De ideale gaswet beschrijft hoe gassen zich gedragen, maar houdt geen rekening met de moleculaire grootte of intermoleculaire krachten. Omdat moleculen en atomen in alle echte gassen grootte hebben en kracht op elkaar uitoefenen, is de ideale gaswet slechts een benadering, hoewel een zeer goede voor veel echte gassen. Het is het meest nauwkeurig voor mono-atomaire gassen bij hoge druk en temperatuur, omdat voor deze gassen de grootte en intermoleculaire krachten de meest verwaarloosbare rol spelen.

Kracht van intermoleculaire krachten

Afhankelijk van hun structuur , grootte en andere eigenschappen, verschillende verbindingen hebben verschillende intermoleculaire krachten - daarom kookt water bij een hogere temperatuur dan ethanol, bijvoorbeeld. In tegenstelling tot de andere drie gassen, is ammoniak een polair molecuul en kan het waterstof binden, dus het zal een sterkere intermoleculaire aantrekkingskracht ervaren dan de andere. De andere drie zijn alleen onderworpen aan dispersiekrachten in Londen. London-dispersiekrachten worden gecreëerd door tijdelijke, kortstondige redistributie van elektronen waardoor een molecuul fungeert als een zwakke tijdelijke dipool. Het molecuul kan dan de polariteit in een ander molecuul induceren, waardoor een aantrekkingskracht tussen de twee moleculen wordt gecreëerd.

Bottom Line

Over het algemeen zijn de dispersiekrachten in Londen sterker tussen grotere moleculen en zwakker tussen kleinere moleculen moleculen. