“മഞ്ഞുതുള്ളി വീഴുന്നു, പക്ഷേ അമ്മ ഭൂമിയിൽ അതിന്റെ തൂവൽപോലുള്ള പിടിത്തം വളരെക്കാലം നിലനിർത്തുന്നില്ല സൂര്യൻ അതിനെ നീരാവിയിലേക്ക് തിരികെ കൊണ്ടുവരുന്നതിന് മുമ്പ്, അത് എവിടെ നിന്ന് വന്നുവോ അല്ലെങ്കിൽ പാറയുള്ള ചരിവിലൂടെ താഴേക്ക് ഒഴുകുന്ന വെള്ളത്തിലേക്ക്.”

റോഡ് ഓ കോണർ

ആമുഖം

മുമ്പത്തെ യൂണിറ്റുകളിൽ നമ്മൾ ദ്രവ്യത്തിന്റെ ഒറ്റ കണത്തെ സംബന്ധിച്ച ഗുണങ്ങളെക്കുറിച്ച് പഠിച്ചു, ഉദാഹരണത്തിന് ആറ്റോമിക വലിപ്പം, അയോണീകരണ എൻതാൽപ്പി, ഇലക്ട്രോണിക് ചാർജ് സാന്ദ്രത, തന്മാത്രാ ആകൃതി, ധ്രുവീകരണം മുതലായവ. നമുക്ക് പരിചിതമായ രാസ സംവിധാനങ്ങളുടെ ഭൂരിഭാഗം നിരീക്ഷണ യോഗ്യമായ സവിശേഷതകളും ദ്രവ്യത്തിന്റെ ബൾക്ക് ഗുണങ്ങളെ പ്രതിനിധീകരിക്കുന്നു, അതായത്, ധാരാളം ആറ്റങ്ങൾ, അയോണുകൾ അല്ലെങ്കിൽ തന്മാത്രകളുടെ ഒരു സമാഹാരവുമായി ബന്ധപ്പെട്ട ഗുണങ്ങൾ. ഉദാഹരണത്തിന്, ഒരു ദ്രാവകത്തിന്റെ ഒറ്റ തന്മാത്ര തിളയ്ക്കുന്നില്ല, പക്ഷേ ബൾക്ക് തിളയ്ക്കുന്നു. ജല തന്മാത്രകളുടെ സമാഹാരത്തിന് നനവുള്ള ഗുണങ്ങൾ ഉണ്ട്; ഒറ്റ തന്മാത്രകൾക്ക് നനയ്ക്കാനാവില്ല. ജലം ഐസ് ആയി നിലനിൽക്കാം, അത് ഒരു ഖരമാണ്; അത് ദ്രാവകമായി നിലനിൽക്കാം; അല്ലെങ്കിൽ അത് വാതകാവസ്ഥയിൽ ജല നീരാവി അല്ലെങ്കിൽ നീരാവി ആയി നിലനിൽക്കാം. ഐസ്, വെള്ളം, നീരാവി എന്നിവയുടെ ഭൗതിക ഗുണങ്ങൾ വളരെ വ്യത്യസ്തമാണ്. ജലത്തിന്റെ മൂന്ന് അവസ്ഥകളിലും ജലത്തിന്റെ രാസഘടന അതേപടി നിലനിൽക്കുന്നു, അതായത്, $\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}$. ജലത്തിന്റെ മൂന്ന് അവസ്ഥകളുടെ സവിശേഷതകൾ തന്മാത്രകളുടെ ഊർജ്ജത്തെയും ജല തന്മാത്രകൾ എങ്ങനെ സമാഹരിക്കുന്നു എന്നതിനെയും ആശ്രയിച്ചിരിക്കുന്നു. മറ്റ് പദാർത്ഥങ്ങൾക്കും ഇത് ശരിയാണ്.

