
Dutch: 
 
In de video over elektronegativiteit
hebben we geleerd hoe we kunnen bepalen of een covalente binding
polair of apolair is.
In deze video gaan we kijken of we kunnen bepalen
of moleculen polair of apolair zijn.
En we gaan polariteit toepassen op
wat we intermoleculaire krachten noemen.
Intermoleculaire krachten zijn krachten
tussen moleculen.
Dat verschilt van intramoleculair,
dat krachten zijn in een molecuul.
Een kracht binnen een molecuul kan
iets zijn als een covalente binding.
Een intermoleculaire kracht
is de kracht tussen moleculen.
Laten we kijken naar het eerste type intermoleculaire kracht.
Dit is een dipool-dipool interactie.
Waarom heeft het deze naam?
Als we een van deze aceton moleculen nemen
en ik focus op het koolstof dat dubbel
gebonden is met zuurstof, ik weet dat zuurstof
meer elektronegatief is dan koolstof.
We hebben dus vier elektronen in de dubbele binding
tussen koolstof en zuurstof.

Georgian: 
 
ვიდეოში, სადაც
ელექტროუარყოფითობაზე ვსაუბრობდით,
ვისწავლეთ იმის დადგენა,
პოლარულია კოვალენტური ბმა, თუ - არაპოლარული.
ვისწავლეთ იმის დადგენა,
პოლარულია კოვალენტური ბმა, თუ -არაპოლარული.
ამ ვიდეოში ვნახავთ, როგორ უნდა
გავარკვიოთ, პოლარულია მოლეკულა, თუ - არა.
ამ ვიდეოში ვნახავთ, როგორ უნდა
გავარკვიოთ, პოლარულია მოლეკულა, თუ - არა და
როგორ გამოვიყენოთ პოლარულობა მოლეკულათშორისი ძალების კონტექსტში.
როგორ გამოვიყენოთ პოლარულობა მოლეკულათშორისი ძალების კონტექსტში.
ინტერმოლეკულური ძალები ის ძალებია,
რომლებიც მოლეკულებს შორის არსებობს.
ინტერმოლეკულური ძალები ის ძალებია,
რომლებიც მოლეკულებს შორის არსებობს.
ისინი ინტრამოლეკულური ძალისგან განსხვავდებიან,
რომელიც მოლეკულის შიგნით არსებული ძალაა.
ისინი ინტრამოლეკულური ძალისგან განსხვავდებიან,
რომელიც მოლეკულის შიგნით არსებული ძალაა.
მოლეკულის შიგნით
არსებული ძალაა, მაგალითად, კოვალენტური ბმა.
მოლეკულის შიგნით
არსებული ძალაა, მაგალითად, კოვალენტური ბმა.
ინტერმოლეკულური ძალა
კი მოლეკულებს შორის არსებობს.
ინტერმოლეკულური ძალა
კი მოლეკულებს შორის არსებობს.
განვიხილოთ პირველი ინტერმოლეკულური ძალა,
დიპოლებს შორის კავშირი.
და დავფიქრდეთ, რატომ ჰქვია ასეთი სახელი.
აცეტონის ერთ-ერთ მოლეკულას თუ შევხედავთ
და დავაკვირდებით ნახშირბადს, რომელიც ორმაგ
აცეტონის ერთ-ერთ მოლეკულას თუ შევხედავთ
და დავაკვირდებით ნახშირბადს, რომელიც ორმაგ
ბმას ამყარებს ჟანგბადთან-- ვიცით, რომ ჟანგბადი ნახშირბადზე უფრო ელექტროუარყოფითია.
ბმას ამყარებს ჟანგბადთან-- ვიცით, რომ ჟანგბადი ნახშირბადზე უფრო ელექტროუარყოფითია.
ნახშირბადსა და ჟანგბადს
შორის არსებულ ამ ორმაგ ბმაში ოთხი ელექტრონია.
ნახშირბადსა და ჟანგბადს
შორის არსებულ ამ ორმაგ ბმაში ოთხი ელექტრონია.

Bulgarian: 
 
В клипа за електроотрицателността
научихме по какво се различават полярните от неполярните ковалентни връзки.
В този клип ще видим как се определя
дали молекулите са полярни или неполярни
и как тази полярност влияе на това, което наричаме междумолекулни сили.
Междумолекулните сили са силите, които съществуват между молекулите.
Те се различават от вътрешномолекулната сила, която е сила вътре в молекулата.
Силата вътре в една молекула ще бъде нещо като ковалентна връзка.
И междумолекулната сила ще бъде силата между молекулите.
Нека разгледаме първата междумолекулна сила.
Нарича се дипол-диполно взаимодействие.
Нека разберем откъде идва това име.
Да разгледаме една от молекулите на ацетона.
Ще се фокусирам върху въглерода, който е двойно свързан с кислорода.
Знам, че кислородът е по-електроотрицатален от въглерода.
Имаме четири електрона в тази двойна връзка между въглерода и кислорода.

Italian: 
Nel video sull'elettronegatività
abbiamo imparato come determinare se un legame
covalente è polare o no
In questo video vedremo come possiamo capire se
le molecole sono o non sono polari
e anche come applicare questa polarità a ciò che
chiameremo “forze intermolecolari”
Le forze intermolecolari sono le forze
che esistono tra le molecole
E queste sono diverse dalla forza intramolecolare che
è la forza all'interno delle molecole.
Per esempio una forza all'interno delle molecole potrebbe
essere il legame covalente.
E una forza intermolecolare potrebbe
essere la forza che c'è tra due molecole.
E adesso andiamo a vedere la prima forza intermolecolare.
E' chiamata “interazione dipolo-dipolo”.
Analizziamo cosa significa questo nome.
Se guardiamo queste molecole di acetone
e osserviamo attentamente il carbonio che porta il doppio
legame con l'ossigeno, sappiamo che quell'ossigeno
è più elettronegativo del carbonio.
Abbiamo 4 elettroni nel doppio legame
tra il carbonio e l'ossigeno.
Cerco di segnarvelo proprio qui.

Polish: 
 
W filmiku o elektroujemności
nauczyliśmy się, jak określić, czy dane wiązanie kowalecyjne
jest spolaryzowane, lub niespolaryzowane.
W tym filmiku, zobaczymy, jak określić,
czy cząsteczka jest polarna, lub niepolarna
i jak odnieść tą polarność do tego, co
nazywamy oddziaływaniami cząsteczkowymi.
Oddziaływania międzycząsteczkowe, to takie oddziaływania,
które pojawiają się między cząsteczkami.
Różnią się od oddziaływań wewnątrzcząsteczkowych, które
są wiązaniami tworzącymi cząsteczki.
Przykładem wiązania wewnątrz cząsteczki może być
na przykład wiązanie kowalencyjne.
A oddziaływaniem międzyczsteczkowym
będzie siła występująca między cząsteczkami.
Przyjrzyjmy się nico pierwszemu oddziaływaniu.
Jest to oddziaływanie nazywane  dipol–dipol.
Zastanówmy się, dlaczego tak się nazywa.
Jeśli spojrzę na jedną z tych cząsteczek acetonu (propanonu)
i skupię się na tym węglu, który ma
podwójne wiązanie z tlenem, wiem, że
tlen ma większą elektroujemność niż węgiel.
Mamy cztery elektrony w tym podwójnym wiązaniu
pomiędzy węglem a tlenem.

Azerbaijani: 
Elektro mənfilik videosunda
biz kovalent rabitənin necə polyar və ya
qeyri -polyar olduğunu bilirik.
Bu videoda ,biz molekulların polyar və ya qeyri-polyar
olduğunu necə müəyyən etməyi öyrənəcəyik.
və həmçinin intermolekulyar qüvvəyə
polyarlığı necə tətbiq etməyi öyrənirik.
İntermolekulyar qüvvələr mokeullar
arası qüvvədir.
Və bu intramolekulyar quüvvələrdən yəni
molekul daxilindəki qüvvədən fərqlənir.
Yəni molekuldaxilindəki qüvvə
kovalent rabitəyə oxşar olur.
Və intermolekulyar qüvvə
molekullar arası qüvvədir.
Gəlin birinci intermolekulyar qüvvəyə baxaq.
Bu dipol-dipol qarşılıqlı təsir adlanır.
Gəlin bunun niyə belə adlandırıldığını öyrənək.
əgər mən buradakı aseton molekullarının birinə baxsam
və mən oksigenə ikiqat bağlanmış karbona
diqqət etsəm, mən bilirəm ki, oksigen
karbondan daha elektro mənfidir.
Yəni bizdə karbon və oksigen arasındakı
ikiqat rabitədə dörd elektron var.

English: 
In the video on
electronegativity,
we learned how to determine
whether a covalent
bond is polar or nonpolar.
In this video, we're going
to see how we figure out
whether molecules
are polar or nonpolar
and also how to apply
that polarity to what
we call intermolecular forces.
Intermolecular
forces are the forces
that are between molecules.
And so that's different from
an intramolecular force, which
is the force within a molecule.
So a force within
a molecule would
be something like
the covalent bond.
And an intermolecular
force would
be the force that are
between molecules.
And so let's look at the
first intermolecular force.
It's called a
dipole-dipole interaction.
And let's analyze
why it has that name.
If I look at one of these
molecules of acetone here
and I focus in on the
carbon that's double
bonded to the oxygen,
I know that oxygen
is more electronegative
than carbon.
And so we have four
electrons in this double bond
between the carbon
and the oxygen.

Portuguese: 
No vídeo sobre eletronegatividade
aprendemos como determinar quando
uma ligação covalente é polar ou apolar.
Neste vídeo, vamos ver como descobrir
se uma molécula é polar ou apolar,
e como aplicar essa polaridade no que
chamamos de forças intermoleculares.
Forças intermoleculares são as forças
que existem entre as moléculas.
E essa força é diferente
da força intramolecular,
que é a força presente no 
interior da molécula.
Uma força no interior da molécula seria
algo como a ligação covalente.
E a força intermolecular seria a
força existente entre moléculas.
Assim, vamos ver a primeira
força intermolecular.
É chamada interação
dipolo-dipolo.
E vamos analisar o
porquê desse nome.
Se eu observar uma dessas
moléculas de acetona aqui,
e focar no carbono que faz
ligação dupla com o oxigênio,
eu sei que o oxigênio é mais
eletronegativo que o carbono.
Também temos quatro elétrons nessa dupla
ligação entre o carbono e o oxigênio.

iw: 
.
בסרטון על אלקטרושליליות,
למדנו איך להחליט אם קשר קוולנטי
הוא פולרי או לא פולרי.
בסרטון הזה, אנחנו הולכים לראות איך להחליט
אם מולקולות הן פולריות או לא פולריות.
וגם איך להשליך את הפולריות על מה
שאנחנו מכנים קשרים בינמולקולרים.
קשרים בינמולקולרים הם הקשרים
שנמצאים בין מולקולות.
וזה שונה מהקשרים בתוך המולקולה,
שזה הכוח במולקולה.
אז קשר בתוך המולקולה
יהיה משהו כמו קשר קוולנטי.
וקשר בינמולקולארי יהיה
הכוח בין שתי מולקולות.
אז בואו נסתכל על הקשר הבינמולקולרי הראשון.
זה נקרא כוחות דיפול דיפול.
ובוא נבין למה קוראים לזה ככה.
אם נסתכל על אחת ממולקולות אצטון כאן
ונתמקד בפחמן הוא קשור
בקשר כפול לחמצן, אני יודע שחמצן
יותר אלקטרושלילי מהפחמן.
אז יש לנו 4 אלקטרונים בקשר הכפול הזה
בין החמצן לפחמן.

Czech: 
Ve videu o elektronegativitě
jsme se učili odvozovat, 
zda je kovalentní vazba
polární nebo nepolární.
V tomto videu budeme určovat,
zda je molekula polární nebo nepolární
a jak polarita ovlivňuje
takzvané slabé nevazebné interakce
(intermolekulární síly).
Slabé nevazebné interakce jsou síly
působící mezi molekulami.
A proto se liší od vazebných sil 
(intramolekulárních sil),
které působí v rámci jedné molekuly.
Síla uvnitř molekuly by byla
například kovalentní vazba.
A slabá nevazebná interakce by obvykle
působila mezi molekulami.
Podívejme se na první
slabou nevazebnou interakci.
Nazývá se interakce dipól-dipól.
Zkusme zjistit, proč se tak jmenuje.
Když se podíváte na jednu
z těchto molekul acetonu,
a zaměříte se na uhlík navázaný
dvojnou vazbou na kyslík. 
Víme, že kyslík
má větší elektronegativitu než uhlík.
V této dvojné vazbě jsou čtyři elektrony
mezi uhlíkem a kyslíkem.

