Kapaliny tvoří přechod mezi plynným a pevným skupenstvím. Uspořádání molekul v kapalinách je poměrně složité. Říkáme o něm, že je krátkodosahové. To znamená, že jsou uspořádány jen malé skupiny sousedních molekul. V nich pozorujeme pravidelnou strukturu. Mezi těmito oblastmi jsou další molekuly, které se pohybují zcela chaoticky. Z makroskopického pohledu jsou však molekuly kapalin navzájem volné. Molekuly kmitají kolem rovnovážných poloh. Po velmi krátké době, řádově po několika nanosekundách, svou polohu opět mění. S rostoucí teplotou se tato doba krátí. K tomu dochází díky nahodilým změnám kinetické energie molekul. Po nárazu jiné molekuly získává původní molekula další energii a může svou polohu opustit. Podobné procesy se v kapalinách dějí neustále. Příčiny bychom měli hledat ve van der Waalsových silách a ve vodíkových můstcích* . Tyto síly nejsou schopné strukturu udržet neměnnou delší časový interval. Na druhou stranu však brání molekule v získání úplné samostatnosti.

Molekuly kapalin na sebe působí přitažlivými silami. Střední vzdálenost mezi molekulami jsou řádově stejné jako u pevných látek, tj. 10^-10m. Mezimolekulové vzdálenosti mají rozhodující vliv na některé důležité vlastnosti kapalin. Především pak na tvar volného povrchu kapalin. Rozborům vlastností kapalin se budeme věnovat v následujících kapitolách.

* Vodík je jednomocný a může vytvořit jen jednu kovalentní vazbu. Navíc však vytváří “mezimolekulové vodíkové můstky”. Především je nacházíme, pokud je vodík v kontaktu s elektronegativními prvky jako kyslík, dusík atd. Energie těchto vazeb se pohybuje v řádu desítek kilojoulů na 1 mol látky. Energie van der Waalsova je řádově stokrát menší.