Γιατί το υδρόθειο είναι ένα αέριο σε θερμοκρασία δωματίου αλλά υγρό νερό;

Η διαφορά στη φυσική κατάσταση μεταξύ του υδρογόνου (H₂S) και του νερού (H₂O) σε θερμοκρασία δωματίου βράζει μέχρι τη δύναμη των διαμοριακών δυνάμεών τους. Εδώ είναι μια κατανομή:

* δεσμός υδρογόνου: Τα μόρια νερού σχηματίζουν ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου. Αυτοί οι δεσμοί σχηματίζονται λόγω της ισχυρής διαφοράς ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο οξυγόνο. Αυτά τα αντίθετα φορτία προσελκύουν ο ένας τον άλλον, σχηματίζοντας ισχυρούς, κατευθυντικούς δεσμούς υδρογόνου.

* αλληλεπιδράσεις διπόλης-διπόλης: Το σουλφίδιο του υδρογόνου έχει επίσης μια διπολική στιγμή, αλλά είναι πολύ πιο αδύναμη από αυτή του νερού. Το άτομο θείου είναι λιγότερο ηλεκτροαρνητικό από το οξυγόνο, οδηγώντας σε μια λιγότερο έντονη διαφορά. Οι αλληλεπιδράσεις διπολικής-διπόλης σε H₂s είναι ασθενέστερες από τους δεσμούς υδρογόνου στο H₂O.

* Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου: Και τα δύο μόρια βιώνουν τις δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου, οι οποίες είναι αδύναμες, προσωρινά αξιοθέατα λόγω των διακυμάνσεων σύννεφα ηλεκτρονίων.

Το αποτέλεσμα:

Η ισχυρή δέσμευση υδρογόνου στο νερό συμβάλλει σημαντικά στο υψηλότερο σημείο βρασμού του, επιτρέποντάς του να παραμείνει υγρό σε θερμοκρασία δωματίου. Το σουλφίδιο του υδρογόνου, με τις ασθενέστερες διαμοριακές δυνάμεις του, έχει χαμηλότερο σημείο βρασμού και υπάρχει ως αέριο σε θερμοκρασία δωματίου.

Εδώ είναι ένας πίνακας που συνοψίζει τις διαφορές:

| Ιδιοκτησία | Νερό (h₂o) | Σουλφίδιο υδρογόνου (H₂S)

| --- | --- | --- |

| Διαμοριακές δυνάμεις | Ισχυροί δεσμοί υδρογόνου | Αδύναμη διπολική-διπολική και δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου |

| Σημείο βρασμού | 100 ° C | -60 ° C |

| Κατάσταση σε θερμοκρασία δωματίου | Υγρό | Αέριο |