ಅಂತರ್ ಅಣ್ವಿಕ ಬಲಗಳು: ಕುದಿಬಿಂದು, ಆವಿ ಒತ್ತಡ ಮತ್ತು ಕರಗುವಿಕೆ

ಅಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಗಳು, ಅವುಗಳೊಳಗಿನ ಬಂಧಗಳಲ್ಲ

ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳು ಅಣುವಿನ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಒಟ್ಟಿಗೆ ಹಿಡಿದಿಡುತ್ತವೆ. ಅಂತರ್ ಅಣ್ವಿಕ ಬಲಗಳು (IMFs) ಪ್ರತ್ಯೇಕ ಅಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಬಹಳ ದುರ್ಬಲ ಆಕರ್ಷಣೆಗಳು, ಮತ್ತು ದ್ರವ ಕುದಿಯುವಾಗ ಅಥವಾ ಘನವಸ್ತು ಕರಗುವಾಗ ಜಯಿಸಬೇಕಾದದ್ದು ಅವೇ. ನೀರು ಕುದಿಯುವಾಗ, ರೂಪುಗೊಳ್ಳುವ ಅನಿಲ ಇನ್ನೂ H₂O ಅಣುಗಳಿಂದಲೇ ಮಾಡಲ್ಪಟ್ಟಿದೆ; ಯಾವುದೇ O–H ಬಂಧಗಳು ಮುರಿಯುವುದಿಲ್ಲ. ಪಕ್ಕದ ಅಣುಗಳ ನಡುವಿನ ಆಕರ್ಷಣೆಗಳು ಮಾತ್ರ ಅಡ್ಡಿಪಡುತ್ತವೆ.

ಈ ಬಲಗಳು ಅಣುಗಳು ಒಂದಕ್ಕೊಂದು ಎಷ್ಟು ಬಲವಾಗಿ ಅಂಟಿಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ ಎಂಬುದನ್ನು ನಿಯಂತ್ರಿಸುವುದರಿಂದ, ಅವು ಒಟ್ಟಾಗಿ ಹಲವು ಭೌತಿಕ ಗುಣಗಳನ್ನು ನಿಯಂತ್ರಿಸುತ್ತವೆ. ಹೆಚ್ಚು ಬಲವಾದ IMF ಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಹೆಚ್ಚಿನ ಕುದಿಬಿಂದು, ಹೆಚ್ಚಿನ ಬಾಷ್ಪೀಕರಣ ಎಂಥಾಲ್ಪಿ, ನೀಡಿದ ತಾಪಮಾನದಲ್ಲಿ ಕಡಿಮೆ ಆವಿ ಒತ್ತಡ, ಮತ್ತು ಆಗಾಗ್ಗೆ ಹೆಚ್ಚಿನ ಸ್ನಿಗ್ಧತೆ ಹಾಗೂ ಪೃಷ್ಠ ಒತ್ತಡ ಎಂದರ್ಥ. IMF ಗಳನ್ನು ಶ್ರೇಣೀಕರಿಸಲು ಬಂದರೆ, ಇವೆಲ್ಲವನ್ನೂ ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಒಂದೇ ಬಾರಿಗೆ ಶ್ರೇಣೀಕರಿಸಬಹುದು.

ಪ್ರತಿ ವಸ್ತುವಿನಲ್ಲೂ ಲಂಡನ್ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು

ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ವಿತರಣೆಗಳು ಏರುಪೇರಾಗುವುದರಿಂದ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು ಉಂಟಾಗುತ್ತವೆ. ಯಾವುದೇ ಕ್ಷಣದಲ್ಲಿ ಅಣುವಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಸ್ವಲ್ಪ ಅಸಮವಾಗಿರಬಹುದು, ಇದು ತಾತ್ಕಾಲಿಕ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಯನ್ನು ಸೃಷ್ಟಿಸಿ ನೆರೆಯ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಹೊಂದುವ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಯನ್ನು ಪ್ರೇರೇಪಿಸುತ್ತದೆ. ಅವೆರಡೂ ಕ್ಷಣಕಾಲ ಆಕರ್ಷಿಸುತ್ತವೆ, ಮತ್ತು ಈ ಮಾದರಿ ಇಡೀ ದ್ರವದಾದ್ಯಂತ ಪುನರಾವರ್ತನೆಯಾಗುತ್ತದೆ. ಧ್ರುವೀಯವಾಗಿರಲಿ ಇಲ್ಲದಿರಲಿ, ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣು ಮತ್ತು ಅಣು ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳನ್ನು ಅನುಭವಿಸುತ್ತದೆ.

ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳ ಬಲವು ಧ್ರುವೀಕರಣಶೀಲತೆಯನ್ನು ಅವಲಂಬಿಸಿದೆ, ಅಂದರೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಮೋಡವನ್ನು ಎಷ್ಟು ಸುಲಭವಾಗಿ ವಿರೂಪಗೊಳಿಸಬಹುದು. ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿರುವ ದೊಡ್ಡ ಅಣುಗಳು ಹೆಚ್ಚು ಧ್ರುವೀಕರಣಶೀಲ, ಆದ್ದರಿಂದ ಒಂದೇ ರೀತಿಯ ಸಂಯುಕ್ತಗಳ ಕುಟುಂಬದೊಳಗೆ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಮೋಲಾರ್ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಯೊಂದಿಗೆ ಹೆಚ್ಚುತ್ತವೆ. ಆಕಾರವೂ ಮುಖ್ಯ: ಉದ್ದ, ಚಾಚಿದ ಅಣುಗಳು ಅದೇ ಸೂತ್ರದ ಸಂಕುಚಿತ, ಕವಲೊಡೆದ ಅಣುಗಳಿಗಿಂತ ತಮ್ಮ ನೆರೆಹೊರೆಯವರೊಂದಿಗೆ ಹೆಚ್ಚು ಸಂಪರ್ಕದ ಮೇಲ್ಮೈ ಹೊಂದಿರುತ್ತವೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅವು ಒಂದನ್ನೊಂದು ಹೆಚ್ಚು ಬಲವಾಗಿ ಆಕರ್ಷಿಸುತ್ತವೆ.

ಪ್ರಸರಣವನ್ನು ಕಡೆಗಣಿಸಬೇಡಿ. ದೊಡ್ಡ ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಅಣು ಧ್ರುವೀಯವೂ ಆಗಿದ್ದರೂ, ಒಟ್ಟು ಆಕರ್ಷಣೆಗೆ ಅದರ ಕೊಡುಗೆ ಆಗಾಗ್ಗೆ ಅತಿ ದೊಡ್ಡದು.

ದ್ವಿಧ್ರುವಿ–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆಗಳು ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ

ಧ್ರುವೀಯ ಅಣುಗಳಿಗೆ ಶಾಶ್ವತ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಗಳಿರುವುದರಿಂದ, ದ್ರವದಲ್ಲಿ ಅವು ಒಂದು ಅಣುವಿನ ಭಾಗಶಃ ಧನ ತುದಿ ಇನ್ನೊಂದರ ಭಾಗಶಃ ಋಣ ತುದಿಯ ಬಳಿ ಇರುವಂತೆ ಹೊಂದಿಕೊಳ್ಳುತ್ತವೆ. ಈ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆ ಯಾವಾಗಲೂ ಇರುವ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳಿಗೆ ಸೇರುತ್ತದೆ. ಅಣು ಧ್ರುವೀಯವೇ ಎಂದು ನಿರ್ಧರಿಸಲು ಅದರ ಬಂಧ ಧ್ರುವೀಯತೆಗಳು ಮತ್ತು ಆಕಾರ ಎರಡೂ ಬೇಕು.

ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧವು ವಿಶೇಷವಾಗಿ ಪ್ರಬಲ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆ. ಅದಕ್ಕೆ ನೈಟ್ರೋಜನ್, ಆಮ್ಲಜನಕ ಅಥವಾ ಫ್ಲೋರಿನ್‌ಗೆ ಸಹಸಂಯೋಜಕವಾಗಿ ಬಂಧಿತವಾದ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣು (ದಾತೃ) ಮತ್ತು ಹತ್ತಿರದ N, O ಅಥವಾ F ಪರಮಾಣುವಿನ ಮೇಲೆ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿ (ಸ್ವೀಕಾರಕ) ಬೇಕು. ಬಹಳ ಧ್ರುವೀಯ N–H, O–H ಅಥವಾ F–H ಬಂಧವು ಚಿಕ್ಕ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ದೊಡ್ಡ ಭಾಗಶಃ ಧನ ಆವೇಶ ನೀಡುತ್ತದೆ, ಅದು ಸ್ವೀಕಾರಕದ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಗೆ ಹತ್ತಿರ ಬರಬಲ್ಲದು.

