Er gasmolekluger tiltrukket af hinanden?

Ideelle gasser:

* Ingen attraktion: I den ideelle gasmodel antages gasmolekyler ikke at have nogen attraktive kræfter mellem dem. Dette er en forenkling, men det fungerer godt for mange gasser ved relativt lave tryk og høje temperaturer.

Ægte gasser:

* svage attraktioner: Ægte gasser oplever imidlertid svage intermolekylære kræfter. Disse kræfter stammer fra midlertidige udsving i elektronfordeling omkring molekylerne, hvilket fører til midlertidige dipoler. Disse kræfter kaldes London Dispersion Forces og er til stede i alle gasser.

* styrke af tiltrækning: Styrken af ​​disse kræfter afhænger af faktorer som:

* molekylær størrelse: Større molekyler har flere elektroner og stærkere London -spredningskræfter.

* Polaritet: Polære molekyler har permanente dipoler og oplever dipol-dipol-interaktioner, som er stærkere end London-spredningskræfter.

* Temperatur og tryk: Ved lavere temperaturer og højere tryk er molekyler tættere sammen, og de intermolekylære kræfter bliver mere markante.

Eksempler:

* ædle gasser: Helium, neon og argon er eksempler på gasser med meget svage intermolekylære kræfter. De opfører sig næsten som ideelle gasser ved stuetemperatur og tryk.

* diatomiske gasser: Nitrogen, ilt og brint er også relativt ikke -polære og har svage intermolekylære kræfter.

* polære gasser: Vanddamp (H2O) og ammoniak (NH3) har stærkere intermolekylære kræfter på grund af deres polaritet. De afviger mere fra ideel gasadfærd.

Konklusion:

Mens gasmolekyler ikke "tiltrækkes" på samme måde som faste stoffer eller væsker, oplever de svage attraktive kræfter på grund af midlertidige udsving i deres elektronfordeling. Disse kræfter bliver mere markante ved lavere temperaturer og højere tryk, hvilket får reelle gasser til at afvige fra ideel gasadfærd.