L'eau H₂O (M = 18,0 g/mol) bout à 100 °C, le sulfure d'hydrogène H₂S…

1. $\mathrm{H}{}_2\mathrm{S}$ est presque deux fois plus lourde et possède bien plus d'électrons : l'argument de Van der Waals prévoirait ${\theta }_{\text{eˊb}}(\mathrm{H}{}_2\mathrm{S})>{\theta }_{\text{eˊb}}(\mathrm{H}{}_2\mathrm{O})$. Or c'est l'inverse, et de $160{}^{\circ }$C. Van der Waals n'est donc pas l'interaction dominante ici : une autre, bien plus forte, opère dans l'eau.

2. L'écart d'électronégativité vaut $3,4-2,2=1,2$ dans $\mathrm{O}-\mathrm{H}$, contre $2,6-2,2=0,4$ dans $\mathrm{S}-\mathrm{H}$. Dans l'eau, l'hydrogène est fortement appauvri en électrons et l'oxygène porte un ${\delta }^{-}$ marqué sur ses doublets non liants : les conditions du pont hydrogène sont réunies. Le soufre, trop peu électronégatif, ne les remplit pas. Chaque molécule d'eau donne deux ponts H et en reçoit deux : le liquide est un réseau, et il faut le démonter pour le vaporiser.

3. En gelant, chaque molécule fige ses quatre ponts H dans les directions imposées par la géométrie coudée : le réseau obtenu est ajouré, il occupe plus de place que le liquide où les molécules glissent et se tassent. La masse volumique de la glace ($0,92\mathrm{g}/\mathrm{c}{\mathrm{m}}^3$) est donc inférieure à celle de l'eau ($1,00$) : elle flotte.

Contrôle : le même raisonnement rend compte de deux anomalies indépendantes (ébullition très haute, solide moins dense que le liquide) — signe qu'on tient la bonne cause.

Piège : confondre « rompre un pont hydrogène » (ébullition, quelques dizaines de $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$) et « rompre une liaison covalente $\mathrm{O}-\mathrm{H}$ » ($463\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$) : faire bouillir de l'eau ne casse aucune molécule d'eau.