ഒരു പദാർത്ഥത്തിന്റെ രാസ ഗുണങ്ങൾ അതിന്റെ ഭൗതിക അവസ്ഥ മാറുന്നതിനനുസരിച്ച് മാറില്ല; എന്നാൽ രാസപ്രവർത്തനങ്ങളുടെ നിരക്ക് ഭൗതികാവസ്ഥയെ ആശ്രയിച്ചിരിക്കുന്നു. പലപ്പോഴും കണക്കുകൂട്ടലുകളിൽ പരീക്ഷണങ്ങളുടെ ഡാറ്റ കൈകാര്യം ചെയ്യുമ്പോൾ ദ്രവ്യത്തിന്റെ അവസ്ഥയെക്കുറിച്ചുള്ള അറിവ് ആവശ്യമാണ്. അതിനാൽ, ഒരു രസതന്ത്രജ്ഞന് വിവിധ അവസ്ഥകളിലുള്ള ദ്രവ്യത്തിന്റെ സ്വഭാവത്തെ നിയന്ത്രിക്കുന്ന ഭൗതിക നിയമങ്ങൾ അറിയേണ്ടത് ആവശ്യമാണ്. ഈ യൂണിറ്റിൽ, ദ്രവ്യത്തിന്റെ ഈ മൂന്ന് ഭൗതികാവസ്ഥകളെക്കുറിച്ച്, പ്രത്യേകിച്ച് ദ്രാവക, വാതകാവസ്ഥകളെക്കുറിച്ച് കൂടുതൽ പഠിക്കും. ആരംഭിക്കുന്നതിന്, ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങളുടെ സ്വഭാവം, തന്മാത്രാ പ്രതിപ്രവർത്തനങ്ങൾ, കണികകളുടെ ചലനത്തിൽ താപ ഊർജ്ജത്തിന്റെ പ്രഭാവം എന്നിവ മനസ്സിലാക്കേണ്ടത് ആവശ്യമാണ്, കാരണം ഇവയ്ക്കിടയിലുള്ള ബാലൻസ് ഒരു പദാർത്ഥത്തിന്റെ അവസ്ഥ നിർണ്ണയിക്കുന്നു.

5.1 ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ

ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ ഇടപെടുന്ന കണികകൾ (ആറ്റങ്ങളും തന്മാത്രകളും) തമ്മിലുള്ള ആകർഷണ, വികർഷണ ബലങ്ങളാണ്. ഈ പദം രണ്ട് വിപരീത ചാർജ്ജ് ചെയ്ത അയോണുകൾ തമ്മിലുള്ള ഇലക്ട്രോസ്റ്റാറ്റിക് ബലങ്ങളും ഒരു തന്മാത്രയുടെ ആറ്റങ്ങളെ ഒരുമിച്ച് പിടിക്കുന്ന ബലങ്ങളും അതായത്, കോവാലന്റ് ബോണ്ടുകളും ഉൾപ്പെടുന്നില്ല.

ആകർഷക ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ വാൻ ഡെർ വാൾസ് ബലങ്ങൾ എന്നറിയപ്പെടുന്നു, ഡച്ച് ശാസ്ത്രജ്ഞനായ ജോഹാന്നെസ് വാൻ ഡെർ വാൾസിന്റെ (1837-1923) ബഹുമാനാർത്ഥം, യഥാർത്ഥ വാതകങ്ങളുടെ ആദർശ സ്വഭാവത്തിൽ നിന്നുള്ള വ്യതിയാനം ഈ ബലങ്ങളിലൂടെ വിശദീകരിച്ചു. ഈ യൂണിറ്റിൽ പിന്നീട് ഞങ്ങൾ ഇതിനെക്കുറിച്ച് പഠിക്കും. വാൻ ഡെർ വാൾസ് ബലങ്ങൾ വ്യാപ്തിയിൽ ഗണ്യമായി വ്യത്യാസപ്പെട്ടിരിക്കുന്നു, അവയിൽ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ അല്ലെങ്കിൽ ലണ്ടൻ ബലങ്ങൾ, ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ബലങ്ങൾ, ഡൈപോൾ-ഇൻഡ്യൂസ്ഡ് ഡൈപോൾ ബലങ്ങൾ എന്നിവ ഉൾപ്പെടുന്നു. ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ഇടപെടലിന്റെ ഒരു പ്രത്യേകിച്ച് ശക്തമായ തരം ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടിംഗ് ആണ്. ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ട് രൂപീകരണത്തിൽ പങ്കെടുക്കാൻ കുറച്ച് മൂലകങ്ങൾക്ക് മാത്രമേ കഴിയൂ, അതിനാൽ ഇത് ഒരു പ്രത്യേക വിഭാഗമായി കണക്കാക്കപ്പെടുന്നു. യൂണിറ്റ് 4-ൽ ഈ ഇടപെടലിനെക്കുറിച്ച് ഞങ്ങൾ ഇതിനകം പഠിച്ചിട്ടുണ്ട്.