Korean: 
 
전기음성도에 관한 영상에서
우리는 공유 결합이
극성인지 무극성인지 결정하는 방법을 배웠습니다
이번 영상에서는 분자들이
극성인지 무극성인지 알아보고
분자간 힘이라고 부르는 것에
분자의 극성을 적용하는 방법을 알아볼 것입니다
분자간 힘이란
분자들 사이의 힘을 말합니다
그래서 분자 내의 힘을 말하는
분자내힘과는 다릅니다
예로 들어 분자 내의 힘은
공유 결합과 같은 것입니다
그리고 분자간힘은
분자들 사이의 힘을 말하는 것입니다
우선 첫번째 분자간힘을 살펴봅시다
첫번째는 쌍극자-쌍극자 힘입니다
왜 그런 이름을 갖게 되었는지 살펴봅시다
여기 있는 아세톤 분자를 봅시다
산소와 이중결합이 되어있는 탄소를
집중적으로 살펴보면, 산소가
탄소보다 더 음성을 띤다는 것을 알 수 있습니다
그리고 산소와 탄소 사이의 이중 결합에는
4개의 전자가 있습니다

Dutch: 
Ik benadruk ze hier.
Omdat zuurstof meer elektronegatief is,
zuurstof trekt meer elektronen naar zich toe,
krijgt zuurstof een deels negatieve lading.
Deze gele elektronen bewegen weg van koolstof.
Koolstof verliest iets elektronendichtheid.
Koolstof wordt deels positief.
Voor dit molecuul krijgen we een
scheiding van lading, een positieve en een negatieve.
We hebben een gepolariseerde dubbele binding hier.
En we hebben een gepolariseerd molecuul.
Er zijn twee verschillende polen, een negatieve
en een positieve.
Daarom zeggen we dat dit een polair molecuul is.
Aceton is een relatief polair molecuul.
Hetzelfde gebeurt met dit aceton molecuul.
We krijgen een deels negatieve en een deels positieve.
Dit is ook een polair molecuul.
Het heeft twee polen.
Dus dit noemen we een dipool.
En elk molecuul heeft een dipoolmoment.
Omdat elk molecuul polair is

Korean: 
여기에 그것을 색칠하겠습니다
그리고 산소가 더 음성을 띠기 때문에
전자들을 더 끌어당길 것이고
산소는 부분적으로 음성을 띨 것입니다
노란색의 전자들은 탄소로부터 멀어지며
탄소의 전자 밀도가 감소합니다
그리고 탄소는 부분적으로 양성을 띱니다
따라서 이 분자의 전하는 나뉩니다
양성과 음성으로 말입니다
지금 극성을 띤 이중 결합이 있으며
극성의 분자도 하나 있습니다
결국 2개의 서로 다른 극
음극과 양극이 있습니다
이를 극성 분자라고 합니다
다시 말하면 아세톤은 비교적 유극 분자인 것입니다
여기 밑에 있는 아세톤 분자에도 같은 일이 일어납니다
부분적 음성과 부분적 양성을 갖게 되는데
이 역시도 유극 분자입니다
두개의 극이 있죠
이를 쌍극자라고 합니다
각각의 분자는 쌍극자 모멘트를 가집니다
분자들이 극성이며

English: 
So I'll try to highlight
them right here.
And since oxygen is
more electronegative,
oxygen is going to pull
those electrons closer to it,
therefore giving oxygen a
partial negative charge.
Those electrons in yellow are
moving away from this carbon.
So the carbon's losing a
little bit of electron density,
and this carbon is becoming
partially positive like that.
And so for this
molecule, we're going
to get a separation of charge, a
positive and a negative charge.
So we have a polarized
double bond situation here.
We also have a
polarized molecule.
And so there's two
different poles, a negative
and a positive pole here.
And so we say that this
is a polar molecule.
So acetone is a
relatively polar molecule.
The same thing happens to this
acetone molecule down here.
So we get a partial negative,
and we get a partial positive.
So this is a polar
molecule as well.
It has two poles.
So we call this a dipole.
So each molecule
has a dipole moment.
And because each
molecule is polar

iw: 
אז אני אדגיש אותם כאן.
ומכיוון שחמצן יותר אלקטרושלילי,
החמצן הולך למשוך אותם קרוב יותר אליו
ולכן לחמצן יהיה מטען חלקי שלילי.
האלקטרונים בצהוב מתרחקים מהפחמן.
אז הפחמן מאבד קצת צפיפות אלקטרונים.
והפחמן נעשה טעון חלקי חיובי ככה.
אז בשביל המולקולה הזאת,
נקבל הפרדה במטען, חלק חיובי וחלק שלילי
אז יש לנו מצב של קשר כפול פולרי כאן.
יש לנו גם מולקולה פולרית.
אז יש שני קטבים שונים, שלילי
וקוטב חיובי כאן.
אז אנחנו אומרים שזו מולקולה פולרית.
אז אצטון הוא מולקולה יחסית פולרית.
אותו דבר קורה למולקולת האצטון כאן.
אז נקבל מטען חלקי שלילי, ומטען חלקי חיובי
אז גם זו מולקולה פולרית.
יש לה שני קטבים.
אז אנחנ קוראים לזה דיפול.
אז לכל מולקולה יש מומנט דיפול.
ובגלל שכל מולקולה פולרית.

Czech: 
Zkusme si je tu zvýraznit.
Protože kyslík je elektronegativnější,
přitáhne si elektrony blíž k sobě,
tím získá parciální (částečný) 
záporný náboj.
Tyto žluté elektrony se vzdalují od uhlíku.
Takže uhlík ztrácí 
část své elektronové hustoty
a získává kladný parciální náboj.
A tak se v této molekule vytvoří
oddělené náboje, kladný a záporný.
Takže dostaneme polarizovanou dvojnou vazbu.
Také molekula je polarizovaná.
Jsou zde tedy dva různé póly,
záporný a kladný.
Proto tuto molekulu označujeme jako polární.
Takže molekuly acetonu jsou poměrně polární.
To samé se stane i se spodní
molekulou acetonu.
Dostaneme parciální
záporný a kladný náboj.
Takže i toto je polární.
Má dva póly.
Proto název dipól.
Takže obě molekuly mají dipólový moment.
A protože jsou obě polární

Polish: 
Zaznaczę te wiązania.
Skoro tlen jest bardziej elektroujemny,
przyciągnie te elektrony bliżej siebie,
w związku z czym uzyska cząstkowy ładunek ujemny.
Elektrony zaznaczonego na żółto wiązania oddalają się od węgla.
Węgiel traci trochę swojej gęstości elektronowej,
więc uzyskuje cząstkowy ładunek dodatni.
I tak dla tej cząstki, dostajemy
dwa osobne ładunki: dodatni i ujemny.
W tym wypadku pojawia się więc spolaryzowane wiązanie
Cząsteczka jest polarna.
Więc mamy tu dwa różne pola, tu jest naładowana ujemnie,
a tu dodatnio.
I nazywam taką cząsteczkę cząsteczką polarną.
Aceton jest cząsteczką polarną.
Tak samo zachowuje się ta cząsteczka acetonu poniżej.
Więc mamy tu cząstkowy ładunek ujemny, a tu cząstkowy ładunek dodatni.
To również jest cząsteczka polarna.
Ma dwa pola.
Dlatego nazywamy ją dipolem.
Każda taka cząsteczka ma swój elektryczny moment dipolowy.
A ponieważ każda z tych cząsteczek jest polarna,

Italian: 
E poichè l'ossigeno è più elettronegativo
esso tirerà gli elettroni vicino a sè
ciò gli farà assumere una parziale carica negativa.
Questi elettroni in giallo si allontanano dal carbonio
così il carbonio perde una piccola quantità di densità elettronica
e quindi assumerà una parziale carica positiva.
E così per questa molecola possiamo osservare
una separazione delle cariche, una positiva e l'altra negativa.
Quindi abbiamo un doppio legame polarizzato.
E avremo anche la molecola polarizzata.
Ci sono due differenti poli, uno negativo
e uno positivo qui.
Quindi possiamo dire che abbiamo una molecola polare.
L'acetone è una molecola relativamente polare.
La stessa cosa accade per quest'altra molecola di acetone.
Avremo una parziale carica negativa ed una positiva.
Anche questa è una molecola polare.
ha due poli
quindi la possiamo chiamare “dipolo”.
Ognuna di queste molecole possiede un “momento di dipolo”.
E visto che ciascuna molecola è polare
e c'è una separazione di carica positiva e negativa

Azerbaijani: 
Mən bu hissəni nəzərə çarpan edəcəm.
Oksigen daha elektro mənfidir,
Oksigen yaxın olan elektronları dartır,
buna görə də oksigen qismən mənfi yüklənir.
Sarı hissədəki bu elektronlar bu karbondan uzaqlaşır.
Karbon elektron sıxlığını biraz itirir,
və karbon qismən müsbət yüklənir.
Və bu molekul üçün bizdə yüklərin
müsbət və mənfiyə ayrılması gedir.
Bizdə burada polyarlaşan ikiqat rabitə var.
Bizdə həmçinin polyarlaşan molekul var.
Və sizdə iki fərqli qütb var, mənfi
və müsbət qütb.
Biz deyə bilərik ki, bu polyar molekuldur.
Aseton nisbətən polyar molekuldur.
Eyni şey aşağıdakı aseton molekulunda da baş verir.
Yəni bizdə qismən mənfi və qismən müsbət yük var.
Yəni bu iki qütblü
polyar molekuldur.
Biz bunu dipol adlandırırıq.
Yəni hər molekulda dipol momenti var.
Çünki hər molekul polyardır

Bulgarian: 
Ще опитам да ги подчертая тук.
И тъй като кислородът е по-електроотрицателен,
кислородът ще придърпа тези електрони по-близо до себе си
и това ще даде на кислорода частичен отрицателен заряд.
Тези електрони в жълто се отместват по-далеч от въглерода.
Въглеродът губи малко електронна плътност
и този въглерод придобива частично положителен заряд.
А за тази молекула получаваме разделяне на заряда - положителен и отрицателен заряд.
Тук имаме поляризирана двойна връзка.
Както и поляризирана молекула.
Има два различни полюса - отрицателен и положителен.
И затова казваме, че това е полярна молекула.
Ацетонът е относително полярна молекула.
Същото става с долната молекула на ацетон.
Получаваме части отрицателен и частично положителен заряд.
И тази молекула е полярна.
Има два полюса.
Нарича се дипол.
Така че всяка от тези молекули е дипол.
И тъй като всяка е дипол

Georgian: 
გავამუქებ ცოტას.
რადგან ჟანგბადი უფრო ელექტროუარყოფითია, ის თავისკენ მიიზიდავს ელექტრონებს და შესაბამისად,
რადგან ჟანგბადი უფრო ელექტროუარყოფითია, ის თავისკენ მიიზიდავს ელექტრონებს და შესაბამისად,
ნაწილობრივ უარყოფითი მუხტი ექნება.
ეს "ყვითელი" ელექტრონები ნახშირბადს შორდებიან,
შესაბამისად, ნახშირბადი ელექტრონულ სიმკვრივეს კარგავს და ნაწილობრივ დადებითი ხდება.
შესაბამისად, ნახშირბადი ელექტრონულ სიმკვრივეს კარგავს და ნაწილობრივ დადებითი ხდება.
ამ მოლეკულაში მუხტების გაყოფა
გვხვდება — დადებითი და უარყოფითი მუხტი.
ამ მოლეკულაში მუხტების გაყოფა
გვხვდება — დადებითი და უარყოფითი მუხტი.
პოლარიზებული ორმაგი ბმა გვაქვს და
ასევე პოლარიზებული მოლეკულაც.
ორი განსხვავებული
პოლუსი გვაქვს, უარყოფითი და დადებითი.
ორი განსხვავებული
პოლუსი გვაქვს, უარყოფითი და დადებითი.
ანუ, ეს მოლეკულა პოლარულია.
გამოდის, რომ აცეტონი პოლარული მოლეკულაა.
იგივე მოსდის ამ აცეტონის მოლეკულასაც.
ნაწილობრივ უარყოფითობა და
ნაწილობრივ დადებითობა გვაქვს, ანუ,
ეს მოლეკულაც პოლარულია.
მას ორი პოლუსი აქვს, ანუ, დიპოლია.
მას ორი პოლუსი აქვს, ანუ, დიპოლია.
ორივე მოლეკულას აქვს დიპოლური მომენტი.
ორივე მოლეკულა პოლარულია,
დადებითი და უარყოფითი მუხტები აქვს.

Portuguese: 
Eu vou tentar ressaltá-los aqui.
E por ser mais eletronegativo, o oxigênio
vai atrair esses elétrons para perto,
deixando o oxigênio com 
uma carga negativa parcial.
Os elétrons em amarelo estão
se afastando do carbono,
então o carbono está perdendo um
pouco da sua densidade eletrônica,
e esse carbono está se 
tornando parcialmente positivo.
Então, para essa molécula, vamos
ter uma separação de cargas,
uma carga positiva e uma negativa.
Então temos uma
dupla-ligação polarizada.
Também temos uma molécula
polarizada.
E por isso, temos 2 polos diferentes:
um negativo e um positivo bem aqui.
Então dizemos que essa
é uma molécula polar.
Por isso a acetona é uma
molécula relativamente polar.
A mesma coisa acontece com essa
molécula de acetona aqui embaixo.
Temos uma parcial negativa 
e uma parcial positiva.
Então essa também é uma
molécula polar; tem dois polos.
Então, a chamamos de dipolo.
Portanto, cada molécula
tem um momento dipolo.

Dutch: 
en een gescheiden positieve en negatieve lading heeft,
we weten dat tegenovergestelden elkaar aantrekken.
 
Dit negatief geladen zuurstof
wordt aangetrokken tot dit positief geladen koolstof.
Er volgt een elektrostatische aantrekking
tussen deze twee moleculen.
En dat gaat deze twee moleculen bij elkaar houden.
Je hebt energie nodig
als je ze uit elkaar zou willen trekken.
Daarom is het kookpunt van aceton
ongeveer 56℃.
Kamertemperatuur ligt tussen 20 en 25℃,
dus op kamertemperatuur zitten we nog niet op
het kookpunt van aceton.
En daarom is aceton nog steeds vloeibaar.
Op kamertemperatuur en -druk is aceton vloeibaar.
Dat komt door de intermoleculaire
krachten van dipool-dipool interacties.
Die houden deze moleculen bijeen.
De intermoleculaire kracht
wordt bepaald door de elektronegativiteit.
We nemen een andere intermoleculaire kracht.
Deze wordt een waterstofbrug genoemd.

iw: 
ויש הפרדה בין מטען חיובי לשלילי,
בכימיה אורגנית אנחנו יודעים שהפכים נמשכים
נכון?
אז החמצן השלילי הזה
הולך להמשך לפחמן החיובי הזה.
ואז הולכת להיות משיכה אלקטרוסטאטית
בין שתי המולקולות.
וזה מה שהולך להחזיק את שתי המולקולות האלו יחד.
ואז נצטרך אנרגיה
אם ננסה להפריד בינהן.
אז נקודת הרתיחה של אצטון
מתברר שהיא בערך 56 מעלות צלסיוס.
ומכיוון שטמפ' החדר היא בין 20 ל25,
בטמפ' החדר לא הגענו
לנקודת הרתיחה של אצטון.
ולכן אצטון עדיין יהיה נוזלי.
אז בטמפ' ובלחץ החדר, אצטון נוזלי.
וזה חייב להיות קשור לקשרים הבינמולקולרים.
קשרי דיפול דיפול.
מחזיקים את המולקולות יחד.
והקשרים הבינמולקולרים, בצורה מסוימת,
תלויים באלקטרושליליות.
בואו נסתכל על עוד קשרים בינמולקולרים,
והבא בתור נקרא קשרי מימן,

Italian: 
anche in chimica organica sappiamo che le cariche opposte si attraggono,
giusto?
Così questo ossigeno carico negativamente
attrarrà questo carbonio carico positivamente.
Ci sarà un'attrazione elettrostatica
tra queste due molecole.
Questa forza è ciò che trattiene vicine le due molecole.
Di conseguenza ci sarebbe bisogno di energia
se cercassimo di allontanarle.
e così il punto di ebollizione dell'acetone
diventa di circa 56°C
Siccome la temperatura ambientale è in media di 20-25°C
in queste condizioni non si raggiunge
il punto di ebollizione dell'acetone
che quindi sarà un liquido.
Dunque a temperatura e pressione ordinarie l'acetone è un liquido.
Ciò ha a che fare con le forze
intermolecolari dipolo-dipolo
che trattengono le molecole insieme.
E le forze intermolecolari, a loro volta,
dipendono dall'elettronegatività.
Parliamo ora di un'altro tipo di forza intermolecolare.
chiamata “legame a idrogeno”.
Qui abbiamo due molecole di acqua.

