Idealiska gaser:
* ingen attraktion: I den ideala gasmodellen antas gasmolekyler inte ha några attraktiva krafter mellan dem. Detta är en förenkling, men det fungerar bra för många gaser vid relativt låga tryck och höga temperaturer.
riktiga gaser:
* Svaga attraktioner: Verkliga gaser upplever dock svaga intermolekylära krafter. Dessa krafter uppstår från tillfälliga fluktuationer i elektronfördelning runt molekylerna, vilket leder till tillfälliga dipoler. Dessa styrkor kallas London -spridningskrafter och finns i alla gaser.
* Styrkan av attraktion: Styrkan hos dessa krafter beror på faktorer som:
* Molekylstorlek: Större molekyler har fler elektroner och starkare Dispersion Forces.
* polaritet: Polära molekyler har permanenta dipoler och upplever dipol-dipolinteraktioner, som är starkare än London-spridningskrafter.
* Temperatur och tryck: Vid lägre temperaturer och högre tryck är molekyler närmare varandra och de intermolekylära krafterna blir mer betydande.
Exempel:
* ädelgaser: Helium, neon och argon är exempel på gaser med mycket svaga intermolekylära krafter. De uppför sig nästan som idealiska gaser vid rumstemperatur och tryck.
* diatomiska gaser: Kväve, syre och väte är också relativt icke -polära och har svaga intermolekylära krafter.
* polära gaser: Vattenånga (H2O) och ammoniak (NH3) har starkare intermolekylära krafter på grund av deras polaritet. De avviker mer från idealiskt gasbeteende.
Slutsats:
Medan gasmolekyler inte "lockas" på samma sätt som fasta ämnen eller vätskor, upplever de svaga attraktiva krafter på grund av tillfälliga fluktuationer i deras elektronfördelning. Dessa krafter blir mer betydande vid lägre temperaturer och högre tryck, vilket gör att verkliga gaser avviker från idealiskt gasbeteende.