ഈ ഘട്ടത്തിൽ, ഒരു അയോണും ഒരു ഡൈപോളും തമ്മിലുള്ള ആകർഷക ബലങ്ങൾ അയോൺ-ഡൈപോൾ ബലങ്ങൾ എന്നറിയപ്പെടുന്നു, ഇവ വാൻ ഡെർ വാൾസ് ബലങ്ങളല്ല എന്നത് ശ്രദ്ധിക്കേണ്ടതാണ്. ഇപ്പോൾ നമ്മൾ വിവിധ തരം വാൻ ഡെർ വാൾസ് ബലങ്ങളെക്കുറിച്ച് പഠിക്കും.

5.1.1 ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ അല്ലെങ്കിൽ ലണ്ടൻ ബലങ്ങൾ

ആറ്റങ്ങളും നോൺപോളാർ തന്മാത്രകളും ഇലക്ട്രിക്കൽ രീതിയിൽ സമമിതിയാണ്, അവയ്ക്ക് ഡൈപോൾ മൊമെന്റ് ഇല്ല, കാരണം അവയുടെ ഇലക്ട്രോണിക് ചാർജ് മേഘം സമമിതിയായി വിതരണം ചെയ്യപ്പെട്ടിരിക്കുന്നു. എന്നാൽ അത്തരം ആറ്റങ്ങളിലും തന്മാത്രകളിലും തൽക്ഷണം ഒരു ഡൈപോൾ വികസിപ്പിക്കാം. ഇത് ഇനിപ്പറയുന്ന രീതിയിൽ മനസ്സിലാക്കാം. നമുക്ക് ’ $A$ ‘, ’ $B$ ’ എന്നീ രണ്ട് ആറ്റങ്ങൾ പരസ്പരം അടുത്ത സമീപത്തുണ്ടെന്ന് കരുതുക (ചിത്രം 5.1a). അങ്ങനെ സംഭവിക്കാം

തൽക്ഷണ ഇലക്ട്രോണിക് ചാർജ് വിതരണം ഒരു ആറ്റത്തിൽ, ’ $A$ ’ എന്ന് പറയുക, അസമമിതമാകുന്നു, അതായത്, ചാർജ് മേഘം ഒരു വശത്ത് മറ്റേതിനേക്കാൾ കൂടുതലാണ് (ചിത്രം $5.1 \mathrm{~b}$, c). ഇത് വളരെ ചെറിയ സമയത്തേക്ക് ‘A’ ആറ്റത്തിൽ തൽക്ഷണ ഡൈപോൾ വികസിപ്പിക്കുന്നതിലേക്ക് നയിക്കുന്നു. ഈ തൽക്ഷണ അല്ലെങ്കിൽ ക്ഷണിക ഡൈപോൾ അടുത്തുള്ള മറ്റ് ആറ്റം ’ $\mathrm{B}$ ’ ന്റെ ഇലക്ട്രോൺ സാന്ദ്രത വികൃതമാക്കുന്നു, അതിന്റെ ഫലമായി ‘B’ ആറ്റത്തിൽ ഒരു ഡൈപോൾ പ്രേരിപ്പിക്കപ്പെടുന്നു.