Bulgarian: 
и има разделение между положителния и отрицателния заряд,
а в органичната химия противоположните заряди се привличат, нали?
Затова отрицателно зареденият кислород
ще бъде привлечен от положително заредения въглерод.
Ще има електростатично привличане между тези две молекули.
И това ще ги задържи заедно.
И съответно ще ти трябва енергия, ако искаш да ги разделиш.
Точката на кипене на ацетона
е около 56 градуса по Целзий.
И тъй като стайната температура е между 20 и 25, при нея няма да сме достигнали
точката на кипене на ацетона.
Съответно ацетонът е още течен.
Затова при стайна температура и налягане, ацетонът е течен.
И това се определя от междумолекулната сила на това дипол-диполно взаимодействие,
което задържа молекулите заедно.
А междумолекулната сила, от своя страна, зависи от електроотрицателността.
Нека погледнем друга междумолекулна сила
наречена водородна връзка.

English: 
and has a separation of
positive and negative charge,
in organic chemistry we know
that opposite charges attract,
right?
So this negatively
charged oxygen
is going to be attracted to
this positively charged carbon.
And so there's going to be
an electrostatic attraction
between those two molecules.
And that's what's going to hold
these two molecules together.
And you would
therefore need energy
if you were to try
to pull them apart.
And so the boiling
point of acetone
turns out to be approximately
56 degrees Celsius.
And since room temperature
is between 20 and 25,
at room temperature
we have not reached
the boiling point of acetone.
And therefore, acetone
is still a liquid.
So at room temperature and
pressure, acetone is a liquid.
And it has to do with
the intermolecular
force of dipole-dipole
interactions
holding those
molecules together.
And the intermolecular
force, in turn,
depends on the
electronegativity.
Let's look at another
intermolecular force,
and this one's called
hydrogen bonding.

Georgian: 
ორივე მოლეკულა პოლარულია,
დადებითი და უარყოფითი მუხტები აქვს.
ვიცით, რომ ორგანულ ქიმიაში
საპირისპირო მუხტები ერთმანეთს მიიზიდავს.
ვიცით, რომ ორგანულ ქიმიაში
საპირისპირო მუხტები ერთმანეთს მიიზიდავს.
ამ უარყოფითად დამუხტულ ჟანგბადს
დადებითად დამუხტული ნახშირბადი მიიზიდავს.
ამ უარყოფითად დამუხტულ ჟანგბადს
დადებითად დამუხტული ნახშირბადი მიიზიდავს.
ამ ორ მოლეკულას შორის იარსებებს ელექტროსტატიკური მიზიდულობა.
ამ ორ მოლეკულას შორის იარსებებს ელექტროსტატიკური მიზიდულობა.
ამის გამო ეს ორი
მოლეკულა ერთმანეთთან ახლოს იქნება.
მათ დასაშორებლად ენერგია დაგვჭირდება.
მათ დასაშორებლად ენერგია დაგვჭირდება.
აცეტონის დუღილის წერტილი
დაახლოებით 56 გრადუსია ცელსიუსით.
აცეტონის დუღილის წერტილი
დაახლოებით 56 გრადუსია ცელსიუსით.
რადგან ოთახის ტემპერატურა 20-25 გრადუსია,
იქ აცეტონი დუღილის წერტილს ვერ აღწევს.
რადგან ოთახის ტემპერატურა 20-25 გრადუსია,
იქ აცეტონი დუღილის წერტილს ვერ აღწევს.
რადგან ოთახის ტემპერატურა 20-25 გრადუსია,
იქ აცეტონი დუღილის წერტილს ვერ აღწევს.
შესაბამისად, ის ჯერ კიდევ თხევადია.
ოთახის ტემპერატურაზე აცეტონი თხევადია.
ამის მიზეზი დიპოლებს შორის ურთიერთობის მოლეკულათშორისი ძალებია, რომლებიც
ამის მიზეზი დიპოლებს შორის ურთიერთობის მოლეკულათშორისი ძალებია, რომლებიც
ამ მოლეკულების ერთად ყოფნას უზრუნველყოფენ.
მოლეკულათშორისი ძალა ელექტროუარყოფითობაზეა დამოკიდებული.
მოლეკულათშორისი ძალა ელექტროუარყოფითობაზეა დამოკიდებული.
კიდევ ერთი მოლეკულათშორისი ძალა
განვიხილოთ, რომელსაც წყალბადური ბმა ჰქვია.
კიდევ ერთი მოლეკულათშორისი ძალა
განვიხილოთ, რომელსაც წყალბადური ბმა ჰქვია.

Czech: 
a mají oddělené kladné a záporné náboje.
Z organické chemie víme, 
že opačné náboje se přitahují,
Proto tento záporně nabitý kyslík
bude přitahovat tento kladný uhlík.
A bude tu působit 
elektrostatická přitažlivost
mezi těmito dvěmi molekulami.
A právě toto bude držet 
tyto molekuly u sebe.
Proto bychom potřebovali energii,
kdybychom je chtěli oddělit.
Takže bod varu pro aceton
bude přibližně 56 stupňů Celsia.
A protože pokojová teplota je mezi 20 a 25,
nedosáhneme při pokojové teplotě
bodu varu acetonu.
Proto je aceton stále kapalný.
Takže při pokojové teplotě a tlaku
je aceton kapalný.
A to vychází ze slabých nevazebných sil,
z interakce dipól-dipól,
která drží molekuly u sebe.
A slabé nevazebné síly zase
závisí na elektronegativitě.
Podívejme se na další slabou nevazebnou sílu,
kterou nazýváme vodíkový můstek.

Polish: 
i ma wydzielony ładunek dodatni i ujemny,
z lekcji  chemii organicznej wiemy, że przeciwne ładunki się przyciągają,
prawda?
Więc ten negatywnie naładowany tlen
będzie przyciągany do pozytywnie naładowanego węgla.
I to będzie przyciąganie elektrostatyczne
pomiędzy tymi dwoma cząsteczkami.
I to własnie to będzie utrzymywać te dwie cząsteczki razem.
Dlatego potrzebowalibyście energii
jeśli chcielibyście je rozerwać.
I dlatego temperatura wrzenia acetonu
okazuje się być w przybliżeniu równa 56 stopniom Celsjusza.
Skoro wartość temperatury pokojowej określamy pomiędzy 20 a 25 °C,
w temperaturze pokojowej nie osiągniemy
punktu wrzenia acetonu.
W związku z tym, aceton pozostanie cieczą.
Tak więc w pokojowej temperaturze i przy zwykłym ciśnieniu aceton będzie cieczą.
I bierze się to z wzajemnymi oddziaływaniami
międzycząsteczkowymi dwóch dipoli,
które utrzymują te cząsteczki razem.
Z kolei oddziaływania międzycząsteczkowe
zależą od elektroujemności.
Przyjrzyjmy się teraz innym przykładom oddziaływań międzycząsteczkowych,
które nazywamy wiązaniami wodorowymi.

Korean: 
양극과 음극이 분리되어 있으므로
유기 화학에서 서로 다른 전하는 끌어당긴다는 것을 알기 때문에
그렇죠?
따라서 이 음성을 띠는 산소는
양성을 띠는 탄소에 끌리게 될 것입니다
그래서 정전기적 인력이
두 분자 사이에 존재합니다
그리고 그것이 두 분자를 붙들어놓는 원동력입니다
따라서 둘을 분리하기 위해서는
에너지가 필요합니다
아세톤의 끓는점은
섭씨 56도입니다
상온이 20에서 25도 사이에 있기 때문에
상온이 아직 아세톤의 끓는점에
도달하지 못했습니다
따라서 아세톤은 아직 액체입니다
상온에서 아세톤은 액체입니다
이것은 두 분자를 잡고 있는
분자 사이의 힘 중에서도
쌍극자-쌍극자 힘과 관련있습니다
분자 사이의 힘은
전기음성도에 의존합니다
또 하나의 분자 사이의 힘을 살펴봅시다
이것은 수소 결합입니다

Portuguese: 
E porque cada molécula é polar e tem
separação de cargas posiva e negativa,
na química orgânica sabemos 
que cargas opostas se atraem,
então esse oxigênio
negativamente carregado
será atraído por esse carbono
positivamente carregado.
E haverá uma atração eletrostática
entre essas duas moléculas.
E é isso que vai manter
essas duas moléculas unidas.
E por isso você precisaria de
energia para tentar separá-las.
Por isso o ponto de ebulição da acetona
é de aproximadamente 56 graus Celsius.
E como a temperatura ambiente é 25, não
alcançamos oponto de ebulição da acetona,
e portanto, a acetona ainda
está líquida.
Então, à temperatura e pressão
ambientes, a acetona é um líquido.
E isso tem a ver com a sua força
intermolecular de interação dipolo-dipolo,
que mantém essas moléculas unidas.
E a força intermolecular, por sua
vez, depende da eletronegatividade.
Vamos ver outra
força intermolecular,
chamada de 
pontes de hidrogênio.

Azerbaijani: 
və mənfi və müsbət yüklərin ayrılması,
üzvi kimyadan əks yüklərin
cəzb edir, doğrudur?
Bu mənfi yüklənmş oksigen
müsbət yüklü karbonu cəzb edir.
Bu iki molekul arasında
elektrostatik qüvvə var.
Və bu iki molekulu bir yerdə saxlayandır.
Və buna görə də əgər siz onları ayırmağa
cəhd etsəniz, sizə enerji lazım olacaq.
Asetonun qaynama nöqtəsi
təxminən 56 dərəcə Selsidir
Və otaq temperaturu üçün 20-25 arasındadır,
Otaq temperaturunda biz asetonun
qaynama nöqtəsinə çatmırıq,
buna görə də, aseton hələ də mayedir.
Yəni otaq temperaturunda və təzyiqdə , aseton mayedir.
Və bu dipol-dipol daxili qarşılıqlı əlaqə
qüvvələri olmalıdır ki,
molekulları birlikdə tuta bilsin.
Və intermolekulyar qüvvə , öz növbəsində
elektromənfilikdən asılıdır.
Gəlin digər intermolekulyar qüvvəyə baxaq,
və bu hidrogen rabitəsidir.

Polish: 
Więc, mamy tutaj dwie cząsteczki wody.
I po raz kolejny, jeżeli rozważę te elektrony tutaj,
znajdujące się pomiędzy atomem tlenu i wodoru,
wiem, że tlen ma jest bardziej elektroujemny niż wodór.
W związku z tym, tlen będzie przyciągał je bliżej siebie,
co nada mu cząstkowy ładunek ujemny, jak tutaj.
Wodór z kolei traci trochę gęstości elektronowej,
w związku z czym staje się cząstkowo ujemny.
Taka sama sytuacja ma miejsce w drugiej cząsteczce wody.
Dlatego tutaj mamy cząstkowy ładunek ujemny, a tu cząstkowy ładunek dodatni.
I tak jak w ostatni przykładzie, widzimy, że
zajdzie tu pewnego rodzaju
elektrostatyczne przyciąganie pomiędzy tymi przeciwnymi ładunkami,
pomiędzy cząstkowo negatywnie naładowanym atomem tlenu
i cząstkowo dodatnio naładowanym atomem wodoru, jak tutaj.
I tak oto mamy cząsteczkę polarną.
Oczywiście, woda jest cząsteczką polarną.
Dlatego moglibyście pomyśleć, że
to będzie przykład interakcji dipol-dipol.
I tak właśnie jest, z tą różnicą, że w tym przypadku
mamy do czynienia z mocniejszą wersją oddziaływania dwóch dipoli,
którą nazywamy wiązaniem wodorowym.
Były czasy, w których uważano, że

Czech: 
Máme zde dvě molekuly vody.
Když se znovu zamyslíme nad těmito elektrony
mezi kyslíkem a vodíkem, tak víme,
že kyslík je elektronegativnější než vodík.
Takže si kyslík přitáhne elektrony blíž
a vytvoří se na něm parciální záporný náboj.
Vodík přijde o trochu elektronové hustoty,
získá kladný parciální náboj.
Stejná situace nastane 
u této spodní molekuly vody.
Takže máme parciální záporný a kladný náboj.
A jako v předchozím případě
vidíme vznik určité
elektrostatické interakce
mezi opačnými náboji,
mezi částečně záporně nabitým kyslíkem
a tímto částečně kladným vodíkem.
Takže jde o polární molekulu.
Molekula vody je samozřejmě polární.
Mohli bychom si myslet,
že jde o příklad interakce dipól-dipól.
A také ano, avšak v tomto případě
jde o ještě silnější verzi 
interakce dipól-dipól,
kterou nazýváme vodíkový můstek.
Někdy se udávalo,

Korean: 
여기 2개의 물 분자가 있습니다
여기 산소와 수소 사이에 있는
전자를 살펴보면
산소가 수소보다 전기음성도가 크기 때문에
산소가 전자를 더 끌어당긴다는 것을 알 수 있습니다
그리고 이는 산소에게 부분적 음성을 띠게 합니다
수소의 전자 밀도는 감소하기 때문에
점차 양성을 띨 것입니다
여기 아래의 물 분자에도 똑같은 일이 일어납니다
따라서 음성과 양성을 모두 갖고 있습니다
저번 예시처럼
여기에서도
양극 사이에서 정전기적 인력이
음성을 띠는 산소와
양성을 띠는 수소 사이에 있다는 것을 알 수 있습니다
이것은 극성 분자입니다
당연히 물 분자도 극성 분자입니다
그래서 이 또한
쌍극자-쌍극자 힘의 예시라고 생각할 수 있습니다
사실 맞긴 하지만, 이 경우에는
쌍극자-쌍극자 힘보다 훨씬 강한
수소 결합이라고 부릅니다
그러니까 옛날에는 수소가 하나의 결합을

Bulgarian: 
Тук имаме две водни молекули.
Ако се замислим за електроните тук, между кислорода и водорода,
знаем, че кислородът е по-електроотрицателен от водорода.
Затова кислородът ще придърпа тези електрони по-близо до себе си,
и това ще даде на кислорода частично отрицателен заряд.
Водородът ще загуби малко от електронната си плътност
и ще стане частично положителен.
Същото се случва и с долната водна молекула.
Имаме частичен отрицателен заряд и частичен позитивен.
И както при последния пример, виждаме, че ще има някакво
електростатично привличане между противоположните заряди,
между частично отрицателно заредения кислород
и частично положително заредения водород.
И това е полярна молекула.
Разбира се, че водата е полярна молекула.
Бихме могли да си помислим, че това е пример за дипол-диполно взаимодействие.
И това е така, но в този случай имаме дори по-силна версия на дипол-диполно взаимодействие,
което наричаме водородна връзка.