ಅಣು ದಾತೃ ಆಗದೆ ಸ್ವೀಕಾರಕ ಆಗಬಹುದು. ಅಸಿಟೋನ್, (CH₃)₂CO, ಆಮ್ಲಜನಕದ ಮೇಲೆ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿ ಹೊಂದಿದೆ ಆದರೆ ಅದರ ಎಲ್ಲಾ ಹೈಡ್ರೋಜನ್‌ಗಳು ಕಾರ್ಬನ್‌ಗೆ ಬಂಧಿತವಾಗಿವೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅಸಿಟೋನ್ ಅಣುಗಳು ಪರಸ್ಪರ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ರೂಪಿಸಲಾರವು. ಆದರೆ ಅವು ನೀರಿನಿಂದ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಸ್ವೀಕರಿಸಬಲ್ಲವು, ಇದು ಅಸಿಟೋನ್ ಎಲ್ಲಾ ಅನುಪಾತಗಳಲ್ಲಿ ನೀರಿನೊಂದಿಗೆ ಬೆರೆಯುವುದಕ್ಕೆ ಒಂದು ಕಾರಣ.

ಅಯಾನು–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಬಲಗಳು ಮತ್ತು ಅಯಾನಿಕ ಘನವಸ್ತುಗಳ ಕರಗುವಿಕೆ

ಅಯಾನಿಕ ಘನವಸ್ತು ನೀರಿನಲ್ಲಿ ಕರಗಿದಾಗ, ಪ್ರತಿ ಅಯಾನು ಅದರ ಕಡೆಗೆ ಹೊಂದಿಕೊಂಡ ನೀರಿನ ಅಣುಗಳಿಂದ ಸುತ್ತುವರಿಯಲ್ಪಡುತ್ತದೆ: ಭಾಗಶಃ ಋಣ ಆಮ್ಲಜನಕ ತುದಿಗಳು ಧನಾಯಾನುಗಳನ್ನು ಎದುರಿಸುತ್ತವೆ, ಮತ್ತು ಭಾಗಶಃ ಧನ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ತುದಿಗಳು ಋಣಾಯಾನುಗಳನ್ನು ಎದುರಿಸುತ್ತವೆ. ಈ ಅಯಾನು–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆ ಹರಳಿನಿಂದ ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಬೇರ್ಪಡಿಸಲು ಬೇಕಾದ ಹೆಚ್ಚಿನ ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಸರಿದೂಗಿಸುವಷ್ಟು ಶಕ್ತಿಯನ್ನು ಬಿಡುಗಡೆ ಮಾಡುತ್ತದೆ. ಹೆಚ್ಚಿನ ಆವೇಶ ಮತ್ತು ಚಿಕ್ಕ ಗಾತ್ರದ ಅಯಾನುಗಳಿಗೆ ಆಕರ್ಷಣೆ ಹೆಚ್ಚು ಬಲವಾಗಿರುತ್ತದೆ.

ಅಯಾನು–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಬಲಗಳು ಪೊಟ್ಯಾಸಿಯಂ ಬ್ರೋಮೈಡ್ ನೀರಿನಲ್ಲಿ ಸುಲಭವಾಗಿ ಕರಗುವುದನ್ನು ಆದರೆ ಅಯಾನುಗಳನ್ನು ಆಕರ್ಷಿಸುವ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಇಲ್ಲದ ಹೆಕ್ಸೇನ್‌ನಲ್ಲಿ ಬಹುತೇಕ ಕರಗದಿರುವುದನ್ನು ವಿವರಿಸುತ್ತವೆ. "ಸಮಾನವು ಸಮಾನವನ್ನು ಕರಗಿಸುತ್ತದೆ" ಎಂಬ ಸಾಮಾನ್ಯ ನಿಯಮ ಇದನ್ನು ಸಾರಾಂಶಗೊಳಿಸುತ್ತದೆ: ವಸ್ತುಗಳು ತಮ್ಮದೇ ರೀತಿಯ ಅಂತರ್ ಅಣ್ವಿಕ ಬಲಗಳಿರುವ ದ್ರಾವಕಗಳಲ್ಲಿ ಉತ್ತಮವಾಗಿ ಕರಗುತ್ತವೆ. ಅಧ್ರುವೀಯ ಅಣುವಾದ ಅಯೋಡಿನ್ ಹೆಕ್ಸೇನ್‌ನಲ್ಲಿ ಚೆನ್ನಾಗಿ ಕರಗುತ್ತದೆ, ಅಲ್ಲಿ ದ್ರಾವ್ಯ ಮತ್ತು ದ್ರಾವಕದ ನಡುವಿನ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು ಪ್ರತಿ ಶುದ್ಧ ವಸ್ತುವಿನೊಳಗಿನ ಬಲಗಳಿಗೆ ಹೋಲಿಸಬಹುದು.

