De relatie tussen molaire massa en Londense dispersiekrachten is direct en positief . Dit betekent dat naarmate de molaire massa toeneemt, ook de sterkte van de dispersiekrachten in Londen neemt toe. Dit is waarom:

* grotere moleculen hebben meer elektronen: Molaire massa is recht evenredig met het aantal atomen in een molecuul. Grotere moleculen hebben meer elektronen, wat betekent dat er een grotere kans is voor tijdelijke dipolen om te vormen.

* Tijdelijke dipolen: De beweging van elektronen in een molecuul kan tijdelijke, onmiddellijke dipolen creëren. Deze dipolen zijn van korte duur, maar ze kunnen dipolen veroorzaken in naburige moleculen, wat leidt tot attracties.

* Verhoogd oppervlak: Grotere moleculen hebben een groter oppervlak, wat het potentieel voor interactie tussen tijdelijke dipolen vergroot. Dit leidt tot sterkere dispersietroepen in Londen.

Samenvattend:

* Grotere moleculen (hogere molaire massa) =meer elektronen =meer tijdelijke dipolen =sterkere dispersiekrachten in Londen.

Voorbeeld:

Beschouw de halogenen (F2, CL2, BR2, I2). Naarmate je de groep naar beneden gaat, neemt de molaire massa toe. Als gevolg hiervan neemt de sterkte van de dispersiekrachten in Londen toe, wat leidt tot hogere smelt- en kookpunten. Deze trend kan worden waargenomen in de toenemende smelt- en kookpunten van de halogenen terwijl je van fluor naar jodium gaat.

Belangrijke opmerking: Hoewel de dispersiekrachten in Londen in alle moleculen aanwezig zijn, zijn ze de primaire intermoleculaire kracht voor niet -polaire moleculen. Dit komt omdat niet -polaire moleculen geen permanente dipolen missen, dus de dispersietroepen in Londen zijn de enige aantrekkelijke kracht tussen hen.