Portuguese: 
Aqui, temos duas moléculas
de água.
E de novo, se eu considerar
esses elétrons aqui,
entre o oxigênio e 
o hidrogênio,
eu sei que o oxigênio é mais
eletronegativo do que o hidrogênio.
Então, o oxigênio vai atrair
os elétrons para sua proximidade,
dando ao oxigênio uma
carga parcial negativa.
O hidrogênio está perdendo
parte da sua densidade entrônica.
por isso, se torna
parcialmente positivo.
A mesma situação existe na 
molécula de água aqui.
Temos cargas parciais, uma
negativa e uma positiva.
E como no último exemplo,
podemos ver que ocorre um tipo de atração
eletrostática entre as cargas opostas,
entre o oxigênio, parcialmente negativo
e o hidrogênio, parcialmente positivo.
E essa é uma molécula polar.
Com certeza, a água
é uma molécula polar.
e assim, você vai pensar
que esse seria
um exemplo de interação
dipolo-dipolo.
E é, exceto
porque esse caso
é uma versão ainda mais
forte de interação do que a dipolo-dipolo,
chamada ligação de hidrogênio.
Há algum tempo
já se pensou que

iw: 
אז כאן יש לנו שתי מולקולות מים.
ופעם נוספת אם נחשוב על האלקטרונים האלה
כאן, שנמצאים בין החמצן למימן,
יודעים שחמצן יותר אלקטרושלילי ממימן.
אז החמצן ימשוך את האלקטרונים קרוב יותר אליו
נותן לחמצן מטען חלקי שלילי ככה.
המימן מאבד קצת מצפיפות האלקטרונים,
ולכן נעשה טעון חלקי חיובי.
ואותו דבר מתקיים במולקולת מים כאן למטה.
אז יש לנו חלקי שלילי, ויש חלקי חיובי.
ואז כמו בדוגמא הקודמת,
אפשר לראות שיהיה כאן סוג
של משיכה אלקטרונית בין שני המטענים.
בין המטען השלילי החלקי של החמצן,
והמטען החלקי חיובי של המימן ככה.
ולכן זו מולקולה פולרית.
כמובן, מים היא מולקולה פולרית.
ואז נחשוב שזה
יהיה דוגמא של אינטראקציות דיפול דיפול
וזו כן, מלבד העובדה שזה
אפילו גרסה יותר חזקה של אינטראקציות דיפול דיפול
וזה נקרא קשרי מימן.
אז פעם למדו

Georgian: 
წყლის ორი მოლეკულა გვაქვს.
ელექტრონები, რომლებიც
ჟანგბადსა და წყალბადს შორისაა--
ელექტრონები, რომლებიც
ჟანგბადსა და წყალბადს შორისაა--
ვიცი, რომ ჟანგბადი
წყალბადზე უფრო ელექტროუარყოფითია.
ანუ, ჟანგბადი თავისკენ მიიზიდავს ამ ელექტრონებს, რაც მას ნაწილობრივ უარყოფით მუხტს მიანიჭებს.
ანუ, ჟანგბადი თავისკენ მიიზიდავს ამ ელექტრონებს, რაც მას ნაწილობრივ უარყოფით მუხტს მიანიჭებს.
წყალბადი ცოტათი კარგავს ელექტრონულ სიმკვრივეს და ნაწილობრივ დადებითი ხდება.
წყალბადი ცოტათი კარგავს ელექტრონულ სიმკვრივეს და ნაწილობრივ დადებითი ხდება.
ამ ქვედა მოლეკულაშიც იგივე სიტუაციაა.
ნაწილობრივ დადებითი
მუხტი გვაქვს, ნაწილობრივ კი  -უარყოფითი.
როგორც წინა მაგალითში, აქაც ელექტროსტატიკური მიზიდულობა გვექნება საპირისპირო მუხტებს შორის.
როგორც წინა მაგალითში, აქაც ელექტროსტატიკური მიზიდულობა გვექნება საპირისპირო მუხტებს შორის,
როგორც წინა მაგალითში, აქაც ელექტროსტატიკური მიზიდულობა გვექნება საპირისპირო მუხტებს შორის,
ნაწილობრივ უარყოფითად დამუხტულ ჟანგბადსა და
ნაწილობრივ დადებითად
დამუხტულ წყალბადს შორის.
ეს მოლეკულა პოლარულია.
ცხადია, წყალი პოლარული მოლეკულაა.
ალბათ, დაგაინტერესათ, რატომ არ არის ეს დიპოლების ურთიერთობის მაგალითი.
ალბათ, დაგაინტერესათ, რატომ არ არის ეს დიპოლების ურთიერთობის მაგალითი.
არის კიდეც, იმ განსხვავებით, რომ ეს დიპოლების ურთიერთობაზე უფრო მტკიცე ბმაა, რომელსაც
არის კიდეც, იმ განსხვავებით, რომ ეს დიპოლების ურთიერთობაზე უფრო მტკიცე ბმაა, რომელსაც
წყალბადურ ბმას ვუწოდებთ.
ადრე ეგონათ, რომ წყალბადს შეეძლო დამატებითი
ბმის წარმოქმნა და აქედან მოდის ეს სახელიც.

Italian: 
Ancora una volta, se guardiamo questi elettroni
tra l'ossigeno e l'idrogeno,
sappiamo che l'ossigeno è più elettronegativo dell'idrogeno.
Quindi l'ossigeno tira gli elettroni verso di sè
assumendo una parziale carica negativa.
L'idrogeno perde una piccola quantità di densità elettronica,
di conseguenza diventa parzialmente positivo.
la stessa situazione si ha in quest'altra molecola di acqua.
Abbiamo una parziale carica negativa ed una parziale carica positiva.
E quindi, come nell'esempio precedente, possiamo
vedere che si instarura una specie di
attrazione elettrostatica tra le due cariche opposte,
tra gli ossigeni parzialmente negativi
e gli idrogeni parzialmente positivi.
Questa è una molecola polare.
Ovviamente l'acqua è una molecola polare.
Quindi potreste pensare che si tratta di un esempio
di interzaione dipolo-dipolo.
E infatti lo è, ed perfino il caso
di versione più forte dell'interazione dipolo-dipolo,
che viene chiamata “legame a idrogeno”.
Una volta si pensava che l'idrogeno
potesse formare una sorta di legame in più,

Azerbaijani: 
Burada bizdə iki su molekulu var.
Yenidən , əgər mən oksigen və hidrogen arasında
arasında olan elektronlar haqqında düşünsəm,
Mən bilirəm oksigen hidrogendən daha elektromənfidir.
Oksigen özünə yaxın olan elektronları dartır,
oksigen qismən mənfi yüklənir.
Hidrogen eletron sıxlığını itirir,
buna görə də qismən müsbət olur.
Eyni vəziyyət aşağıdakı su molekulunda da mövcuddur.
Bizdə qismən mənfi və qismən müsbət var.
Və axırıncı nümunəyə aid olaraq, biz
burada bu əks yüklər arasında,
qismən mənfi yüklənmiş oksigen və
qismən müsbət yüklənmiş hidrogen arasında
bir növ elektrostatik cazibə yaranır,
və bu polyar molekuldur.
Əlbətdə ki, su polyar molekuldur.
Siz düşünə bilərsiz ki, bu dipol-dipol
qarşılıqlı əlaqələri üçün nümunədir.
Bu halda istisna olmaqla bu
hidrogen adlandırdığımız dipol-dipol
əlaqələrin ən güclü növüdür.
Vaxtilə hidrogen üçün artıq rabitə

Dutch: 
Hier hebben we twee water moleculen.
Als we denken aan de elektronen hier,
die tussen de zuurstof en waterstof,
dan is zuurstof meer elektronegatief is dan waterstof.
Zuurstof gaat de elektronen meer naar zich toe trekken.
Dat geeft zuurstof een deels negatieve lading.
Waterstof verliest wat elektronen dichtheid
en wordt daardoor deels positief.
Dezelfde toestand ontstaat in het water molecuul.
We hebben dus een deels negatieve en een deels positieve.
Zoals in het vorige voorbeeld kunnen we
zien dat er een
elektrostatische aantrekkingskracht is
tussen het deels negatief geladen zuurstof
en het deels positieve waterstof.
Daarom is dit een polair molecuul.
Water is een polair molecuul.
En daarom zou je kunnen denken
dat dit een voorbeeld is van dipool-dipool interactie.
Dat is het ook, behalve in dit geval
is het een sterkere versie van dipool-dipool interactie.
Dat noemen we een waterstofbrug.
Eens dacht men dat het mogelijk

English: 
So here we have two
water molecules.
And once again, if I think
about these electrons
here, which are between the
oxygen and the hydrogen,
I know oxygen's more
electronegative than hydrogen.
So oxygen's going to pull
those electrons closer to it,
giving the oxygen a partial
negative charge like that.
The hydrogen is losing a
little bit of electron density,
therefore becoming
partially positive.
The same situation exists in
the water molecule down here.
So we have a partial negative,
and we have a partial positive.
And so like the
last example, we can
see there's going
to be some sort
of electrostatic attraction
between those opposite charges,
between the negatively
partially charged oxygen,
and the partially positive
hydrogen like that.
And so this is a polar molecule.
Of course, water is
a polar molecule.
And so you would
think that this would
be an example of
dipole-dipole interaction.
And it is, except
in this case it's
an even stronger version of
dipole-dipole interaction
that we call hydrogen bonding.
So at one time it
was thought that it

Italian: 
ecco perchè si chiamama così.
ma naturalmente non si tratta di un vero legame chimico intramolecolare
stiamo parlando invece di una forza intermolecolare
che comunque è la più forte che esiste.
Il modo per capire quando l'idrogeno
forma un'interazione dipolo-dipolo è verificare
a che atomo è legato.
In questo caso è legato ad un atomo molto elettronegativo
che èl'ossigeno, quindi si forma un legame molto polarizzato con
l'idrogeno.
Quindi questo idrogeno interagisce
con un altro atomo elettronegativo come questo.
Abbiamo una parziale carica negativa ed una parziale carica positiva
e un'altra parziale carica negativa qui.
Questa è la situazione che
permette la formazione del legame a idrogeno.
Qui si osserva la formazione dell'interazione intermolecolare.
Ciò che a volte gli studenti si dimenticano è che l'idrogeno
deve essere legato ad un atomo molto elettronegativo affinchè
ci sia abbastanza differenza di elettronegatività

Korean: 
추가로 더 만들 수 있다고 생각했습니다
그래서 수소 결합이라는 이름이 붙었습니다
하지만 당연히 이는 분자내힘이 아닙니다
이는 분자 사이의 힘이며
그 중에서도 가장 강한 힘입니다
수소 결합이 있을 가장 쉽게 알 수 있는 방법은
수소가 어떠한 쌍극자-쌍극자에
붙어있는지 살펴보면 됩니다
이 경우에서는 아주 음성을 띠는
수소에 결합된 산소가
있습니다
그리고 수소는 다른 음성을 띠는 분자와
상호작용하고 있습니다
따라서 우리는 음성과 양성, 그리고
여기 또 하나의 음성을 띠는 부분이 있습니다
이것이 바로 수소 결합이 존재하기 위해
필요한 상황입니다
이 수소는 분자 사이의 힘을 갖고 있습니다
가끔 학생들이 잊는 사실이 있는데
이 수소는 다른 음성 원자와 결합이 되어 있어야

Dutch: 
was voor waterstof om een extra binding te vormen.
En daar komt de term oorspronkelijk vandaan.
Maar het is niet een intramoleculaire kracht.
We hebben het over een intermoleculaire kracht.
Maar het is de sterkste intermoleculaire kracht.
Om een waterstofbrug te herkennen ten opzichte
van een dipool-dipool binding is om te kijken
waaraan waterstof gebonden is.
In dit geval hebben we een erg elektronegatief atoom,
zuurstof gebonden aan
waterstof.
Waterstof gaat een interactie aan
met andere elektronegatieve atomen.
We hebben dus een deel negatieve en een deels positieve,
en een ander deels negatieve hier.
Dit is de situatie
die je nodig hebt voor een waterstofbrug.
Dit is waterstof met een intermoleculaire kracht.
En wat sommigen vergeten is dat waterstof eigenlijk
gebonden moet zijn aan een ander elektronegatief atoom

Czech: 
že vodík může tvořit vazbu navíc.
A odtud pochází tento název.
Samozřejmě nejde o skutečnou vazebnou sílu.
Mluvíme o slabé nevazebné síle.
Ale jde o nejsilnější slabou nevazebnou sílu.
Způsob jak rozeznat vodíkový můstek
od interakce dipól dipól vychází z toho,
na co je vodík navázaný.
Zde je navázaný na velmi elektronegativní atom.
vodík navázaný...
měl jsem říct kyslík navázaný na vodík.
Potom je tento vodík ovlivňován
jiným elektronegativním atomem.
Takže máme parciální záporný a kladný náboj,
a pak další parciální záporný náboj tady.
A to je přesně ta situace
potřebná ke vzniku vodíkových můstků.
Zde máme vodík poukazující 
na tuto slabou nevazebnou interakci.
Někteří studenti zapomínají, že tento vodík
musí být navázaný na jiný 
elektronegativnější atom,