ಬಿಡಿಸಿದ ಉದಾಹರಣೆ: ಬಹುತೇಕ ಒಂದೇ ಮೋಲಾರ್ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಯ ಮೂರು ದ್ರವಗಳು

ಬ್ಯೂಟೇನ್ (CH₃CH₂CH₂CH₃), ಅಸಿಟೋನ್ ((CH₃)₂CO) ಮತ್ತು 1-ಪ್ರೊಪನಾಲ್ (CH₃CH₂CH₂OH) ಅನ್ನು ಕುದಿಬಿಂದುವಿನ ಪ್ರಕಾರ ಶ್ರೇಣೀಕರಿಸಿ. ಮೊದಲು ಎರಡು ದಶಮಾಂಶ ಸ್ಥಾನಗಳಿಗೆ ಪೂರ್ಣಾಂಕಗೊಳಿಸಿದ IUPAC ಪ್ರಮಾಣಿತ ಪರಮಾಣು ತೂಕಗಳನ್ನು (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) ಬಳಸಿ ಮೋಲಾರ್ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಗಳನ್ನು ಹೋಲಿಸಿ. ಬ್ಯೂಟೇನ್, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. ಅಸಿಟೋನ್, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-ಪ್ರೊಪನಾಲ್, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಗಳು 4% ಕ್ಕಿಂತ ಕಡಿಮೆ ಭಿನ್ನವಾಗಿವೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು ಸುಮಾರು ಒಂದೇ ರೀತಿ ಇರಬೇಕು ಮತ್ತು ವ್ಯತ್ಯಾಸಗಳು ಧ್ರುವೀಯತೆಯಿಂದ ಬರುತ್ತವೆ.

ಮುಂದೆ ಬಲಗಳನ್ನು ವರ್ಗೀಕರಿಸಿ. ಬ್ಯೂಟೇನ್ ಕೇವಲ C–C ಮತ್ತು C–H ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದ್ದು ಮೂಲತಃ ಅಧ್ರುವೀಯ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅದಕ್ಕೆ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು ಮಾತ್ರ ಇವೆ. ಅಸಿಟೋನ್ ತ್ರಿಕೋನ ಸಮತಲ ಜೋಡಣೆಯಲ್ಲಿ ರದ್ದಾಗದ ಧ್ರುವೀಯ C=O ಬಂಧ ಹೊಂದಿದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅದು ದ್ವಿಧ್ರುವಿ–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಬಲಗಳನ್ನು ಸೇರಿಸುತ್ತದೆ, ಆದರೆ ಅದಕ್ಕೆ O–H ಬಂಧ ಇಲ್ಲ ಮತ್ತು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧಗಳನ್ನು ದಾನ ಮಾಡಲಾರದು. 1-ಪ್ರೊಪನಾಲ್‌ಗೆ O–H ಗುಂಪು ಇದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅದು ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧವನ್ನು ಸೇರಿಸುತ್ತದೆ. ಮುನ್ಸೂಚನೆ ಬ್ಯೂಟೇನ್ < ಅಸಿಟೋನ್ < 1-ಪ್ರೊಪನಾಲ್.

NIST Chemistry WebBook ಬ್ಯೂಟೇನ್‌ಗೆ ಸುಮಾರು 273 K (0 °C), ಅಸಿಟೋನ್‌ಗೆ 329.3 K (56.2 °C) ಮತ್ತು 1-ಪ್ರೊಪನಾಲ್‌ಗೆ 370.3 K (97.2 °C) ಸಾಮಾನ್ಯ ಕುದಿಬಿಂದುಗಳನ್ನು ಪಟ್ಟಿ ಮಾಡುತ್ತದೆ, T(°C) = T(K) − 273.15 ಬಳಸಿ ಪರಿವರ್ತಿಸಿ. ಕ್ರಮ ಮುನ್ಸೂಚನೆಗೆ ಹೊಂದುತ್ತದೆ. ಇದೇ ತರ್ಕ ಕೋಣೆಯ ಉಷ್ಣತೆಯಲ್ಲಿ ಆವಿ ಒತ್ತಡವನ್ನು ವಿರುದ್ಧ ಕ್ರಮದಲ್ಲಿ ಶ್ರೇಣೀಕರಿಸುತ್ತದೆ: ಬ್ಯೂಟೇನ್ 25 °C ನಲ್ಲಿ ಅನಿಲ, ಅಸಿಟೋನ್ ಬೇಗ ಆವಿಯಾಗುತ್ತದೆ, ಮತ್ತು 1-ಪ್ರೊಪನಾಲ್ ನಿಧಾನವಾಗಿ ಆವಿಯಾಗುತ್ತದೆ.

