Γιατί οι δομές των H2s και H2O είναι τόσο παρόμοιες;
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Το οξυγόνο είναι πολύ πιο ηλεκτροαρνητικό από το θείο. Αυτό σημαίνει ότι το οξυγόνο προσελκύει ηλεκτρόνια πιο έντονα σε έναν δεσμό. Στο H₂O, το άτομο οξυγόνου τραβά τα κοινά ηλεκτρόνια πιο κοντά, δημιουργώντας ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο οξυγόνο και μερικές θετικές φορτίες στα υδρογόνα. Αυτό δημιουργεί μια ισχυρή διπολική στιγμή στο μόριο του νερού, καθιστώντας το εξαιρετικά πολικό.
* δεσμός: Ο δεσμός Η-Ο στο νερό είναι σημαντικά ισχυρότερος από τον δεσμό Η-S σε υδρόθειο. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το άτομο οξυγόνου είναι μικρότερο και μπορεί να σχηματίσει ισχυρότερους δεσμούς λόγω της υψηλότερης ηλεκτροαρνητικότητάς του. Ο ασθενέστερος δεσμός Η-S στο υδρόθειο συμβάλλει επίσης στο χαμηλότερο σημείο βρασμού του.
* δεσμός υδρογόνου: Οι ισχυρές δυνατότητες συγκόλλησης της πολικότητας και υδρογόνου του νερού (λόγω του ισχυρού δεσμού H-O και των μερικών θετικών φορτίων για το υδρογόνο) το καθιστούν ένα πολύ πολικό μόριο. Το σουλφίδιο του υδρογόνου, που στερείται τόσο ισχυροί δεσμοί και πολικότητα, δεν σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου στον ίδιο βαθμό.
Εδώ είναι μια περίληψη:
* Σχήμα: Τόσο το H₂s όσο και το H₂o είναι κάμψη λόγω των μοναχικών ζευγών στο κεντρικό άτομο.
* δεσμός: Ο δεσμός H-O είναι ισχυρότερος και πιο πολικός από τον δεσμό H-S.
* πολικότητα: Το H₂o είναι ένα εξαιρετικά πολικό μόριο λόγω της ισχυρής διπολικής του στιγμής, ενώ το H₂S είναι λιγότερο πολικό.
* δεσμός υδρογόνου: Το νερό σχηματίζει ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου, επηρεάζοντας σημαντικά τις ιδιότητές του, ενώ το υδρόθειο δεν το κάνει.
Ως εκ τούτου, παρά το παρόμοιο σχήμα, οι διαφορές στην ηλεκτροαρνητικότητα, την αντοχή του δεσμού και τη σύνδεση υδρογόνου οδηγούν σε πολύ διαφορετικές ιδιότητες για νερό και υδρόθειο.