Georgian: 
ადრე ეგონათ, რომ წყალბადს შეეძლო დამატებითი
ბმის წარმოქმნა და აქედან მოდის ეს სახელიც.
ადრე ეგონათ, რომ წყალბადს შეეძლო დამატებითი
ბმის წარმოქმნა და აქედან მოდის ეს სახელიც.
ცხადია, ეს არ არის
ჭეშმარიტი მოლეკულათშორისი ძალა.
ჩვენ მოლეკულათშორის ძალაზე ვლაპარაკობთ.
თუმცა ის ყველაზე
ძლიერი მოლეკულათშორისი ძალაა.
წყალბადური ბმის დიპოლების ბმისგან
გასარჩევად უნდა ვნახოთ, რას ებმის წყალბადი.
წყალბადური ბმის დიპოლების ბმისგან
გასარჩევად უნდა ვნახოთ, რას ებმის წყალბადი.
წყალბადური ბმის დიპოლების ბმისგან
გასარჩევად უნდა ვნახოთ, რას ებმის წყალბადი.
ამ შემთხვევაში გვაქვს ძალიან ელექტროუარყოფითი ატომი, წყალბადი, რომელიც უკავშირდება--
ჟანგბადი უნდა მეთქვა-- უკავშირდება წყალბადს.
ჟანგბადი უნდა მეთქვა-- უკავშირდება წყალბადს.
შემდეგ, ეს წყალბადი ინტერაქციაში შედის
კიდევ ერთ ასეთ ელექტროუარყოფით ატომთან.
შემდეგ, ეს წყალბადი ინტერაქციაში შედის
კიდევ ერთ ასეთ ელექტროუარყოფით ატომთან.
ნაწილობრივ უარყოფითი გვაქვს, ნაწილობრივ დადებითი და აქ კიდევ ნაწილობრივ უარყოფითი.
ნაწილობრივ უარყოფითი გვაქვს, ნაწილობრივ დადებითი და აქ კიდევ ნაწილობრივ უარყოფითი.
ასეთი სიტუაცია
უნდა გვქონდეს წყალბადური ბმისთვის.
ასეთი სიტუაცია
უნდა გვქონდეს წყალბადური ბმისთვის.
ესეც ჩვენი წყალბადი,
რომელიც ამყარებს მოლეკულათშორის კავშირს.
ზოგჯერ მოსწავლეებს ავიწყდებათ, რომ ეს წყალბადი
სხვა ელექტროუარყოფით ატომთან
უნდა იყოს დაკავშირებული იმისთვის, რომ

Polish: 
wodór jest zdolny do utworzenia dodatkowego wiązania.
I właśnie od tego wywodzi się ten termin.
Ale, oczywiście, nie jest to właściwe wiązanie chemiczne.
Mówimy tu o oddziaływaniu międzycząsteczkowym.
Jest  to najsilniejsze oddziaływanie międzycząsteczkowe.
Aby rozpoznać, kiedy mamy do czynienia z wiązaniem wodorowym,
a nie ze zwykłym oddziaływaniem dipol-dipol
jest sprawdzić, z czym związany jest atom wodoru.
Tak więc w tym przypadku, mamy bardzo silnie negatywny atom,
wodoró, związany-- tlen, powinienem powiedzieć, związany
z atomem wodoru.
I ten atom wodoru oddziałuje
z innym atomem o cząstowym ładunku ujemnym, jak tutaj.
Tak więc, tutaj mamy cząstkowy ładunek ujemny, a tutaj dodatni,
i wtedy tutaj mamy inny cząstkowy ładunek ujemny.
I to jest właśnie sytuacja, w której może
dojść do powstania wiązania wodorowego.
Tutaj jest nasz atom wodoru ukazujący oddziaływanie międzycząsteczkowe tutaj.
I czego część studentów zapomina, to to, że ten atom wodoru musi być
związany z innym atomem, obdarzonym ujemnym ładunkiem cząstkowym,

Bulgarian: 
Някога се е смятало, че е възможно водородът да формира допълнителна връзка.
Оттам идва наименованието.
Но това не е истинска вътрешномолекулна сила.
Сега говорим за междумолекулните сили.
Но това е най-силната междумолекулна сила.
Начинът да отличим водородната връзка от дипол-диполната връзка е да видим
с какво е свързан водородът.
В този случай имаме много електроотрицателен атом
кислород, свързан с водород.
И после този водород си взаимодейства с друг електротрицателен атом.
Имаме частично отрицателен и частично положителен заряд,
а имаме и частично отрицателен заряд тук.
И това е ситуацията, при която се появяват водородни връзки.
Тук водородът показва междумолекулна сила.
Някои ученици забравят, че водородът трябва да е свързан с друг електроотрицателен атом

iw: 
שאפשרי בשביל מימן ליצור קשר נוסף.
ומשם המושג הגיע במקור.
אבל כמובן, זה לא באמת כח בינמולקאלרי.
ואנחנו מדברים על קשרים בינמולקולרים.
אבל הוא הקשר הבנימולקולרי הכי חזק.
הדרך לזהות מתי מימן נקשר ומתי
זה לא דיפול דיפול היא על ידי
למה המימן נקשר.
אז במקרה הזה יש לנו אלקטרון מאוד אלקטרושלילי
מימן, נקשר לחמצן, ואפשר להגיד נקשר
למימן.
ואז מימן הזה מגיב
עם אטום אלקטרושלילי אחר ככה.
אז יש מטען חלקי שלילי, ויש לנו מטען חלקי חיובי,
ואז יש לנו עוד מטען שלילי כאן.
וזה המצב שיש לנו
קשרי מימן.
הנה המימן עושה קשרים בינמולקולרים כאן.
ומה שסטודנטים לפעמים שוכחים כאן זה שהמימן
חייב להיות קשור לאטום אלקטרושלילי אחר כדי

English: 
was possible for hydrogen
to form an extra bond.
And that's where the term
originally comes from.
But of course, it's not an
actual intramolecular force.
We're talking about an
intermolecular force.
But it is the strongest
intermolecular force.
The way to recognize when
hydrogen bonding is present as
opposed to just
dipole-dipole is to see
what the hydrogen is bonded to.
And so in this case, we have
a very electronegative atom,
hydrogen, bonded-- oxygen,
I should say-- bonded
to hydrogen.
And then that hydrogen
is interacting
with another electronegative
atom like that.
So we have a partial negative,
and we have a partial positive,
and then we have another
partial negative over here.
And this is the
situation that you
need to have when you
have hydrogen bonding.
Here's your hydrogen showing
intermolecular force here.
And what some students forget
is that this hydrogen actually
has to be bonded to another
electronegative atom in order

Portuguese: 
o hidrogênio poderia
formar uma ligação extra.
E é daí que o termo
se originou.
Mas claro que não é
realmente uma força intramolecular.
Estamos falando de
uma força intermolecular.
Mas é a mais forte das
forças intermoleculares.
A forma de saber quando uma
ponte de hidrogênio está presente
e não é apenas uma interação
dipolo-dipolo é ver
onde o hidrogênio
está ligado.
E neste caso temos um átomo muito
eletronegativo,
oxigênio, ligado
ao hidrogênio.
E assim esse hidrogênio está 
interagindo
com outro átomo
eletronegativo.
Então temos um parcial negativo,
um parcial positivo,
e temos outro
parcialmente negativo aqui.
E é essa situação
que você
precisa ter quando você
tem uma ponte de hidrogênio.
asdasdasdasdasd Aqui está o seu hidrogênio
mostrando força intermolecular.
E o que alguns estudantes esquecem
é que esse hidrogênio na verdade
tem que se ligar a um
átomo eletronegativo para

Azerbaijani: 
yaratmağın mümkün olduğu düşünülürdü.
Və bu şərtin gəldiyi yerdir.
Lakin əlbətdəki bu həqiqi intramolekulyar qüvvə deyil.
Biz intermolekulyar qüvvə haqqında danışırıq.
Lakin bu daha güclü intermolekulyar qüvvədir.
Bunu müəyyən etmək üçün üsul
hidrogen rabitəsi dipol-dipol əksinə olduqda
hidrogenin nə ilə bağlı olduğunu bilməkdir.
Bu halda bizdə çox elektromənfi atom var,
hidrogen,bağlı---oksigen mən hidrogenlə--
bağlı olduğunu deməliyəm.
Onda bu hidrogen buna oxşar olan digər
mənfi atomla qarşılıqlı təsirdədir.
Bizdə qismən mənfi və qismən müsbət var,
onda bizdə burda digər qismən mənfi var.
Bu sizdə hidrogen rabitəsi olduqda
sizə lazım olan vəziyyətdir.
Buradakı hidrogen intermolekulyar qüvvəni göstərir.
Və bəzi uşaqlar unudurlar ki, hidrogen
həqiqətən digər elektromənfi atoma bağlı

Bulgarian: 
защото е необходима достатъчно голяма разлика в електроотрицателността,
за да се получи това допълнително привличане.
И така трите електроотрицателни елемента,
които е възможно да изградят водородни връзки,
са флуор, кислород и азот.
Можеш да опиташ да ги запомниш чрез съкращението ФКА.
Запомни, че това са електроотрицателните атоми, които могат да участват във водородна връзка.
Така ще запомниш тази междумолекулна връзка.
Точката на кипене на водата е, разбира се, 100 градуса по Целзий,
много по-висока от тази на ацетона, както видяхме.
И това се дължи на факта, че водородните връзки
са по-силна версия на дипол-диполното взаимодействие
и следователно е необходима повече енергия или повече топлина
за да бъдат раздалечени тези молекули
за да бъдат превърнати в газ.
И, разбира се, водата е течна при стайна температура.
Добре.
Нека разгледаме други междумолекулни сили.
Тези се наричат дисперсионни сили.
Това са най-слабите междумолекулни сили

English: 
for there to be a big enough
difference in electronegativity
for there to be a little
bit extra attraction.
And so the three
electronegative elements
that you should remember
for hydrogen bonding
are fluorine,
oxygen, and nitrogen.
And so the mnemonics
that students use is FON.
So if you remember FON as the
electronegative atoms that
can participate in
hydrogen bonding,
you should be able to remember
this intermolecular force.
The boiling point of water is,
of course, about 100 degrees
Celsius, so higher than
what we saw for acetone.
And this just is due to the
fact that hydrogen bonding
is a stronger version of
dipole-dipole interaction,
and therefore, it takes
more energy or more heat
to pull these water
molecules apart
in order to turn
them into a gas.
And so, of course, water is
a liquid at room temperature.
All right.
Let's look at another
intermolecular force.
And this one is called
London dispersion forces.
So these are the weakest
intermolecular forces,

Italian: 
da dare una sufficiente forza di attrazione intermolecolare.
In merito a questo, ci sono tre elementi molto elettronegativi
che vanno ricordati per il legame a idrogeno
che sono fluoro, ossigeno e azoto.
Possiamo memorizzarli con la sigla FON, i loro simboli.
Per cui ricordiamoci degli elementi FON come quelli
che consentono la formazione del legame a idrogeno.
Non dovrebbe essere difficile memorizzare questo tipo di forza intermolecolare.
Il punto di ebollizione dell'acqua è notoriamente 100°C,
decisamente più alto di quello che abbiamo visto per l'acetone.
Questo è proprio dovuto al fatto che il legame a idrogeno
è la versione più forte della forza dipolo-dipolo,
quindi ci vuole più energia e più calore
per staccare queste molecole le une dalle altre
e convertire il liquido in vapore.
Di conseguenza l'acqua è un liquido in condizioni ambientali.
Bene!
Vediamo adesso u'altra forza intermolecolare.
Questa è chiamata “dispersione di forze di London”.
Si tratta delle forze intermolecolari più deboli che ci sono,
che sono determinate dagli elettroni che si muovono

Dutch: 
om een groot genoeg verschil in elektronegativiteit te hebben
voor een beetje extra aantrekking.
De drie elektronegatieve elementen
die je moet kennen voor waterstofbruggen
zijn fluor, zuurstof en stikstof.
Het ezelsbruggetje is FON.
Als je FON onthoudt als de elektronegatieve atomen die
waterstofbruggen aan kunnen gaan,
dan onthoud je ook deze intermoleculaire kracht.
Het kookpunt van water is 100°C.
Hoger dan we zagen bij aceton.
En dit komt doordat waterstofbruggen
een sterkere versie is van dipool-dipool interactie.
En daarom heb je meer energie nodig
om de watermoleculen uit elkaar te trekken
zodat het gas wordt.
Daarom is water vloeibaar op kamertemperatuur.
Daarom is water vloeibaar op kamertemperatuur.
Laten we kijken naar een andere intermoleculaire kracht.
Deze wordt de London-dispersie kracht genoemd.
Dit is de zwakste van de intermoleculaire krachten.

