Gas ideali:
* Nessuna attrazione: Nel modello di gas ideale, si presume che le molecole di gas non abbiano forze attraenti tra di loro. Questa è una semplificazione, ma funziona bene per molti gas a pressioni relativamente basse e temperature elevate.
Gas reali:
* Attrazioni deboli: I gas reali, tuttavia, sperimentano forze intermolecolari deboli. Queste forze derivano da fluttuazioni temporanee nella distribuzione di elettroni attorno alle molecole, portando a dipoli temporanei. Queste forze sono chiamate forze di dispersione di Londra e sono presenti in tutti i gas.
* Forza di attrazione: La forza di queste forze dipende da fattori come:
* Dimensione molecolare: Molecole più grandi hanno più elettroni e forze di dispersione di Londra più forti.
* Polarità: Le molecole polari hanno dipoli permanenti e sperimentano interazioni dipolo-dipolo, che sono più forti delle forze di dispersione di Londra.
* Temperatura e pressione: A temperature più basse e pressioni più elevate, le molecole sono più vicine e le forze intermolecolari diventano più significative.
Esempi:
* Gas nobili: Elio, neon e argon sono esempi di gas con forze intermolecolari molto deboli. Si comportano quasi come gas ideali a temperatura ambiente e pressione.
* Gas diatomici: Anche l'azoto, l'ossigeno e l'idrogeno sono relativamente non polari e hanno forze intermolecolari deboli.
* Gas polari: Il vapore acqueo (H2O) e l'ammoniaca (NH3) hanno forze intermolecolari più forti a causa della loro polarità. Si discostano di più dal comportamento del gas ideale.
Conclusione:
Mentre le molecole di gas non sono "attratte" allo stesso modo dei solidi o dei liquidi, sperimentano forze interessanti deboli a causa di fluttuazioni temporanee nella loro distribuzione di elettroni. Queste forze diventano più significative a temperature più basse e pressioni più elevate, causando la deviazione di gas reali dal comportamento ideale del gas.
