1. Permanenta dipol-dipol-interaktioner:
I H2S leder elektronegativitetsskillnaden mellan väte- och svavelatomer till ett permanent dipolmoment. Väteatomerna bär en partiell positiv laddning (δ+), medan svavelatomen bär en partiell negativ laddning (δ-). Dessa permanenta dipoler kan interagera med varandra, vilket resulterar i dipol-dipolattraktioner mellan H2S-molekyler. Dessa interaktioner uppstår från den elektrostatiska attraktionen mellan de positiva och negativa laddningarna av dipolerna.
2. London Dispersion Forces:
Londons spridningskrafter, även kända som van der Waals-krafter, finns i alla molekyler, inklusive H2S. Dessa krafter är tillfälliga och uppstår från elektronernas kontinuerliga rörelse. När elektronerna rör sig inom en molekyl kan de skapa momentana dipoler, som sedan kan inducera dipoler i angränsande molekyler. Dessa transienta dipoler kan interagera med varandra, vilket resulterar i svaga attraktionskrafter mellan molekyler.
I H2S är Londons dispersionskrafter jämförelsevis svaga jämfört med dipol-dipol-interaktionerna eftersom H2S är en polär molekyl. De permanenta dipol-dipol-interaktionerna spelar en mer betydande roll för att bestämma de totala intermolekylära krafterna och egenskaperna hos H2S.
Dessutom är det värt att notera att vätebindning, som involverar dipol-dipol-interaktioner och väteatomer bundna till mycket elektronegativa atomer (F, O, N), inte är en signifikant intermolekylär kraft i H2S. Medan väte i H2S är fäst vid den elektronegativa svavelatomen är H-S-H-bindningsvinkeln ungefär 92,1°, vilket inte är idealiskt för starka vätebindningsinteraktioner.
