Gases ideales:
* Sin atracción: En el modelo de gas ideal, se supone que las moléculas de gas no tienen fuerzas atractivas entre ellas. Esta es una simplificación, pero funciona bien para muchos gases a presiones relativamente bajas y altas temperaturas.
Gases reales:
* Atracciones débiles: Los gases reales, sin embargo, experimentan fuerzas intermoleculares débiles. Estas fuerzas surgen de fluctuaciones temporales en la distribución de electrones alrededor de las moléculas, lo que lleva a dipolos temporales. Estas fuerzas se llaman fuerzas de dispersión de Londres y están presentes en todos los gases.
* Fuerza de atracción: La fuerza de estas fuerzas depende de factores como:
* Tamaño molecular: Las moléculas más grandes tienen más electrones y fuerzas de dispersión de Londres más fuertes.
* polaridad: Las moléculas polares tienen dipolos permanentes y experimentan interacciones dipolo-dipolo, que son más fuertes que las fuerzas de dispersión de Londres.
* Temperatura y presión: A temperaturas más bajas y presiones más altas, las moléculas están más juntas y las fuerzas intermoleculares se vuelven más significativas.
Ejemplos:
* Gases nobles: El helio, el neón y el argón son ejemplos de gases con fuerzas intermoleculares muy débiles. Se comportan casi como gases ideales a temperatura ambiente y presión.
* Gases diatómicos: El nitrógeno, el oxígeno y el hidrógeno también son relativamente no polares y tienen fuerzas intermoleculares débiles.
* gases polares: El vapor de agua (H2O) y el amoníaco (NH3) tienen fuerzas intermoleculares más fuertes debido a su polaridad. Se desvían más del comportamiento ideal del gas.
Conclusión:
Si bien las moléculas de gas no se "atraen" de la misma manera que los sólidos o los líquidos, sí experimentan fuerzas débiles y atractivas debido a fluctuaciones temporales en su distribución de electrones. Estas fuerzas se vuelven más significativas a temperaturas más bajas y presiones más altas, lo que hace que los gases reales se desvíen del comportamiento de gas ideal.
