La ley de los gases ideales describe cómo se comportan los gases, pero no tiene en cuenta el tamaño molecular o las fuerzas intermoleculares. Dado que las moléculas y átomos en todos los gases reales tienen tamaño y ejercen fuerza entre sí, la ley de los gases ideales es solo una aproximación, aunque muy buena para muchos gases reales. Es más preciso para gases monoatómicos a alta presión y temperatura, ya que es para estos gases que el tamaño y las fuerzas intermoleculares juegan el papel más insignificante.

Fuerza de las fuerzas intermoleculares

Dependiendo de su estructura , el tamaño y otras propiedades, los diferentes compuestos tienen diferentes fuerzas intermoleculares, por eso el agua hierve a una temperatura más alta que el etanol, por ejemplo. A diferencia de los otros tres gases, el amoníaco es una molécula polar y puede formar enlaces de hidrógeno, por lo que experimentará una atracción intermolecular más fuerte que los demás. Los otros tres están sujetos solo a las fuerzas de dispersión de Londres. Las fuerzas de dispersión de Londres son creadas por la redistribución efímera transitoria de electrones que hace que una molécula actúe como un dipolo temporal débil. La molécula es capaz de inducir polaridad en otra molécula, creando así una atracción entre las dos moléculas.

Conclusión

En general, las fuerzas de dispersión de Londres son más fuertes entre moléculas más grandes y más débiles entre pequeñas moléculas. moléculas. El helio es el único gas monoatómico en este grupo y, por lo tanto, el más pequeño en términos de tamaño y diámetro de los cuatro. Dado que la ley de los gases ideales es una mejor aproximación para los gases monoatómicos, y dado que el helio está sujeto a atracciones intermoleculares más débiles que los demás, de estos cuatro gases, el helio es el que se comportará mejor como un gas ideal.