Hvorfor har gas ingen attraktiv kraft?

Det er ikke helt nøjagtigt at sige, at gasser ikke har nogen attraktive kræfter. Gasser har attraktive kræfter, bare meget svage. Det er det, der adskiller dem fra ideelle gasser, som er teoretiske konstruktioner, hvor intermolekylære kræfter ignoreres fuldstændigt.

Her er en sammenbrud:

* ideel gasmodel: I den ideelle gasmodel behandles gasmolekyler som punktmasser uden volumen og ingen interaktioner mellem dem. Dette er en forenkling, der fungerer godt ved lave tryk og høje temperaturer.

* Ægte gasser: Ægte gasmolekyler har et lille volumen og oplever intermolekylære kræfter, omend svage. Disse kræfter skyldes primært:

* van der Waals Forces: Dette er svage, midlertidige attraktioner, der opstår fra udsving i elektronfordeling omkring molekyler. De er ansvarlige for kondensation af gasser i væsker.

* dipol-dipolinteraktioner: Disse forekommer mellem polære molekyler (molekyler med ujævn ladningsfordeling) og er stærkere end van der Waals -kræfter.

* Hvorfor er kræfterne svage i gasser?

* store afstande mellem molekyler: Gasmolekyler er langt fra hinanden sammenlignet med væsker og faste stoffer, så de attraktive kræfter er meget svagere.

* høj kinetisk energi: Gasmolekyler har høj kinetisk energi, som overvinder de svage attraktive kræfter, så de kan bevæge sig frit og hurtigt.

Sammenfattende har gasser attraktive kræfter, men de er svage sammenlignet med væsker og faste stoffer på grund af de store afstande mellem molekyler og deres høje kinetiske energi.

Det er vigtigt at bemærke, at:

* Styrken af ​​intermolekylære kræfter øges, når gasmolekylerne kommer tættere sammen (f.eks. Ved højere tryk eller lavere temperatur).

* Nogle gasser, som brintgas (H2), har meget svage intermolekylære kræfter, hvilket får dem til at opføre sig næsten ideelt ved stuetemperatur.

* Den ideelle gasmodel er en nyttig tilnærmelse til mange praktiske anvendelser, men det er ikke en perfekt repræsentation af reel gasadfærd.