Questão 4- As moléculas de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} possuem geomeria semethante, mas apresentam diferenças significativas, por exemplo, o ponto de ebulicão da áqua e de aproximada do ácido sulfídrico \left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}\right) é de -60,4^{\circ} \mathrm{C}. Explique essa diferença baseado nas forças intermoleculares existentes entre cada molécula.

Passo 1

O enunciado nos diz que as moléculas de \mathrm{H_2O} e \mathrm{H_2S} têm geometria angular (em “V”), mas seus pontos de ebulição são muito diferentes: para a água é 100^\circ\mathrm{C} e para o ácido sulfídrico é cerca de -60,4^\circ\mathrm{C}. O conteúdo aqui é entender como as forças intermoleculares (dipolo–dipolo, ligações de hidrogênio e forças de London) influenciam o ponto de ebulição.

Passo 2

Ambas as moléculas são polares porque o átomo central (oxigênio ou enxofre) atrai elétrons mais fortemente do que o hidrogênio, gerando um momento dipolar. Porém, a eletronegatividade do oxigênio ( \chi\approx3,5) é maior que a do enxofre ( \chi\approx2,6), de modo que o momento dipolar de \mathrm{H_2O} é muito maior que o de \mathrm{H_2S}. Isso implica forças intermoleculares distintas.

Passo 3

Na água, cada molécula pode formar ligações de hidrogênio com vizinhas. A ligação de hidrogênio é uma interação forte entre o hidrogênio parcialmente positivo ( \delta^+) ligado ao oxigênio e um par de elétrons não-ligantes ( \mathrm{LP}) de outro oxigênio parcialmente negativo ( \delta^-). Essas interações elevam muito a energia necessária para vaporizar a água, resultando em ponto de ebulição de 100^\circ\mathrm{C}.

Passo 4

No \mathrm{H_2S}, o enxofre também atrai elétrons, mas forma ligações de hidrogênio muito fracas (praticamente inexistentes) porque o \mathrm{S} é menos eletronegativo e possui orbitais mais “espalhados”. Assim, as moléculas de \mathrm{H_2S} mantêm-se juntas basicamente por dipolo–dipolo fraco e forças de dispersão de London (forças de van der Waals) que são muito menores do que as ligações de hidrogênio da água.

Passo 5

Como as forças de London e dipolo–dipolo em \mathrm{H_2S} são muito mais fracas que as ligações de hidrogênio em \mathrm{H_2O}, a energia térmica necessária para separar as moléculas de \mathrm{H_2S} é muito menor, fazendo com que seu ponto de ebulição fique em -60,4^\circ\mathrm{C}, enquanto a água ferve a 100^\circ\mathrm{C}.

Resposta

A diferença de ponto de ebulição se deve ao fato de a água formar ligações de hidrogênio fortes entre suas moléculas, ao passo que o \mathrm{H_2S} só possui dipolo–dipolo fraco e forças de London, muito menos intensas.

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