’ $\mathrm{A}$ ‘, ’ $\mathrm{B}$ ’ എന്നീ ആറ്റങ്ങളുടെ താൽക്കാലിക ഡൈപോളുകൾ പരസ്പരം ആകർഷിക്കുന്നു. അതുപോലെ തന്നെ താൽക്കാലിക ഡൈപോളുകൾ തന്മാത്രകളിലും പ്രേരിപ്പിക്കപ്പെടുന്നു. ഈ ആകർഷണ ബലം ആദ്യമായി ജർമ്മൻ ഭൗതികശാസ്ത്രജ്ഞനായ ഫ്രിറ്റ്സ് ലണ്ടൻ നിർദ്ദേശിച്ചു, ഇക്കാരണത്താൽ രണ്ട് താൽക്കാലിക ബലങ്ങൾ തമ്മിലുള്ള ആകർഷണ ബലം

ഡൈപോളുകൾ ലണ്ടൻ ഫോഴ്സ് എന്നറിയപ്പെടുന്നു. ഈ ബലത്തിനുള്ള മറ്റൊരു പേര് ഡിസ്പർഷൻ ഫോഴ്സ് ആണ്. ഈ ബലങ്ങൾ എല്ലായ്പ്പോഴും ആകർഷകമാണ്, ഇടപെടൽ ഊർജ്ജം രണ്ട് ഇടപെടുന്ന കണികകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരത്തിന്റെ ആറാമത്തെ ശക്തിക്ക് വിപരീത അനുപാതത്തിലാണ് (അതായത്, $1 / r^{6}$, ഇവിടെ $r$ രണ്ട് കണികകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരമാണ്). ഈ ബലങ്ങൾ ചെറിയ ദൂരത്തിൽ മാത്രം പ്രധാനമാണ് (500 pm) അവയുടെ വ്യാപ്തി കണികയുടെ പോളറൈസബിലിറ്റിയെ ആശ്രയിച്ചിരിക്കുന്നു.

5.1.2 ഡൈപോൾ - ഡൈപോൾ ബലങ്ങൾ

സ്ഥിരമായ ഡൈപോൾ ഉള്ള തന്മാത്രകൾ തമ്മിൽ ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ബലങ്ങൾ പ്രവർത്തിക്കുന്നു. ഡൈപോളുകളുടെ അറ്റങ്ങളിൽ “ഭാഗിക ചാർജുകൾ” ഉണ്ട്, ഈ ചാർജുകൾ ഗ്രീക്ക് അക്ഷരമായ ഡെൽറ്റ ( $\delta$ ) കൊണ്ട് കാണിക്കുന്നു. ഭാഗിക ചാർജുകൾ എല്ലായ്പ്പോഴും യൂണിറ്റ് ഇലക്ട്രോണിക് ചാർജ് $\left(1.610^{-19} \mathrm{C}\right)$-നേക്കാൾ കുറവാണ്. ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾ അയൽ തന്മാത്രകളുമായി ഇടപെടുന്നു. ചിത്രം 5.2 (a) ഹൈഡ്രജൻ ക്ലോറൈഡിന്റെ ഡൈപോളിലെ ഇലക്ട്രോൺ മേഘ വിതരണം കാണിക്കുന്നു, ചിത്രം 5.2 (b) രണ്ട് $\mathrm{HCl}$ തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ഇടപെടൽ കാണിക്കുന്നു. ഈ ഇടപെടൽ ലണ്ടൻ ബലങ്ങളേക്കാൾ ശക്തമാണ്, പക്ഷേ അയോൺ-അയോൺ ഇടപെടലിനേക്കാൾ ദുർബലമാണ്, കാരണം ഭാഗിക ചാർജുകൾ മാത്രമേ ഉൾപ്പെടുന്നുള്ളൂ. ഡൈപോളുകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരം കൂടുന്നതിനനുസരിച്ച് ആകർഷണ ബലം കുറയുന്നു. മുകളിലെ കേസിലെന്നപോലെ ഇവിടെയും, ഇടപെടൽ ഊർജ്ജം ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരത്തിന് വിപരീത അനുപാതത്തിലാണ്. സ്ഥിരമായ ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾക്കിടയിലുള്ള (ഖരപദാർത്ഥങ്ങളിലെന്നപോലെ) ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ഇടപെടൽ ഊർജ്ജം $1 / r^{3}$ ന് ആനുപാതികമാണ്, കറങ്ങുന്ന ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾക്കിടയിൽ അത്