Czech: 
aby zde byl dostatečný
rozdíl elektronegativit
pro vznik vodíkových můstků.
A tak tři elektronegativní prvky,
které byste u vodíkových můstků měli znát
jsou fluor, kyslík a dusík.
Studenti používají pomůcku FON.
Znáte-li elektronegativní atomy FON,
které tvoří vodíkové můstky,
měli byste si tak pamatovat 
tuto slabou nevazebnou interakci.
Bod varu vody je samozřejmě
100 stupňů Celsia,
je tedy vyšší, než tomu bylo u acetonu.
A to je právě kvůli tomu, že vodíkové můstky
jsou silnějším druhem interakce dipól-dipól,
a proto je třeba více energie nebo tepla
k oddělení molekul vody,
aby z ní vznikla pára.
Proto je voda při pokojové teplotě tekutá.
Vezměme si další slabou nevazebnou sílu.
Nazývá se Londonova disperzní síla.
Jde o nejslabší slabou nevazebnou interakci

iw: 
שיהי הפרש אלקטרושלילי גדול מספיק
כדי שתהיה משיכה קצת יותר חזקה.
אז שלושת מאפייני האלקטרושליוליות
שכדאי לזכור לגבי קשרי מימן
הם כלור, חמצן, וחנקן.
אז הקיצור שסטודנטים משתמשים הוא NOF.
אז אם אתם זוכרים NOF בשביל האטומים הכי אלקטרושליליים
שיכולים להשתתף בקשרי מימן,
אז תזכרו את הקשר הבינמולקולרי הזה.
טמפ' הרתיחה של מים כמובן היא 100 מעלות.
צלסיוס, אז גבוה יותר ממה שראינו אצל האצטון.
וזה רק בגלל העובדה שקשרי מימן
הם גרסה חזקה יותר של אינטראקציות דיפול דיפול.
ולכן צריך יותר אנרגיה או יותר חום
כדי להפריד בין מולקולות מים.
כדי להפוך אותם לגז.
ואז, כמובן מים הם נוזל בטמפ' החדר.
אוקיי,
בואו נסתכל על עוד כח בינמולקולרי.
והוא נקרא קשרי לונדון.
אז אלו הם הקשרים הבינמולקולרים הכי חלשים,

Korean: 
충분히 큰 전기음성도 차이를 가지고
정전기적 인력이 생길 수 있다는 것입니다
따라서 수소 결합에서 기억해야할
음전하를 띄는 세가지 원소는
플루오린, 산소 그리고 질소입니다
이를 쉽게 기억하기 위해 FON이라고 하기도 합니다
이렇게 FON이라고 수소 결합에
참여할 수 있는 원자들을 기억한다면
이 분자 간의 힘도 기억할 수 있을 것입니다
물의 끓는점은 섭씨 100도로
아세톤보다 훨씬 높은 온도입니다
이는 단순히 수소 결합이
쌍극자-쌍극자 힘보다 강하기 때문입니다
즉, 더 많은 열과 에너지가
물 분자들을 기체로 만들기 위해
필요한 것입니다
그리고 당연히 물 또한 상온에서 액체입니다
자
이제 다른 분자 간의 힘을 살펴봅시다
이번 힘은 반데르발스 힘이라고 부릅니다
이는 분자 간의 힘 중에서 가장 약하며

Georgian: 
ელექტროუარყოფითობებს შორის დიდი სხვაობა
იყოს და დამატებითი მიზიდულობა არსებობდეს.
ელექტროუარყოფითობებს შორის დიდი სხვაობა
იყოს და დამატებითი მიზიდულობა არსებობდეს.
სამი ელექტროუარყოფითი ელემენტი, რომლებიც წყალბადური ბმისთვის გამოდგებიან, არის
სამი ელექტროუარყოფითი ელემენტი, რომლებიც წყალბადური ბმისთვის გამოდგებიან, არის
ფტორი, ჟანგბადი და აზოტი.
ამის დასამახსოვრებელი მნემონიკაა FON.
თუ დაიმახსოვრებთ, რომ  FON-ი არის ელექტროუარყოფითი ატომების ერთობა, რომლებსაც
შეუძლიათ წყალბადურ ბმაში მონაწილეობა,
ამ მოლეკულათშორის ძალასაც დაიმახსოვრებთ.
წყლის დუღილის ტემპერატურა, რა თქმა უნდა, 100 გრადუსია ცელსიუსით, ანუ, აცეტონზე მაღალია.
წყლის დუღილის ტემპერატურა, რა თქმა უნდა, 100 გრადუსია ცელსიუსით, ანუ, აცეტონზე მაღალია.
ეს იმის გამოა, რომ
წყალბადური ბმა დიპოლურ ბმაზე უფრო ძლიერია და
ეს იმის გამოა, რომ
წყალბადური ბმა დიპოლურ ბმაზე უფრო ძლიერია და
წყლის მოლეკულების დაშლას აირად მდგომარეობაში გადასაყვანად მეტი ენერგია, სითბო სჭირდება.
წყლის მოლეკულების დაშლას აირად მდგომარეობაში გადასაყვანად მეტი ენერგია, სითბო სჭირდება.
წყლის მოლეკულების დაშლას აირად მდგომარეობაში გადასაყვანად მეტი ენერგია, სითბო სჭირდება.
ცხადია, წყალიც თხევადია ოთახის ტემპერატურაზე.
კარგი
შემდეგი მოლეკულათშორისი ძალა ვნახოთ.
ამ ძალას ჰქვია ლონდონის დისპერსიული ძალები.
ეს არის ყველაზე სუსტი
მოლეკულათშორისი ძალები და

Azerbaijani: 
olmalıdır çünki,bir az artıq cazibə olması
üçün eletromənfilikdə kifayət fərqlilik var.
Hidrogen rabitəsi üçün xatırlamalı
olduğumuz bu üç element
flüor, oksigen və azotdur.
Tələbələr yadda saxlasın deyə FON-dur.
Əgər siz FON elektromənfi kimi xatırlayırsınızsa
bunlar hidrogen rabitəsində iştirak edə bilər.
Siz bu intermolekulyar qüvvəni yadda saxlamalısınız.
Suyun qaynama temperaturu əlbətdə ki,100
dərəcə Selsidir,asetondakından daha çox.
Bu dipol-dipol əlaqələrinin daha güclü
növü olan hidrogen rabitəsinə görədir.
buna görə də su molekullarını ayırıb
qaza çevirmək üçün ayrılan enerji və
istilik tələb olunur.
Əlbətdə ki,su otaq temperaturunda maye haldadır.
Əla.
Gəlin digər intermolekulyar qüvvəyə baxaq.
Bu London dispersləşdirmə qüvvələri adlanır.
Bu ən zəif intermolekulyar qüvvədir,

Polish: 
aby różnica elektroujemności była na tyle duża,
żeby to dodatkowe przyciąganie mogło dojść do skutku.
I tak, trzy wyjątkowe elektroujemne pierwiastki,
które powinny od razu kojarzyć ci się z wiązaniem wodorowym,
to fluor, tlen i azot.
Akronimem, którego studenci używają w tym przypadku, jest FON.
Jeżeli zapamiętasz FON jako atomy o dużej elektroujemności, które
mogą uczestniczyć w formowaniu wiązań wodorowych,
powinieneś móc zapamiętać ten rodzaj oddziaływania międzycząsteczkowego.
Punkt wrzenia wody to, oczywiście około 100  °C,
więc wyżej, niż ta temperatura dla acetonu.
I to jest właśnie wynik tego, że wiązanie wodorowe
jest dużo mocniejszą wersją wiązania dipol-dipol,
i dlatego potrzeba więcej energii i ciepła
aby oddzielić cząsteczki wody od siebie,
by powstała para wodna.
I dlatego, oczywiście, woda jest cieczą w temperaturze pokojowej.
W porządku.
Przyjrzyjmy się teraz innym oddziaływaniom międzycząsteczkowym.
Ten rodzaj nazywamy siłami dyspersyjnymi Londona [skrót: LDF od angielskich słów 'London Dispersion Forces'].
Te z kolei są najsłabszymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi

Portuguese: 
haver uma diferença de eletronegatividade
grande o suficiente
para haver um pouco
de atração extra.
Assim, os três
elementos eletronegativos
que você deve lembrar para
as pontes de hidrogênio
são flúor, oxigênio
e nitrogênio.
E a abreviação que estudantes 
usam para lembrar disso é "FON".
Então, se você lembrar de FON como
os átomos eletronegativos que
podem participar das
pontes de hidrogênio,
você será capaz de lembrar
desta força intermolecular.
O ponto de ebulição da água
é aproximadamente 100 graus
Celsius, portanto, mais alto
do que o que vimos para a acetona.
E isso ocorre pelo fato
de as pontes de hidrogênio
serem uma versão mais forte
da interação dipolo-dipolo.
e por isso, é necessário
mais energia, ou mais calor,
para separar essas moléculas de água,
para levá-las
ao estado gasoso.
E, portanto, a água
é líquida à temperatura ambiente.
Certo.
Vamos ver outra força
intermolecular.
E essa é chamada de 
força de London.
Essas são as forças
intermoleculares mais fracas,

Bulgarian: 
и те имат връзка с движението на електроните в орбитали.
Да погледнем молекулата на метана тук.
Имаме въглерод, заобиколен от четири водорода.
По начина, по който съм го нарисувал, е трудно да се забележи,
но ако се върнеш и изгледаш клипа за тетраедричната структура на свързване
ще разбереш, че това е триизмерно,
тези водороди са от всички страни на въглерода.
И има много малка разлика
в електроотрицателността между въглерода и водорода.
И тази малка разлика се анулира в триизмерното пространство.
И като резултат молекулата на метана става неполярна.
Така че тази е неполярна и, разбира се, и тази е неполярна.
И няма дипол-диполно взаимодействие.
Няма водородни връзки.
Единствените междумолекулни сили, които задържат тези две молекули заедно
са дисперсионните сили.
Не трябва да забравяме, че електроните
в тези връзки се движат в тези орбитали.
Нека да кажем, че молекулата в ляво,

Polish: 
i wiążą się z elektronami stale poruszającymi się na
orbitach elektronowych [*w chmurze elektronowej].
I nawet jak spojrzymy na tę cząsteczkę metanu tutaj,
jeśli przyjrzymy się jej, mam atom węgla
otoczony czterema atomami wodoru tworzącymi metan.
I trudno to teraz stwierdzić, opierając się na tym, w jaki sposób narysowałem tę strukturę,
ale jeżeli cofniecie się do filmiku o
dowodzie na kąta wiązania tetraedrycznego,
możecie zauważyć, że wiązania atomów wodoru z węglem
rozchodzą się w przestrzeni trójwymiarowej,
równoważnie w każdym kierunku.
Mamy tu bardzo małą różnicę
elektroujemności pomiędzy atomem węgla i wodoru .
Ta mała różnica jest rozkładana w przestrzeni
i w efekcie się anuluje.
Tak więc, w ten sposób  cząsteczka metanu staje się niepolarna.
Więc, ta jest niepolarna i to oczywiście też jest.
Dlatego nie ma tu żadnego oddziaływania dipol-dipol.
Nie występuje tu również żadne wiązanie wodorowe.
Jedynym oddziaływaniem międzycząsteczkowym,
które utrzymuje te dwie cząsteczki metanu razem,
będą siły dyspersyjne Londona.
Więc raz jeszcze, pomyślmy o elektronach,
które w tych cząsteczkach poruszają się w przestrzeni orbitali.
I powiedzmy, że ta cząsteczka po lewej

English: 
and they have to do with the
electrons that are always
moving around in orbitals.
And even though the
methane molecule here,
if we look at it,
we have a carbon
surrounded by four
hydrogens for methane.
And it's hard to tell in how
I've drawn the structure here,
but if you go back and
you look at the video
for the tetrahedral
bond angle proof,
you can see that in
three dimensions,
these hydrogens are
coming off of the carbon,
and they're equivalent
in all directions.
And there's a very
small difference
in electronegativity between
the carbon and the hydrogen.
And that small difference
is canceled out
in three dimensions.
So the methane molecule becomes
nonpolar as a result of that.
So this one's nonpolar, and,
of course, this one's nonpolar.
And so there's no
dipole-dipole interaction.
There's no hydrogen bonding.
The only intermolecular
force that's
holding two methane
molecules together
would be London
dispersion forces.
And so once again, you could
think about the electrons that
are in these bonds
moving in those orbitals.
And let's say for the
molecule on the left,

Georgian: 
მათ ვხვდებით იმ ელექტრონებთან,
რომლებიც სულ მოძრაობენ ორბიტალების გარშემო.
მათ ვხვდებით იმ ელექტრონებთან,
რომლებიც სულ მოძრაობენ ორბიტალების გარშემო.
ეს მეთანის მოლეკულაა.
გვაქვს ნახშირბადი, რომელიც
გარშემორტყმულია ოთხი წყალბადით.
გვაქვს ნახშირბადი, რომელიც
გარშემორტყმულია ოთხი წყალბადით.
ძნელია სტრუქტურის
განსაზღვრა ჩემი ნახატიდან, თუმცა
თუ უკან დაბრუნდებით და ტეტრაედრული
ბმის კუთხის დამტკიცებაზე ვიდეოს ნახავთ,
თუ უკან დაბრუნდებით და ტეტრაედრული
ბმის კუთხის დამტკიცებაზე ვიდეოს ნახავთ,
შეამჩნევთ, რომ სამგანზომილებაში
ეს წყალბადები ნახშირიდან "ამოდიან" და
შეამჩნევთ, რომ სამგანზომილებაში
ეს წყალბადები ნახშირბადიდან "ამოდიან" და
სიმეტრიულები არიან ყველა მიმართულებით.
ძალიან პატარა განსხვავებაა ნახშირბადისა და წყალბადის ელექტროუარყოფითობებს შორის.
ძალიან პატარა განსხვავებაა ნახშირბადისა და წყალბადის ელექტროუარყოფითობებს შორის.
სამ განზომილებაში ეს განსხვავდება ბათილდება.
სამ განზომილებაში ეს განსხვავდება ბათილდება.
შედეგად, მეთანის მოლეკულა არაპოლარულია.
ანუ, ეს არაპოლარულია
და ცხადია, ესეც არაპოლარულია.
ანუ, დიპოლების ურთიერთობა არ გვაქვს.
არც წყალბადური ბმა.
ერთადერთი ბმა, რომელიც მეთანის
მოლეკულებს ერთმანეთთან დააკავშირებს,
ერთადერთი ბმა, რომელიც მეთანის
მოლეკულებს ერთმანეთთან დააკავშირებს,
ლონდონის დისპერსიული ძალებია.
შეგიძლიათ, წარმოიდგინოთ, რომ ამ ბმებში ელექტრონები ამ ორბიტალებზე მოძრაობენ.
შეგიძლიათ, წარმოიდგინოთ, რომ ამ ბმებში ელექტრონები ამ ორბიტალებზე მოძრაობენ.
ამ მარცხენა მოლეკულაში,

iw: 
ויש להם קשר לאלקטרונים שתמיד
זזים באורביטלים.
ואאפילו שמולקולת המתאן כאן,
אם נסתכל על זה, יש לנו פחמן
מוקף ב4 מימנים למתאן.
וזה קשה לראות לפי איך שציירתי את המבנה כאן,
אבל אם תלכו אחורה ותסתכלו בסרטון
של "הוכחת מבנה הטטראדר",
תוכלו לראות את זה בתלת מימד,
המימן האלה באים מסביב לפחמן,
והם שווים בכל הכיוונים.
ויש הבדל קטן מאוד
באלקטרושליליות בין פחמן למימן.
וההבדל הקטן הזה מתבטל.
בתלת מימד.
אז מולקולת המתאן היא לא פולרית כתוצאה מכך.
אז זה לא פולרי וכמובן זה לא פולרי.
אז אין אינטראקציית דיפול דיפול.
אין קשרי מימן.
הקשר הבינמולקולרי היחידי
שמחזיק שתי מולקולות מתאן ביחד
יהיה כוחות לונדון.
אז פעם נוספת, אפשר לחשוב על האלקטרונים
שמשתתפים בקשרים זזים באורביטלים.
ובוא נגיד על המולקולה משמאל,

