Explique as diferenças nos ângulos de ligação
e
e nos pontos de fusão (
e
) de
e
.
Passo 1
O enunciado quer que a gente explique por que a água (H₂O) tem ângulo de ligação de 104° e ponto de fusão/ebulição alto (100 °C) enquanto o sulfeto de hidrogênio (H₂S) tem ângulo de 92° e ponto de fusão/ebulição muito baixo (–60 °C).
Conteúdo necessário:
Conteúdo necessário:
- Estrutura de Lewis e teoria VSEPR (para prever ângulos de ligação).
- Noções de polaridade e forças intermoleculares (para entender pontos de fusão/ebulição).
Passo 2
Primeiro, desenhamos as estruturas de Lewis de cada molécula:
- Para H₂O: O tem 6 elétrons de valência + 2 H de 1 cada = 8 elétrons. O fica no centro, liga dois H e ainda tem dois pares não-ligantes (lone pairs).
- Para H₂S: S tem 6 elétrons de valência + 2 H de 1 cada = 8 elétrons. Mesma ideia: S no centro, liga dois H e fica com dois pares não-ligantes.
Pela teoria VSEPR (“Valence Shell Electron Pair Repulsion”), as 4 nuvens eletrônicas (2 ligações + 2 pares livres) tentam se afastar ao máximo, formando uma geometria eletrônica tetraédrica (ângulo ideal 109,5°).
Passo 3
Apesar de ambas serem “tetraédricas eletronicamente”, o tamanho do átomo central e a força de repulsão entre pares livres mudam o ângulo real:
- Em H₂O, o oxigênio é pequeno e bem eletronegativo. Os pares livres ficam mais próximos do núcleo e “empurram” fortemente as ligações O–H, diminuindo o ângulo de 109,5° para cerca de 104°.
- Em H₂S, o enxofre é maior e menos eletronegativo. Os pares livres ficam mais afastados e empurram menos as ligações S–H, dando um ângulo ainda menor, perto de 92° (próximo dos 90° de um arranjo quadrado simples).
Passo 4
Agora, os pontos de fusão/ebulição:
- H₂O é muito polar e forma ligações de hidrogênio (H-bonds) entre moléculas: cada O atrai fortemente H ligado a outro O. Isso cria uma rede de ligações, exigindo muita energia para separar as moléculas. Por isso a água “funde” (0 °C) e “ferve” (100 °C) em temperaturas relativamente altas.
- H₂S é menos polar (S não puxa tanto os elétrons) e não forma H-bond. As únicas forças entre moléculas são dipolo induzido e de London (van der Waals), bem mais fracas. Então basta pouca energia (–60 °C) para que H₂S passe de sólido para gás.
Resposta
As diferenças vêm de:
- VSEPR + tamanho do átomo central: O pequeno e eletronegativo causa forte repulsão dos pares livres e ângulo de 104° em H₂O; S maior, repulsão menor e ângulo de 92° em H₂S.
- Forças intermoleculares: H₂O forma ligações de hidrogênio (ponto de fusão/ebulição altos, 0 °C/100 °C), enquanto H₂S só tem forças de London (ponto de fusão/ebulição muito baixo, –60 °C).