gaz idéal:
* Aucune attraction: Dans le modèle de gaz idéal, les molécules de gaz sont supposées ne pas avoir de forces attractives entre elles. Il s'agit d'une simplification, mais elle fonctionne bien pour de nombreux gaz à des pressions relativement faibles et des températures élevées.
Gass réels:
* Attractions faibles: Les gaz réels, cependant, éprouvent des forces intermoléculaires faibles. Ces forces résultent de fluctuations temporaires de la distribution d'électrons autour des molécules, conduisant à des dipôles temporaires. Ces forces sont appelées forces de dispersion de Londres et sont présentes dans tous les gaz.
* Force de l'attraction: La force de ces forces dépend de facteurs comme:
* Taille moléculaire: Des molécules plus grandes ont plus d'électrons et des forces de dispersion de Londres plus fortes.
* polarité: Les molécules polaires ont des dipôles permanents et éprouvent des interactions dipol-dipole, qui sont plus fortes que les forces de dispersion de Londres.
* Température et pression: À des températures plus basses et des pressions plus élevées, les molécules sont plus proches et les forces intermoléculaires deviennent plus significatives.
Exemples:
* gaz nobles: L'hélium, le néon et l'argon sont des exemples de gaz avec des forces intermoléculaires très faibles. Ils se comportent presque comme des gaz idéaux à température ambiante et à la pression.
* gaz diatomique: L'azote, l'oxygène et l'hydrogène sont également relativement non polaires et ont des forces intermoléculaires faibles.
* gaz polaires: La vapeur d'eau (H2O) et l'ammoniac (NH3) ont des forces intermoléculaires plus fortes en raison de leur polarité. Ils s'écartent davantage du comportement de gaz idéal.
Conclusion:
Bien que les molécules de gaz ne soient pas "attirées" de la même manière que les solides ou les liquides, ils connaissent des forces d'attraction faibles en raison de fluctuations temporaires dans leur distribution d'électrons. Ces forces deviennent plus significatives à des températures plus basses et des pressions plus élevées, ce qui fait que les gaz réels s'écartent d'un comportement de gaz idéal.