Korean: 
항상 오비탈 상에서 움직이는 전자와
관련이 있습니다
여기의 메테인 분자를 보면
탄소가 4개의 수소로
둘러싸고 있습니다
지금 그려진 구조로는 알아보기 힘들 수 있지만
전으로 돌아가
4면체에서의 결합각 증명에 관한 영상을 보면
3차원에서의 그림을 볼 수 있습니다
수소들은 이 탄소를 중심으로하여
모두 같은 각도로 벌어져 있습니다
그래서 아주 조금의 전기음성도 차이만이
수소와 탄소 사이에 존재합니다
그리고 그 작은 차이는 3차원에서
서로 상쇄됩니다
결론적으로 메테인 분자는 무극성입니다
따라서 이 분자는 무극성이며, 이것도 무극성입니다
따라서 쌍극자-쌍극자 힘도 없고
수소 결합도 없습니다
이 두 메테인 분자를 잡고 있는
유일한 분자 간의 힘은
반데르발스 힘입니다
여기서 오비탈 상에서 움직이는
결합 상의 전자들을 생각해봅시다
왼쪽의 분자에서

Czech: 
a má spojitost s neustálým pohybem
elektronů v orbitalech.
Ačkoli v této molekule metanu,
vidíme uhlík
obklopený jeho čtyřmi vodíky.
Těžko se to vysvětluje s tímto obrázkem,
ale když se podíváte na video
o úhlech mezi čtyřmi vazbami
uvidíte, že v třírozměrném prostoru
jsou vodíky na uhlík navázané
všemi směry rovnoměrně.
Je zde velmi malý rozdíl
elektronegativit mezi uhlíkem a vodíkem.
A v prostoru se tyto rozdíly
vzájemně vyruší.
Proto je metan nepolární molekula.
Tato je tedy nepolární, stejně jako tahle.
Proto nedochází k interakci dipól-dipól.
Nejsou zde vodíkové můstky.
Jediná slabá nevazebná síla
držící dva metany pohromadě
je Londonova disperzní síla.
Můžete se znova zaměřit na elektrony vazeb,
pohybující se v těchto orbitalech.
Řekněme, že na molekule vlevo

Azerbaijani: 
və bunlar elektronlarla birlikdə
orbital ətrafında hərəkət edir.
Baxmayaraq ki,metan molekulu buradadır,
Əgər biz buna baxsaq, metanda dörd
hidrogen tərəfindən əhatələnmiş karbon var.
Buradakı quruluşu necə çəkdiyimi anlamaq çətindir.
lakin siz geri qayıtsanız və videoda
tetraedral rabitə bucağının sübutuna
baxsanız, 3 ölçüdə görə bilərsiniz,
bu hidrogenlər karbondan çıxır,
və bütün istiqamətlərdə bərabər ölçüdədirlər.
Burada karbon və hidrogen arasında
elektromənfilikdə kiçik bir fərq var.
Və bu kiçik fərq üç ölçüdə
neytrallaşır.
Metan molekulu bunun nəticəsində qeyri-polyar olur.
Bu qeyri-polyar və əlbətdəki bu qeyri-polyar.
Və burada dipol-dipol qüvvələri yoxdur.
Burada hidrogen rabitəsi yoxdur.
Burada 2 metan molekullarını
birlikdə tutuan intermolekulyar qüvvə
London dispersiya qüvvələridir.
Yenidən, siz bu rabitələrdə olan elektronların
orbitallarda hərəkəti haqqında düşünə bilərsiz.
Və soldakı molekul üçün deyə bilərik,

Dutch: 
Het ontstaat door elektronen die altijd
bewegen in orbitalen.
Als we dit methaan molecuul nemen,
dan hebben we koolstof
omringd door vier waterstof.
In dit model is het moeilijk te zien,
maar als je kijkt naar de video over
het bewijs voor een tetraëdrische hoek verbinding,
kan je zien dat in drie dimensies,
de waterstof gelijkmatig koolstof omringen.
de waterstof gelijkmatig koolstof omringen.
Er is een heel klein verschil
in elektronegativiteit tussen koolstof en waterstof.
Dat kleine verschil wordt tenietgedaan
in drie dimensies.
Als gevolg is het methaan molecuul apolair.
Beide moleculen zijn apolair.
En er is geen dipool-dipool interactie.
Er zijn geen waterstofbruggen.
De enige intermoleculaire kracht dat
beide methaan moleculen bijeen houdt
is de London-dispersie kracht.
Je kan je de elektronen inbeelden
die in deze bindingen bewegen in deze orbitalen.
En dit linker molecuul,

Italian: 
negli orbitali esterni.
Vediamo questa molecola di metano,
osserviamo che ha al centro un carbonio
circondato da 4 idrogeni.
Non è semplice speigare come dovrebbe essere disegnata questa molecola
ma se andate a rivedere il video suulle forme delle moelecole
a proposito della forma tetraedrica
potete ricordare che questa molecola ha struttura tridimensionale
e che gli idrogeni sporgono dal carbonio simmetricamente
in tutte e tre le dimesioni con angoli di 109°.
C'è una piccolissima differenza
di elettromnegatività tra il carbonio e l'idrogeno.
questa piccola differenza è annullata per il fatto
che i legami sono simmetrici nelle tre dimensioni.
Per cui alla fine la molecola di metano è apolare.
Per cui anche questa molecola, uguale, è apolare
quindi non può esserci l'interzione dipolo-dipolo.
E nemmeno legame a dirogeno.
l'unica forza intermolecolare che
tiene vicine due molecole di metano
potrebbe essere la forza di dispersione di London
Una volta di più dobbiamo pensare agli elettroni
che si trovano negli obitali dei legami.
vediamo per questa molecola a sinistra,
a causa dei movimenti degli elettroni, per un breve istante di tempo

Portuguese: 
o que tem a ver com os
elétrons que sempre
estão se movendo
ao redor dos orbitais.
E a
molécula de metano aqui,
se a olharmos,
tem um carbono
rodeado por quatro
hidrogênios.
E é difícil dizer com essa
estrutura desenhada aqui,
mas se você voltar e 
olhar o vídeo
sobre a geometria
da ligação tetraédrica,
você pode ver em 
três dimensões,
que esses hidrogênios
estão saindo do carbono,
e são equivalentes em todas as
direções.
E existe uma diferença
muito pequena
na eletronegatividade entre
o carbono e o hidrogênio.
E essa pequena diferença é
cancelada
em 3 dimensões.
Então, a molécula de metano
se torna apolar, como resultado disso.
Então, essa é apolar e essa
aqui também é apolar.
E por isso não há interação
dipolo-dipolo.
Não há pontes de hidrogênio.
A única força 
intermolecular
que segura
as duas moléculas de metano unidas
seria a força de 
London.
E de novo, você poderia pensar
nos elétrons
presentes nessas ligações, 
movendo-se nesses orbitais.
E digamos que para
a molécula à esquerda,

Polish: 
na bardzo krótką chwilę
otrzymuje ładunek lekko negatywny
po tej stronie cząsteczki, ponieważ chwilowo po tej stronie
znajduje się trochę więcej elektronów, co skutkuje małej wartości ładunkiem ujemnym w tej części cząsteczki.
Z kolei patrząc na tę cząsteczkę, elektrony
mogą przemieszczać się w odwrotnym kierunku,
dając tej części ułamkowy ładunek dodatni.
Tak więc, pojawi się tu bardzo, bardzo małe przyciąganie
pomiędzy tymi dwiema cząsteczkami metanu.
Jest to tak słabe przyciąganie, że czyni siły dyspersyjne Londona
najsłabszymi oddziaływaniami międczycząsteczkowymi.
Ale jednak one istnieją.
I jest to jedyne oddziaływanie, które utrzymuje cząsteczki metanu
ze sobą.
Biorąc pod uwagę, że te oddziaływania sobie słabe, możemy spodziewać się
bardzo niskiego punktu wrzenia metanu.
I tak, oczywiście, właśnie jest.
Dlatego punkt wrzenia dla metanu wynosi około
-164 °C.
Biorąc pod uwagę, że temperatura pokojowa wynosi mniej więcej 20°C, 25°C,
metan w takich warunkach
już przemienił się w gaz.
Więc przy zwyczajnej temperaturze i ciśnieniu metan będzie gazem.
Teraz, jeżeli będziemy zwiększać ilość atomów węgla,

Korean: 
아주 일시적인 시간 동안
아주 작은 음전기를 띤다고 합시다
이렇게 이쪽에
전자들이 모여 음전하를 띤다고 합시다
그리고 이쪽의 분자에서
전자들이 반대쪽으로 움직여서
양전하를 띠게 했다고 합시다
그러면 아주 아주 작은 인력이
두 메탄 분자 사이에 존재하게 됩니다
이 사이의 인력이 매우 약하기 때문에 
반데르발스 힘이 분자 간의 힘 중에서
가장 약한 겁니다
하지만 존재합니다
그리고 그것이 이 두 메탄 분자를 잡고 있는
유일한 힘입니다
그리고 힘이 약하기 때문에, 메탄의 끓는점이
매우 낮을 것으로 예상할 수 있습니다
그리도 당연하게도 낮습니다
메탄의 끊는점은 섭씨 -164도
언저리에 있습니다
그리고 상온이 20에서 25도 사이이므로
메탄은 이미 끓어서
기체로 존재하고 있을 것입니다
따라서 메탄은 상온에서 분명히 기체입니다
이제 탄소의 개수를 늘리게 되면

Czech: 
na krátkou, přechodnou dobu
vznikne slabý záporný náboj
na této straně molekuly, může se stát,
že tyto elektrony získají 
záporný náboj na této straně.
Pak by se elektrony v této molekule
mohly hýbat opačným směrem
a vytvořit částečný kladný náboj.
Proto by tu mohla vzniknout slaboučká
přitažlivost mezi molekulami metanu.
Je jen velmi slabá,
proto jsou disperzní síly
nejslabší slabé nevazebné síly.
Ale existují.
Jsou jedinou věcí, držící tyto
molekuly metanu.
A protože jsou slabé,
očekávali bychom,
že bod varu metanu bude extrémně nízký.
A taky je.
Takže bod varu metanu je někde kolem
mínus 164 stupňů Celsia.
A protože pokojová teplota je
někde mezi 20 a 25 stupni,
tak metan už očividně vřel
a přeměnil se na plyn.
Je zřejmé, že metan je 
za pokojové teploty a tlaku plyn.
Pokud zvýšíme počet uhlíků,

Dutch: 
kan voor een kort ogenblik
een beetje negatief worden
aan deze kant van het molecuul.
De elektronen veroorzaken een negatieve lading aan deze kant.
En de elektronen in dit molecuul
kunnen zich naar de andere kant bewegen,
en geven het een deels positieve lading.
Er kan op die manier een heel klein beetje
aantrekkingskracht zijn tussen twee methaan moleculen.
Erg zwak, en daarom is de London-dispersie kracht
de zwakste van de intermoleculaire krachten.
de zwakste van de intermoleculaire krachten.
En dat is de enige kracht die deze
moleculen bijeenhoudt.
Maar omdat het zwak is, verwachten we dat het kookpunt
voor methaan erg laag is.
En dat is natuurlijk ook zo.
Het kookpunt voor methaan is ergens rond
-164℃
Daarom zal methaan rond kamertemperatuur
allang gekookt hebben,
en een gas zijn.
Dus methaan is een gas op kamertemperatuur en -druk.
Als het aantal koolstof toeneemt,

iw: 
אם לרגע קצר בזמן
מקבלים קצת מטען שלילי
בצד הזה של המולקולה, אז יכול להיות
שיהיה קצת צפיפות שלילית בצד הזה.
ואז בשביל המולקולה הזאת, האלקטרונים
יכולים לזוז לכיוון השני,
נותנים לזה מטען חלקי חיובי.
ואז יכול להיות קצת, ממש קצת,
משיכה בין שתי מולקולות המתאן.
זה מאוד חלש, וזה למה כוחות לונדון הם
הקשרים הבינמולקולרים הכי חלשים.
אבל זה קיים שם.
וזה הדבר היחידי שמחזיק ביחד את מולקולות
המתאן.
ומאחר וזה חלש, נצפה שנקודת הרתיחה
של מתאן להיות מאוד נמוכה.
וכמובן, זה אכן כך.
אז נקודת הרתיחה של מתאן היא בערך
מינוס 164 מעלות צלסיוס.
ומכיוון שטמפ' החדר היא בערך 20- 25,
ברור שמתאן כבר רתח,
ואם כך, הפך לגז.
אז ברור שמתאן הוא גז בטמפ' ולחץ החדר.
עכשיו, אם נגדיל את מספר הפחמנים,

Georgian: 
დროის მცირე მონაკვეთში
შეიძლება უარყოფითი მუხტი მივიღოთ,
დროის მცირე მონაკვეთში
შეიძლება უარყოფითი მუხტი მივიღოთ,
მოლეკულის ამ მხარეს. შეიძლება, გამოვიდეს, რომ
ამ მხარეს ამ ელექტრონებს უარყოფითი მუხტი აქვთ.
ამ მოლეკულაში კი ელექტრონები შეიძლება საპირისპირო მიმართულებით მოძრაობდნენ და
ამ მოლეკულაში კი ელექტრონები შეიძლება საპირისპირო მიმართულებით მოძრაობდნენ და
ამ მხარეს ნაწილობრივ დადებით მუხტს ანიჭებდნენ.
შესაბამისად, მეთანის ამ ორ
მოლეკულას შორის მცირე მიზიდულობა გაჩნდება.
შესაბამისად, მეთანის ამ ორ
მოლეკულას შორის მცირე მიზიდულობა გაჩნდება.
ძალიან სუსტია, რის
გამოცაა ლონდონის დისპერსიული ძალები
ყველაზე სუსტი მოლეკულათშორისი ძალები.
თუმცა მიზიდულობა არსებობს.
და ეს არის ერთადერთი რამ, რაც ამ მეთანის მოლეკულებს ერთმანეთთან ახლოს აკავებს.
და ეს არის ერთადერთი რამ, რაც ამ მეთანის მოლეკულებს ერთმანეთთან ახლოს აკავებს.
რადგან ეს ბმები ასეთი სუსტია, მეთანის
დუღილის ტემპერატურა ძალიან დაბალი უნდა იყოს.
რადგან ეს ბმები ასეთი სუსტია, მეთანის
დუღილის ტემპერატურა ძალიან დაბალი უნდა იყოს.
ასეც არის.
მეთანის დუღილის ტემპერატურა
დაახლოებით მინუს 164 გრადუსია ცელსიუსით.
მეთანის დუღილის ტემპერატურა
დაახლოებით მინუს 164 გრადუსია ცელსიუსით.
რადგან ოთახის ტემპერატურა 20-25 გრადუსია, მეთანი უკვე ადუღებული და აირადი იქნება ოთახში.
რადგან ოთახის ტემპერატურა 20-25 გრადუსია, მეთანი უკვე ადუღებული და აირადი იქნება ოთახში.
რადგან ოთახის ტემპერატურა 20-25 გრადუსია, მეთანი უკვე ადუღებული და აირადი იქნება ოთახში.
მეთანი ოთახის ტემპერატურასა და წნევაზე აირია.
ნახშირბადის რაოდენობას თუ გავზრდით, გავზრდით შესაძლო მიზიდულობის ძალების რაოდენობასაც.

