1. Svaga attraktiva krafter:
* van der Waals Forces: Dessa är svaga, tillfälliga krafter som uppstår från fluktuationer i elektronfördelning runt molekylerna. De inkluderar:
* London Dispersion Forces: Närvarande i alla molekyler förekommer de på grund av tillfälliga dipoler som induceras i angränsande molekyler.
* dipol-dipolkrafter: Finns mellan polära molekyler som har permanenta dipoler, vilket får dem att locka varandra.
* vätebindning: En speciell typ av dipol-dipolinteraktion som involverar väte bundna till en mycket elektronegativ atom som syre, kväve eller fluor. Dessa krafter är särskilt starka.
Dessa krafter är svagare än bindningarna inom molekyler, men de är fortfarande viktiga för att bestämma de fysiska egenskaperna hos gaser, särskilt vid låga temperaturer och högt tryck.
2. Avvisande krafter:
* Kortsedel av avstängning: När gasmolekyler kommer för nära varandra överlappar deras elektronmoln och orsakar en stark avvisande kraft. Detta liknar de avvisande krafterna mellan kärnorna i atomerna.
3. Kollisioner:
* elastiska kollisioner: Gasmolekyler är ständigt i rörelse och kolliderar med varandra och väggarna i deras behållare. Dessa kollisioner är vanligtvis elastiska, vilket innebär att kinetisk energi bevaras.
4. Det ideala gasantagandet:
* Den ideala gaslagen antar att gasmolekyler inte har några intermolekylära krafter och att deras kollisioner är helt elastiska. Även om detta är en tillnärmning, fungerar det bra för många gaser vid låga tryck och höga temperaturer.
Viktig anmärkning: Styrkan hos dessa interaktioner varierar signifikant mellan olika gaser. Till exempel är vätebindning mycket starkare i vattenånga än i kvävgas.
Sammanfattning:
Gasmolekyler interagerar genom svaga attraktiva krafter som van der Waals-krafter och avvisande krafter med kort räckvidd. Dessa interaktioner påverkar de fysiska egenskaperna hos gaser, särskilt vid låga temperaturer och höga tryck. Den ideala gaslagen, medan en tillnärmning, är ett användbart verktyg för att förstå gasbeteende under många förhållanden.
