,}20, \chi_S \approx 2{,}58.
  • Diferença de eletronegatividade da ligação H–S:
\Delta\chi = 2{,}58 - 2{,}20 = 0{,}38.
Isso indica que cada ligação H–S é ligeiramente polar (H com δ+ e S com δ−).
  • Como a molécula é angular, os dois vetores dipolo não se cancelam completamente. Portanto \mathrm{H_2S} possui um momento dipolar líquido não nulo — isto é, é uma molécula polar.

Passo 4

Forças dipolo–dipolo permanentes (Keesom).
  • Definição/ideia: moléculas polares interagem com orientação favorável, atraindo-se por forças entre os pólos + e − permanentes.
  • Aplicação a \mathrm{H_2S}: sendo a molécula polar, entre moléculas vizinhas haverá interação dipolo–dipolo permanente. Essas forças são de intensidade moderada, dependem do momento dipolar e da orientação relativa das moléculas.

Passo 5

Forças de dispersão de London (forças de Van der Waals induzidas, London).
  • Definição/ideia: flutuações eletrónicas instantâneas criam dipolos temporários que induzem dipolos em moléculas vizinhas; isso existe em todas as moléculas (apenas cresce com a polarizabilidade).
  • Aplicação a \mathrm{H_2S}: o enxofre é relativamente grande e facilmente polarizável, por isso as forças de dispersão entre moléculas de \mathrm{H_2S} são importantes e frequentemente dominantes em muitos aspectos físicos (por exemplo, ponto de ebulição estaria fortemente influenciado por essas forças).

Passo 6

Forças dipolo–induzido-dipolo (Debye) — comentário prático.
  • Definição/ideia: uma molécula polar pode induzir uma distribuição de carga numa vizinha apolar, criando uma atração.
  • Aplicação a \mathrm{H_2S}: além do dipolo–dipolo e das dispersão, também podem ocorrer interações dipolo–induzido entre moléculas próximas; essas são uma variação/parte das forças de Van der Waals.

Passo 7

Ligação de hidrogénio — avaliar se ocorre entre moléculas de \mathrm{H_2S}.
  • Critério prático: ligações de hidrogénio fortes e clássicas ocorrem quando o hidrogénio está ligado a átomos muito eletronegativos e pequenos: \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}. Nesses casos o \delta^+ em H é grande e o átomo vizinho tem pares não ligantes muito “pontiagudos” capazes de aceitar a ligação.
  • No caso de \mathrm{H_2S}: enxofre tem eletronegatividade menor que \mathrm{O} e \mathrm{N} e é maior (mais difuso), o \delta^+ no H ligado a S é pequeno e os pares não ligantes do S não formam ligações de hidrogénio fortes. Conclusão: entre moléculas de \mathrm{H_2S} NÃO ocorrem ligações de hidrogénio significativas. (Nota: em condições muito específicas ou em presença de fortes aceptores, podem existir interacções S–H···X muito fracas, mas não é o caso típico de “ligação de hidrogénio” clássica entre moléculas de \mathrm{H_2S}.)

Passo 8

Resumo interpretativo (para usar na prova):
  • Sempre verifique geometria (VSEPR) e eletronegatividades para decidir se a molécula é polar.
  • Se for polar, inclua dipolo–dipolo além das dispersões; se for apolar, só dispersões (mais possivelmente dipolo-induzido em misturas).
  • Verifique o critério de ligação de hidrogénio (H ligado a N, O ou F) para poder afirmar presença/ausência de H–ligação.

Resposta

\mathrm{H_2S}: forças de dispersão de London (forças de Van der Waals) e forças dipolo–dipolo permanentes; não há ligação de hidrogénio significativa entre moléculas de \mathrm{H_2S}.

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