ಬಿಡಿಸಿದ ಉದಾಹರಣೆ: ಅಣು ಗಾತ್ರ ದ್ವಿಧ್ರುವಿಯನ್ನು ಮೀರಿಸಿದಾಗ

ಈಗ ಡೈಈಥೈಲ್ ಈಥರ್ ((C₂H₅)₂O), 1-ಬ್ಯೂಟನಾಲ್ (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) ಮತ್ತು ಹೆಕ್ಸೇನ್ (C₆H₁₄) ಅನ್ನು ಹೋಲಿಸಿ. ಡೈಈಥೈಲ್ ಈಥರ್ ಮತ್ತು 1-ಬ್ಯೂಟನಾಲ್ ಐಸೊಮರ್‌ಗಳು, ಎರಡೂ C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. ಹೆಕ್ಸೇನ್ ಭಾರವಾಗಿದೆ: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. ಡೈಈಥೈಲ್ ಈಥರ್ ಧ್ರುವೀಯ ಆದರೆ O–H ಬಂಧ ಇಲ್ಲ, 1-ಬ್ಯೂಟನಾಲ್ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ರೂಪಿಸಬಲ್ಲದು, ಮತ್ತು ಹೆಕ್ಸೇನ್ ಅಧ್ರುವೀಯ.

ಎರಡು ಐಸೊಮರ್‌ಗಳ ನಡುವೆ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ನಿರ್ಧರಿಸುತ್ತದೆ: 1-ಬ್ಯೂಟನಾಲ್ ಡೈಈಥೈಲ್ ಈಥರ್‌ಗಿಂತ ಬಹಳ ಹೆಚ್ಚಿನ ತಾಪಮಾನದಲ್ಲಿ ಕುದಿಯಬೇಕು. ಹೆಕ್ಸೇನ್ ಬೋಧಪ್ರದ ಉದಾಹರಣೆ. ಧ್ರುವೀಯತೆ-ಮಾತ್ರದ ವಾದ ಅದನ್ನು ಕೊನೆಯಲ್ಲಿ ಇಡುತ್ತಿತ್ತು, ಆದರೆ ಹೆಕ್ಸೇನ್ ದೊಡ್ಡದು, ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ ಮತ್ತು ಚಾಚಿದ ಸರಪಳಿ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅದರ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳು ಈಥರ್‌ನ ಪ್ರಸರಣ ಜೊತೆಗೆ ಅದರ ದುರ್ಬಲ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ–ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಆಕರ್ಷಣೆಗಿಂತ ದೊಡ್ಡದು.

NIST ಮೌಲ್ಯಗಳು ಇದನ್ನು ದೃಢೀಕರಿಸುತ್ತವೆ: ಡೈಈಥೈಲ್ ಈಥರ್ 307.7 K (34.6 °C), ಹೆಕ್ಸೇನ್ 341.9 K (68.8 °C) ಮತ್ತು 1-ಬ್ಯೂಟನಾಲ್ 390.6 K (ಸುಮಾರು 117 °C). ಪಾಠವೆಂದರೆ ಧ್ರುವೀಯತೆಯ ಹೋಲಿಕೆಗಳು ಒಂದೇ ಗಾತ್ರದ ಅಣುಗಳ ನಡುವೆ ಅತ್ಯಂತ ಸುರಕ್ಷಿತ. ಗಾತ್ರಗಳು ಗಣನೀಯವಾಗಿ ಭಿನ್ನವಾದಾಗ, ಮೊದಲು ಪ್ರಸರಣವನ್ನು ಪರಿಗಣಿಸಿ, ನಂತರ ದ್ವಿಧ್ರುವಿ ಅಥವಾ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ಅದನ್ನು ಮೀರಿಸುವಷ್ಟು ಬಲವಾಗಿದೆಯೇ ಎಂದು ಕೇಳಿ. ಕರಗುವಿಕೆಯೂ ಈ ಬಲಗಳನ್ನೇ ಅನುಸರಿಸುತ್ತದೆ: ಹೆಕ್ಸೇನ್ ನೀರಿನಲ್ಲಿ ಮೂಲತಃ ಕರಗುವುದಿಲ್ಲ, ಆದರೆ ನೀರಿನೊಂದಿಗೆ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ರೂಪಿಸಬಲ್ಲ 1-ಬ್ಯೂಟನಾಲ್ ಭಾಗಶಃ ಕರಗುತ್ತದೆ.

