1. Interactions dipôle-dipôle permanentes :
Dans H2S, la différence d’électronégativité entre les atomes d’hydrogène et de soufre conduit à un moment dipolaire permanent. Les atomes d'hydrogène portent une charge partielle positive (δ+), tandis que l'atome de soufre porte une charge partielle négative (δ-). Ces dipôles permanents peuvent interagir les uns avec les autres, entraînant des attractions dipolaire-dipôle entre les molécules de H2S. Ces interactions résultent de l'attraction électrostatique entre les charges positives et négatives des dipôles.
2. Forces de dispersion de Londres :
Les forces de dispersion de London, également connues sous le nom de forces de Van der Waals, sont présentes dans toutes les molécules, y compris le H2S. Ces forces sont temporaires et résultent du mouvement continu des électrons. Lorsque les électrons se déplacent dans une molécule, ils peuvent créer des dipôles instantanés, qui peuvent ensuite induire des dipôles dans les molécules voisines. Ces dipôles transitoires peuvent interagir les uns avec les autres, entraînant de faibles forces d'attraction entre les molécules.
Dans le H2S, les forces de dispersion de Londres sont relativement faibles par rapport aux interactions dipôle-dipôle car le H2S est une molécule polaire. Les interactions permanentes dipôle-dipôle jouent un rôle plus important dans la détermination des forces et propriétés intermoléculaires globales du H2S.
De plus, il convient de noter que la liaison hydrogène, qui implique des interactions dipôle-dipôle et des atomes d’hydrogène liés à des atomes hautement électronégatifs (F, O, N), ne constitue pas une force intermoléculaire significative dans le H2S. Alors que l'hydrogène dans H2S est attaché à l'atome de soufre électronégatif, l'angle de liaison H-S-H est d'environ 92,1°, ce qui n'est pas idéal pour les interactions fortes de liaisons hydrogène.