Italian: 
avremo una piccola quantità di carica negativa in più
da questo lato della molecola, di conseguenza avremo che
da questa parte ci sarà un piccolo eccesso di carica negativa.
Per quest'altra molecola gli elettroni
si sposteranno nell'altra direzione
generando una parziale carica positiva.
Si instaurerà quindi una piccolissima forza
di attrazione tra queste due molecole.
E' molto debole, la forza di dispersione di London
è la più debole interazione intermolecolare,
però c'è
ed è l'unica forza che tiene vicine le molecole
di metano.
Siccome è molto debole, ci possiamo aspettare che il punto di ebollizione
del metano sia estremamente basso
e infatti lo è,
il punto di eboliizione del metano è ben sotto lo zero, cioè
164°C sotto zero.
Quindi alle condizioni ambientali di temperatura, di circa 20-25°C,
ovviamente il metano è come se avesse già bollito
il che significa che è un gas.
Tutti sappiamo che il metano è un gas in condizioni ambientali.
Negli idrocarburi con un maggiore numero di atomi ci carbonio
aumenterà il numero delle possibili

Portuguese: 
se por um breve momento
no tempo
você pegar um pouco
de carga negativa
neste lado da molécula,
pois os elétrons se concentraram aqui por acaso.
E para esta molécula,
os elétrons
poderiam estar se movendo
na direção oposta,
dando esta positiva parcial.
Então, poderia haver uma
atração muito, muito, pequena
entre essas duas
moléculas de metano.
É muito fraca, por isso 
a força de London é a
mais fraca das forças
intermoleculares.
Mas ela está aí.
E é a única coisa mantendo as
moléculas
de metano
unidas.
E por ser fraca, podemos esperar
que o ponto de ebulição
do metano seja extremamente
baixo.
E é, evidentemente.
O ponto de ebulição do metano está
perto de
164 graus
Celsius negativos.
E como a temperatura ambiente
está entre 20 e 25,
obviamente o metano
está evaporado,
e transformado em gás.
Metano é, então, um gás
à temperatura e pressão ambientes.
Agora, se você aumentar
o número de carbonos,

English: 
if for a brief
transient moment in time
you get a little bit
of negative charge
on this side of the molecule,
so it might turn out
to be those electrons have a net
negative charge on this side.
And then for this
molecule, the electrons
could be moving the
opposite direction,
giving this a partial positive.
And so there could be
a very, very small bit
of attraction between these
two methane molecules.
It's very weak, which is why
London dispersion forces are
the weakest
intermolecular forces.
But it is there.
And that's the only thing that's
holding together these methane
molecules.
And since it's weak, we would
expect the boiling point
for methane to be extremely low.
And, of course, it is.
So the boiling point for methane
is somewhere around negative
164 degrees Celsius.
And so since room temperature
is somewhere around 20 to 25,
obviously methane
has already boiled,
if you will, and
turned into a gas.
So methane is obviously a gas at
room temperature and pressure.
Now, if you increase
the number of carbons,

Bulgarian: 
дори и за един кратък преходен момент,
получи малко отрицателен заряд
от тази си страна, така че да се окаже,
че тези електрони имат нетен отрицателен заряд от тази страна.
И после електроните в тази молекула,
могат да се задвижат в противоположна посока
и да направят тази страна частично положителна.
И така може да се появи много, много лекичко привличане
между тези две молекули на метана.
То е много слабо, и именно затова дисперсионните сили
са най-слабите междумолекулни сили.
Но ги има.
И само това задържа заедно тези молекули на метана.
И тъй като е слабо, бихме очаквали точката на кипене на метана да бъде доста ниска.
И тя, разбира се, е ниска.
Точката на кипене на метана е някъде около 164 градуса по Целзий.
И тъй като стайната температура е някъде между 20 и 25 градуса,
метанът очевидно вече е кипнал
и можем да кажем, че се е превърнал в газ.
Метанът очевидно е газ при стайна температура и налягане.
Ако повишим броя на въглеродите,

Azerbaijani: 
Əgər qısa keçid anında
siz molekulun bu tərəfində
bir az mənfi yük ala bilərsiniz,bu
elektronların bu tərəfdə mənfi yükü ola bilər.
Və bu molekular üçün, elektronlar əks
tərəfə keçid edir,
bu qismən müsbət verir.
Burada 2 metan moleulu arasında çox
çox kiçik cazibə baş verə bilər.
Bu çox zəifdir, buna görə də London dispersiya
qüvvəsi ən zəif intermolekulyar qüvvədir.
lakin bu buradadır.
Və bu metan molekullarıni birlikdə tutan
yeganə şeydir.
Bu zəif olduğundan, biz gözləyirik ki, metan
üçün qaynama temperaturu çox aşağıdır.
Əlbətdəki belədir.
Metan üçün qaynama temperaturu təxminən mənfi
164 dərəcə selsidir.
Əgər siz qaza çevirsəniz.
Otaq temperaturunda 20-25 ətrafında
metan artıq qaynayır,
Metan açıq-aydın otaq temperaturunda və təzyiqdə qaz halındadır.
İndi, əgər siz karbonların sayını artırsanız,

Azerbaijani: 
mümkün olan cazibə qüvvələrinin sayını
artırır.
əgər siz bunu etsəniz, siz həqiqətən
digər karbohidrogenlərin qaynama temperaturunu
artıra bilərsiz.
baxmayaraq ki, London dispers qüvvələri
ən zəifdir, əgər sizdə daha böyük molekullar varsa
və siz bu artıq qüvvələri cəmləsəniz,
siz daha yüksək molekullarla işlədikdə
daha əhəmiyyətli olacaq.
Bu sadəcə intermolkeulyar qüvvələrin
elektromənfiliyin tətbiqini və bunun necə
vacib olduğunu göstərmək üçün
qısa bir xülasədir.

Dutch: 
dan neemt het aantal aantrekkende krachten toe.
dan neemt het aantal aantrekkende krachten toe.
En op die manier
kan je het kookpunt van koolwaterstoffen
drastisch verhogen.
Ook al is de London-dispersie kracht
de zwakste, als je grotere moleculen hebt
en al die krachten optelt,
dan kunnen ze significant toenemen
bij deze grotere moleculen.
Dit is een korte samenvatting
van enkele intermoleculaire krachten
om je de toepassing en het belang van elektronegativiteit te tonen.
om je de toepassing en het belang van elektronegativiteit te tonen.
 

Polish: 
równocześnie będziemy zwiększać ilość
możliwych oddziaływań.
Postępując w ten sposób, będziemy
jednocześnie drastycznie podwyższać punkt wrzenia
innych węglowodorów.
Tak więc, pomimo tego, że siły dyspersyjne Londona
są najsłabsze ze wszystkich oddziaływań, jeżeli mamy do czynienia ze związkami wielocząsteczkowymi
i dodamy wszystkie te dodatkowe siły,
mogą ostatecznie okazać się znaczące
przy determinowaniu właściwości większych cząsteczek.
To jest tylko krótkie podsumowanie
naszej wiedzy dotyczącej oddziaływań międzycząsteczkowych,
które ukazuje działanie elektroujemności
i to, jakie jest ono ważne.
 

Korean: 
가능한 인력의 수 또한
늘어날 것입니다
그렇게 하게 되면
탄화수소의 끓는점을 매우 극적으로
올릴 수 있습니다
그렇기 때문에 반데르발스 힘이 매우 약할지라도
분자들이 매우 클 때
이 힘들을 전부 합친다면
반데르발스 힘이
상당할 수 있습니다
지금까지 분자 간의 힘의 중요성과
전기음성도의 적용을 보여주기 위한
아주 짧은 요약이었습니다
 

Portuguese: 
você vai aumentar o número
de forças de atração
possíveis.
E se você fizer isso,
você pode
aumentar o ponto de ebulição
dos outros hidrocarbonetos
drasticamente.
E mesmo que a força
de London
seja a mais fraca, se você
tiver moléculas maiores
e somar todas as
forças extras,
ela pode tornar-se
bastante significativa quando
você trabalhar com
moléculas maiores.
E esse é apenas um
breve resumo
de algumas das forças
intermoleculares
para mostrar a aplicação
da eletronegatividade
e quão importante ela é.
Legendas: Flavia G. Baraldi

Bulgarian: 
ще повишим броя на силите на привличане.
Ако направим това, бихме могли да повишим точката на кипене на друг въглеводород
и то с много.
И макар дисперсионните сили да са най-слабите, ако имаме голям брой молекули
можем да използвам всички тези допълнителни сили
и с тяхна помощ да получим значителен ефект.
И така, това беше кратък преглед на някои от междумолекулните сили
за да ти покажа важността и значението на електроотрицателността.
 

Italian: 
forze di attrazione
facendo questo, osserveremo
un aumento del punto di ebollizione notevole
per i successivi idrocarburi.
Anche se le forze di dispersione di London sono deboli,
anzi le più deboli, ci sarà un'attrazione derivante
dalla somma di tutte le forze dei carboni in più,
per cui l'effetto finale diventerà significativo
soprattutto con le molecole molto grosse.
Questo è stato un breve sommario
di alcune forze intermolecolari
per dimostrare quanto le applicazione dell'elettronegatività
siano importanti.

English: 
you're going to increase the
number of attractive forces
that are possible.
And if you do that,
you can actually
increase the boiling point
of other hydrocarbons
dramatically.
And so even though
London dispersion forces
are the weakest, if you
have larger molecules
and you sum up all
those extra forces,
it can actually turn out to be
rather significant when you're
working with larger molecules.
And so this is just
a quick summary
of some of the
intermolecular forces
to show you the application
of electronegativity
and how important it is.

Czech: 
zvýšíme také množství přitažlivých sil,
které jsou dostupné.
Takto vlastně můžete
dramaticky zvyšovat bod varu uhlovodíků.
Ačkoli Londonovy disperzní síly
jsou ty nejslabší,
máme-li větší množství molekul
a sečteme-li tyto jednotlivé síly,
můžou se výrazněně projevovat
u větších molekul.
To je jen rychlý přehled
některých slabých nevazebných sil,
abychom ukázali užití elektronegativity
a její důležitost.

iw: 
אז נגדיל את הכוחות
זה אפשרי.
ואם נעשה זאת, אפשר
להעלות את טמפ' הרתיחה של
משמעותית.
ואפילו שכוחות לונדון
הם הכי חלשים, אם יש מולקולות גדולות
ומסכמים את כל הכוחות הנוספים,
יכולה להיות לזה השפעה מהותית
כשעובדים עם מולקולות גדולות.
אז זה סיכום מהיר
של חלק מהקשרים הבינמולקולרים.
כדי להראות את תפקידי האלקטרושליליות
וכמה זה חשוב.
.

Georgian: 
ნახშირბადის რაოდენობას თუ გავზრდით, გავზრდით შესაძლო მიზიდულობის ძალების რაოდენობასაც.
ნახშირბადის რაოდენობას თუ გავზრდით, გავზრდით შესაძლო მიზიდულობის ძალების რაოდენობასაც.
ამით შეგვიძლია, სხვა ნახშირწყალბადების
დუღილის ტემპერატურა ძალიან გავზარდოთ.
ამით შეგვიძლია, სხვა ნახშირწყალბადების
დუღილის ტემპერატურა ძალიან გავზარდოთ.
ამით შეგვიძლია, სხვა ნახშირწყალბადების
დუღილის ტემპერატურა ძალიან გავზარდოთ.
მიუხედავად იმისა, რომ ლონდონის დისპერსიული ბმები ძალიან სუსტია, თუ დიდი მოლეკულები გვაქვს,
მიუხედავად იმისა, რომ ლონდონის დისპერსიული ბმები ძალიან სუსტია, თუ დიდი მოლეკულები გვაქვს,
და ყველა ამ დამატებით ძალას შეკრებთ, ეს
ბმები ძალიან მნიშვნელოვანი შეიძლება გახდეს.
და ყველა ამ დამატებით ძალას შეკრებთ, ეს
ბმები ძალიან მნიშვნელოვანი შეიძლება გახდეს.
როცა დიდ მოლეკულებთან გვაქვს საქმე.
ეს იყო მოკლე მიმოხილვა
მოლეკულათშორისი ბმების, რათა
ეს იყო მოკლე მიმოხილვა
მოლეკულათშორისი ბმების, რათა
მეჩვენებინა ელექტროუარყოფითობის
გამოყენება და მისი მნიშვნელობა.
მეჩვენებინა ელექტროუარყოფითობის
გამოყენება და მისი მნიშვნელობა.
მეჩვენებინა ელექტროუარყოფითობის
გამოყენება და მისი მნიშვნელობა.