$1 / r^{6}$ ന് ആനുപാതികമാണ്, ഇവിടെ $r$ ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരമാണ്. ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ഇടപെടലിന് പുറമേ, ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾക്ക് ലണ്ടൻ ബലങ്ങളിലൂടെയും ഇടപെടാനാകും. അങ്ങനെ സഞ്ചിത ഫലം ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകളിലെ ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങളുടെ ആകെത്തുക വർദ്ധിക്കുന്നു എന്നതാണ്.

5.1.3 ഡൈപോൾ–ഇൻഡ്യൂസ്ഡ് ഡൈപോൾ ബലങ്ങൾ

ഈ തരത്തിലുള്ള ആകർഷക ബലങ്ങൾ സ്ഥിരമായ ഡൈപോൾ ഉള്ള ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രകൾക്കും സ്ഥിരമായ ഡൈപോൾ ഇല്ലാത്ത തന്മാത്രകൾക്കും ഇടയിൽ പ്രവർത്തിക്കുന്നു. ധ്രുവീകൃത തന്മാത്രയുടെ സ്ഥിരമായ ഡൈപോൾ അതിന്റെ ഇലക്ട്രോണിക് മേഘം വികൃതമാക്കി (ചിത്രം 5.3) വൈദ്യുതപരമായി നിഷ്പക്ഷ തന്മാത്രയിൽ ഡൈപോൾ പ്രേരിപ്പിക്കുന്നു. അങ്ങനെ മറ്റൊരു തന്മാത്രയിൽ ഒരു ഇൻഡ്യൂസ്ഡ് ഡൈപോൾ വികസിപ്പിക്കുന്നു. ഈ കേസിലും ഇടപെടൽ ഊർജ്ജം $1 / r^{6}$ ന് ആനുപാതികമാണ്, ഇവിടെ $r$ രണ്ട് തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരമാണ്. ഇൻഡ്യൂസ്ഡ് ഡൈപോൾ മൊമെന്റ് സ്ഥിരമായ ഡൈപോളിൽ നിലവിലുള്ള ഡൈപോൾ മൊമെന്റിനെയും വൈദ്യുതപരമായി നിഷ്പക്ഷ തന്മാത്രയുടെ പോളറൈസബിലിറ്റിയെയും ആശ്രയിച്ചിരിക്കുന്നു. യൂണിറ്റ് 4-ൽ ഞങ്ങൾ ഇതിനകം പഠിച്ചതുപോലെ, വലിയ വലിപ്പമുള്ള തന്മാത്രകൾ എളുപ്പത്തിൽ ധ്രുവീകരിക്കപ്പെടും. ഉയർന്ന പോളറൈസബിലിറ്റി ആകർഷക ഇടപെടലുകളുടെ ശക്തി വർദ്ധിപ്പിക്കുന്നു.

ഈ കേസിലും ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങളുടെയും ഡൈപോൾ-ഇൻഡ്യൂസ്ഡ് ഡൈപോൾ ഇടപെടലുകളുടെയും സഞ്ചിത ഫലം നിലനിൽക്കുന്നു.