ಅಂತರ್ ಅಣ್ವಿಕ ಬಲಗಳನ್ನು ಹೋಲಿಸುವಾಗ ತಪ್ಪಿಸಬೇಕಾದ ದೋಷಗಳು

ಶ್ರೇಣೀಕರಿಸುವ ಮೊದಲು, ಅತ್ಯಂತ ಬಲವಾದ ಬಲವನ್ನು ಮಾತ್ರವಲ್ಲ, ಪ್ರತಿ ವಸ್ತುವಿನ ಪ್ರತಿ ಬಲವನ್ನೂ ಪಟ್ಟಿ ಮಾಡಿ, ಮತ್ತು ಮೋಲಾರ್ ದ್ರವ್ಯರಾಶಿಗಳನ್ನು ಗಮನಿಸಿ. ಇದು ಅತ್ಯಂತ ಸಾಮಾನ್ಯ ತಪ್ಪನ್ನು ತಡೆಯುತ್ತದೆ, ಅಂದರೆ ಗಾತ್ರವನ್ನು ನಿರ್ಲಕ್ಷಿಸಿ "ಧ್ರುವೀಯ" ಮತ್ತು "ಅಧ್ರುವೀಯ" ದಂತಹ ಲೇಬಲ್‌ಗಳನ್ನು ಮಾತ್ರ ಹೋಲಿಸುವುದು.

ಕುದಿಬಿಂದು ಮತ್ತು ಕರಗುವಿಕೆಯ ವಿವರಣೆಗಳಲ್ಲಿ ಕೆಳಗಿನ ದೋಷಗಳು ಪದೇ ಪದೇ ಬರುತ್ತವೆ.

• ಕುದಿಯುವುದು ಸಹಸಂಯೋಜಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಮುರಿಯುತ್ತದೆ ಎಂದು ಹೇಳುವುದು. ಕುದಿಯುವುದು ಅಣುಗಳನ್ನು ಬೇರ್ಪಡಿಸುತ್ತದೆ; ಅಣುಗಳು ಅಖಂಡವಾಗಿ ಉಳಿಯುತ್ತವೆ.
• ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಹೊಂದಿರುವ ಯಾವುದೇ ಅಣುವಿಗೆ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಬಂಧ ಎಂದು ಹೇಳುವುದು. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ N, O ಅಥವಾ F ಗೆ ಬಂಧಿತವಾಗಿರಬೇಕು.
• ಅಧ್ರುವೀಯ ವಸ್ತುಗಳಿಗೆ ಅಂತರ್ ಅಣ್ವಿಕ ಬಲಗಳೇ ಇಲ್ಲ ಎಂದು ಪರಿಗಣಿಸುವುದು. ಎಲ್ಲಾ ವಸ್ತುಗಳಿಗೂ ಪ್ರಸರಣ ಬಲಗಳಿವೆ.
• ಹೆಕ್ಸೇನ್ ಉದಾಹರಣೆ ತೋರಿಸಿದಂತೆ, ಬಹಳ ಬೇರೆ ಗಾತ್ರದ ಅಣುಗಳನ್ನು ಧ್ರುವೀಯತೆಯಿಂದ ಮಾತ್ರ ಶ್ರೇಣೀಕರಿಸುವುದು.
• ಆವಿ ಒತ್ತಡದ ಪ್ರವೃತ್ತಿಯನ್ನು ತಲೆಕೆಳಗು ಮಾಡುವುದು. ಹೆಚ್ಚು ಬಲವಾದ IMF ಗಳು ಎಂದರೆ ಕಡಿಮೆ ಆವಿ ಒತ್ತಡ ಮತ್ತು ಹೆಚ್ಚಿನ ಕುದಿಬಿಂದು.
• "ಸಮಾನವು ಸಮಾನವನ್ನು ಕರಗಿಸುತ್ತದೆ" ಎಂಬುದನ್ನು ಅಂದಾಜು ನಿಯಮವಲ್ಲದೆ ಕಾನೂನಿನಂತೆ ಪರಿಗಣಿಸುವುದು. ಕರಗುವಿಕೆ ಎಂಟ್ರೊಪಿ ಮತ್ತು ತಾಪಮಾನವನ್ನೂ ಅವಲಂಬಿಸುತ್ತದೆ.