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}_{2}\mathrm{S}.
Informações dadas (ou inferíveis diretamente da fórmula):
  • A substância é \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} (duas ligações H–S e um átomo central S).
  • Não foi fornecida figura nem outros dados experimentais; portanto vou deduzir a geometria e polaridade a partir da estrutura eletrônica da molécula.

Passo 2

Determinar a estrutura eletrônica e a geometria da molécula (passo a passo, sem dar nada como óbvio).
  • Número de elétrons de valência: \text{S: }6,\qquad \text{cada H: }1\quad\Rightarrow\quad 6 + 2\cdot1 = 8.
  • Ao formar duas ligações S–H usa-se 2 pares de elétrons (um por ligação), sobrando 8 - 4 = 4 elétrons, isto é, dois pares isolados (lone pairs) no enxofre.
  • Com dois pares de ligação e dois pares isolados no átomo central, a geometria eletrônica é tetraédrica e a geometria molecular é angular (bent), análoga à da água (mas com ângulos um pouco diferentes).

Passo 3

Avaliar se as ligações são polares (isso determina se há dipolo permanente).
  • Eletronegatividades aproximadas: enxofre \approx 2{,}58, hidrogênio \approx 2{,}20.
  • Diferença: 2{,}58 - 2{,}20 = 0{,}38.
  • Essa diferença indica que cada ligação H–S é levemente polar (o S atrai um pouco mais os elétrons que o H), logo existem dipolos nas ligas H–S apontando aproximadamente para o S.

Passo 4

Concluir se a molécula tem dipolo resultante.
  • Como a geometria é angular (não linear) e as duas ligações têm dipolos apontando para o S, esses dipolos não se cancelam totalmente.
  • Portanto \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} possui um dipolo permanente — é uma molécula polar (embora menos polar que a água).

Passo 5

Força intermolecular 1: forças de London (forças de dispersão/induzidas instantâneas).
  • Definição rápida e didática: mesmo átomos e moléculas apolares ou polares têm flutuações temporárias na distribuição eletrônica; essas flutuações criam dipolos instantâneos que induzem dipolos em vizinhos, gerando forças atrativas chamadas de dispersion forces ou forças de London.
  • Presença em \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}: inevitavelmente presentes em todas as moléculas. Além disso, enxofre é relativamente grande e mais polarizável que oxigênio, o que aumenta a intensidade das forças de dispersão em \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}.

Passo 6

Força intermolecular 2: dipolo–dipolo (forças de Keesom, entre dipolos permanentes).
  • Definição didática: quando duas moléculas têm dipolos permanentes, orientações favoráveis entre elas (positivo de uma perto do negativo da outra) produzem atração elétrica permanente chamada dipolo–dipolo.
  • Aplicação a \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}: como a molécula é polar (veja passos anteriores), existem interações dipolo–dipolo entre moléculas de \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}. Essas forças somam-se às forças de dispersão.

Passo 7

Força intermolecular 3: dipolo–induzido (forças de Debye) — menção e explicação.
  • Definição: uma molécula polar pode induzir um dipolo em uma molécula vizinha (mesmo apolar) ao distorcer sua nuvem eletrônica; essa interação é chamada dipolo–induzido.
  • Aplicação: em amostras reais haverá interação dipolo–induzido entre moléculas de \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} e entre \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} e outras espécies — é uma contribuição que geralmente acompanha as dispersões.

Passo 8

Discussão sobre ligação de hidrogênio (por que em geral NÃO há H-bond em \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}).
  • Condição clássica para ligação de hidrogênio forte: átomo de hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo e pequeno — tipicamente N, O ou F — de modo que o H fica fortemente parcial positivo e o doador aceita um par livre fortemente localizado.
  • No caso de \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}:
    • S não é tão eletronegativo quanto O, N ou F e é maior (mais difuso), logo o hidrogênio ligado a S não fica suficientemente positivo para formar ligações de hidrogênio fortes comparáveis às O–H…O ou N–H…O.
    • Portanto, em condições normais diz-se que \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} NÃO forma ligações de hidrogênio significativas.
  • Observaçãozinha extra (útil para prova): pode haver interações S⋯H muito fracas em alguns complexos (às vezes chamadas de interações tipo “H-bond fraca”), mas são desprezíveis quando comparadas às ligações de hidrogênio clássicas de moléculas com O–H ou N–H. Para provas, conte como “sem ligação de hidrogênio”.

Passo 9

Argumento experimental rápido para reforçar a conclusão (comparação com água).
  • Se \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} formasse ligações de hidrogênio fortes como a água, seu ponto de ebulição seria alto. Na realidade: T_{\text{eb}}(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S})\approx -60^\circ\mathrm{C},\qquad T_{\text{eb}}(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O})=100^\circ\mathrm{C}.
  • Essa grande diferença mostra que \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} não tem redes de ligações de hidrogênio fortes como a água; suas interações dominantes são dipolo–dipolo + dispersão.

Passo 10

Resumo objetivo e direto (o que você precisa escrever na prova).
  • Forças presentes e relevantes entre moléculas de \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}: forças de dispersão (London), forças dipolo–dipolo permanentes e contribuições dipolo–induzido.
  • Ligação de hidrogênio: não presente em sentido significativo (apenas interações H–S muito fracas, geralmente desprezíveis).

Resposta

Forças de dispersão de London; forças dipolo–dipolo (entre dipolos permanentes); dipolo–induzido. Não apresenta ligação de hidrogênio significativa.

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