1. Inga intermolekylära krafter: Idealiska gaspartiklar har inga attraktiva eller avvisande krafter mellan dem. Detta innebär att de rör sig självständigt av varandra.
2. Försumbar volym av partiklar: Volymen som själva ockuperas av gaspartiklarna anses vara försumbar jämfört med behållarens totala volym.
3. Perfekt elastiska kollisioner: Kollisioner mellan gaspartiklar och behållarväggarna är helt elastiska, vilket innebär att ingen energi går förlorad under kollisioner.
4. Slumpmässig rörelse: Gaspartiklar rör sig slumpmässigt i alla riktningar med ett brett spektrum av hastigheter.
5. Genomsnittlig kinetisk energi är proportionell mot temperaturen: Gaspartiklarnas genomsnittliga kinetiska energi är direkt proportionell mot gasens absoluta temperatur.
I verkligheten är ingen gas helt idealisk. Men många gaser uppför sig ganska idealiskt vid låga tryck och höga temperaturer. Detta beror på att de intermolekylära krafterna vid dessa förhållanden är svaga och partiklarnas volym blir obetydlig jämfört med behållarens volym.
Varför är begreppet en idealisk gas viktig?
* enkelhet: Den ideala gasmodellen förenklar studien av gaser genom att ta bort komplexiteten hos intermolekylära krafter och partikelvolym.
* Matematisk bekvämlighet: Den ideala gaslagen, som relaterar tryck, volym, temperatur och antalet mol av en idealisk gas, är en enkel och användbar ekvation.
* bra tillnärmning: Den ideala gasmodellen ger en bra tillnärmning för beteendet hos verkliga gaser under vissa förhållanden.
Exempel på idealiskt gasbeteende:
* helium (han): Helium, som är en ädel gas, har mycket svaga intermolekylära krafter och liten atomstorlek. Det uppför sig nära till rumstemperatur och tryck.
* väte (H2): Väte, en lätt molekyl, uppvisar också idealiskt gasbeteende under normala förhållanden.
Obs: Verkliga gaser avviker från idealiskt gasbeteende vid högt tryck eller låga temperaturer, där intermolekylära krafter blir mer betydande. Denna avvikelse redovisas av van der Waals -ekvation.
