Hvorfor kan forskere ignorere kræfterne til attraktion blandt partikler i en gas under almindelige forhold?

Her er en sammenbrud:

* kinetisk energi: Gaspartikler er i konstant, tilfældig bevægelse. Denne bevægelse giver dem kinetisk energi, som er proportional med deres temperatur. Jo højere temperatur, jo hurtigere bevæger partiklerne sig og jo større er deres kinetiske energi.

* Intermolekylære kræfter: Dette er de attraktive kræfter mellem molekyler. I gasser er disse kræfter relativt svage, primært på grund af de store afstande mellem molekyler. Tænk på det sådan:Molekylerne hopper rundt så hurtigt og er så langt fra hinanden, at de ikke har meget tid til at "føle" hinandens tiltrækning.

den ideelle gaslov

Dette koncept er grundlæggende for den ideelle gaslov, der beskriver gassens opførsel under ideelle forhold:

* pv =nrt

* P =tryk

* V =volumen

* n =antal mol

* R =ideel gaskonstant

* T =temperatur

Den ideelle gaslov antager, at gaspartikler ikke har nogen volumen og ingen intermolekylære kræfter. Selvom dette ikke er strengt sandt i virkeligheden, er det en god tilnærmelse for mange gasser under almindelige forhold.

når kræfter betyder noget

Mens intermolekylære kræfter ofte kan ignoreres, er der situationer, hvor de bliver mere betydningsfulde:

* Højt tryk: Når trykket øges, presses molekylerne tættere sammen, hvilket øger påvirkningen af ​​intermolekylære kræfter.

* Lav temperatur: Ved lave temperaturer har molekylerne mindre kinetisk energi, hvilket gør intermolekylære kræfter mere indflydelsesrige.

* polære gasser: Gasser med polære molekyler (molekyler med ujævn ladningsfordeling) har stærkere intermolekylære kræfter end ikke -polære gasser.

Kortfattet: Forskere kan ofte ignorere intermolekylære kræfter i gasser, fordi de er svage sammenlignet med partiklernes kinetiske energi. Under visse betingelser kan disse kræfter imidlertid blive vigtigere og skal tages i betragtning.