5.1.4 ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ട്

ഇതിനകം വിഭാഗം (5.1) ൽ പരാമർശിച്ചതുപോലെ; ഇത് ഡൈപോൾ-ഡൈപോൾ ഇടപെടലിന്റെ ഒരു പ്രത്യേക കേസാണ്. യൂണിറ്റ് 4-ൽ ഇതിനെക്കുറിച്ച് ഞങ്ങൾ ഇതിനകം പഠിച്ചിട്ടുണ്ട്. ഇത് അത്യധികം ധ്രുവീകൃത $\mathrm{N}-\mathrm{H}, \mathrm{O}-\mathrm{H}$ അല്ലെങ്കിൽ $\mathrm{H}-\mathrm{F}$ ബോണ്ടുകൾ അടങ്ങിയ തന്മാത്രകളിൽ കാണപ്പെടുന്നു. ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടിംഗ് N, O, F എന്നിവയിലേക്ക് പരിമിതപ്പെടുത്തിയിരിക്കുന്നുവെങ്കിലും; എന്നാൽ Cl പോലുള്ള സ്പീഷീസുകളും ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടിംഗിൽ പങ്കെടുക്കാം. ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടിന്റെ ഊർജ്ജം 10 മുതൽ 100 $\mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$ വരെ വ്യത്യാസപ്പെടുന്നു. ഇത് വളരെ പ്രധാനപ്പെട്ട ഒരു അളവ് ഊർജ്ജമാണ്; അതിനാൽ, ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടുകൾ പല സംയുക്തങ്ങളുടെ ഘടനയും ഗുണങ്ങളും നിർണ്ണയിക്കുന്നതിൽ ശക്തമായ ബലമാണ്, ഉദാഹരണത്തിന് പ്രോട്ടീനുകളും ന്യൂക്ലിക് ആസിഡുകളും. ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടിന്റെ ശക്തി ഒരു തന്മാത്രയുടെ ഇലക്ട്രോനെഗറ്റീവ് ആറ്റത്തിന്റെ ലോൺ-പെയർ ഇലക്ട്രോണുകൾക്കും മറ്റ് തന്മാത്രയുടെ ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റത്തിനും ഇടയിലുള്ള കൂളോംബിക് ഇടപെടലിലൂടെ നിർണ്ണയിക്കപ്പെടുന്നു. ഹൈഡ്രജൻ ബോണ്ടിന്റെ രൂപീകരണം ഇനിപ്പറയുന്ന ഡയഗ്രം കാണിക്കുന്നു.

$$ \stackrel{\delta+}{\mathrm{H}}-\stackrel{\delta-}{\mathrm{F}} \cdots \stackrel{\delta+}{\mathrm{H}}-\stackrel{\delta-}{\mathrm{F}} $$

ഇതുവരെ ചർച്ച ചെയ്ത ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ എല്ലാം ആകർഷകമാണ്. തന്മാത്രകൾ പരസ്പരം വികർഷണ ബലങ്ങളും ചെലുത്തുന്നു. രണ്ട് തന്മാത്രകൾ പരസ്പരം അടുത്ത സമ്പർക്കത്തിലാകുമ്പോൾ, ഇലക്ട്രോൺ മേഘങ്ങൾ തമ്മിലുള്ള വികർഷണവും രണ്ട് തന്മാത്രകളുടെ ന്യൂക്ലിയസുകൾ തമ്മിലുള്ള വികർഷണവും കളിക്കുന്നു. തന്മാത്രകൾ വേർതിരിക്കുന്ന ദൂരം കുറയുന്നതിനനുസരിച്ച് വികർഷണത്തിന്റെ വ്യാപ്തി വളരെ വേഗത്തിൽ ഉയരുന്നു. ദ്രാവകങ്ങളും ഖരപദാർത്ഥങ്ങളും കംപ്രസ് ചെയ്യാൻ പ്രയാസമാണ് എന്നതിനുള്ള കാരണം ഇതാണ്. ഈ അവസ്ഥകളിൽ തന്മാത്രകൾ ഇതിനകം അടുത്ത സമ്പർക്കത്തിലാണ്; അതിനാൽ അവ കൂടുതൽ കംപ്രഷൻ ചെയ്യുന്നതിനെ എതിർക്കുന്നു; കാരണം അത് വികർഷണ ഇടപെടലുകളുടെ വർദ്ധനവിന് കാരണമാകും.

