Här är en uppdelning:
* kinetisk energi: Gaspartiklar är i konstant, slumpmässig rörelse. Denna rörelse ger dem kinetisk energi, som är proportionell mot deras temperatur. Ju högre temperatur, desto snabbare rör sig partiklarna och desto större är deras kinetiska energi.
* Intermolekylära krafter: Dessa är de attraktiva krafterna mellan molekyler. I gaser är dessa krafter relativt svaga, främst på grund av de stora avstånd mellan molekyler. Tänk på det så här:Molekylerna studsar så snabbt och är så långt ifrån varandra att de inte har mycket tid att "känna" varandras attraktion.
Den ideala gaslagen
Detta koncept är grundläggande för den ideala gaslagen, som beskriver beteendet hos gaser under idealiska förhållanden:
* pv =nrt
* P =tryck
* V =volym
* n =antal mol
* R =idealisk gaskonstant
* T =temperatur
Den ideala gaslagen antar att gaspartiklar inte har någon volym och inga intermolekylära krafter. Även om detta inte är strikt sant i verkligheten, är det en bra tillnärmning för många gaser under vanliga förhållanden.
När krafter är viktiga
Medan intermolekylära krafter ofta kan ignoreras, finns det situationer där de blir mer betydelsefulla:
* Högtryck: När trycket ökar pressas molekylerna närmare varandra, vilket ökar påverkan av intermolekylära krafter.
* Låg temperatur: Vid låga temperaturer har molekylerna mindre kinetisk energi, vilket gör intermolekylära krafter mer inflytelserika.
* polära gaser: Gaser med polära molekyler (molekyler med ojämn laddningsfördelning) har starkare intermolekylära krafter än icke -polära gaser.
Sammanfattningsvis: Forskare kan ofta ignorera intermolekylära krafter i gaser eftersom de är svaga jämfört med partiklarnas kinetiska energi. Under vissa förhållanden kan emellertid dessa krafter bli viktigare och måste beaktas.