5.2 താപ ഊർജ്ജം

താപ ഊർജ്ജം ഒരു ശരീരത്തിന്റെ അതിന്റെ ആറ്റങ്ങളുടെയോ തന്മാത്രകളുടെയോ ചലനത്തിൽ നിന്നുള്ള ഊർജ്ജമാണ്. ഇത് പദാർത്ഥത്തിന്റെ താപനിലയ്ക്ക് നേരിട്ട് ആനുപാതികമാണ്. ഇത് ദ്രവ്യത്തിന്റെ കണികകളുടെ ശരാശരി ഗതികോർജ്ജത്തിന്റെ അളവാണ്, അതിനാൽ കണികകളുടെ ചലനത്തിന് കാരണമാകുന്നു. കണികകളുടെ ഈ ചലനത്തെ താപ ചലനം എന്ന് വിളിക്കുന്നു.

5.3 ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ vs താപ ഇടപെടലുകൾ

ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ തന്മാത്രകളെ ഒരുമിച്ച് നിർത്താൻ ശ്രമിക്കുന്നുവെന്നും തന്മാത്രകളുടെ താപ ഊർജ്ജം അവയെ വേർതിരിക്കാൻ ശ്രമിക്കുന്നുവെന്നും ഞങ്ങൾ ഇതിനകം പഠിച്ചിട്ടുണ്ട്. ദ്രവ്യത്തിന്റെ മൂന്ന് അവസ്ഥകളും ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾക്കും തന്മാത്രകളുടെ താപ ഊർജ്ജത്തിനും ഇടയിലുള്ള ബാലൻസിന്റെ ഫലമാണ്.

തന്മാത്രാ ഇടപെടലുകൾ വളരെ ദുർബലമാകുമ്പോൾ, താപനില കുറയ്ക്കുന്നതിലൂടെ താപ ഊർജ്ജം കുറയുന്നില്ലെങ്കിൽ തന്മാത്രകൾ ദ്രാവകമോ ഖരമോ ആക്കാൻ പരസ്പരം പറ്റിനിൽക്കുന്നില്ല. കംപ്രഷൻ മാത്രമാണ് വാതകങ്ങൾ ദ്രവീകരിക്കുന്നത്, തന്മാത്രകൾ പരസ്പരം വളരെ അടുത്ത് വരുമ്പോഴും ഇന്റർമോളിക്യുലാർ ബലങ്ങൾ പരമാവധി പ്രവർത്തിക്കുമ്പോഴും. എന്നിരുന്നാലും, താപനില കുറയ്ക്കുന്നതിലൂടെ തന്മാത്രകളുടെ താപ ഊർജ്ജം കുറയുമ്പോൾ; വാതകങ്ങൾ വളരെ എളുപ്പത്തിൽ ദ്രവീകരിക്കപ്പെടും. മൂന്ന് അവസ്ഥകളിൽ ഒരു പദാർത്ഥത്തിന്റെ താപ ഊർജ്ജത്തിന്റെയും തന്മാത്രാ ഇടപെടൽ ഊർജ്ജത്തിന്റെയും പ്രാബല്യം ഇനിപ്പറയുന്ന രീതിയിൽ ചിത്രീകരിച്ചിരിക്കുന്നു:

ദ്രവ്യത്തിന്റെ മൂന്ന് അവസ്ഥകളുടെ അസ്തിത്വത്തിനുള്ള കാര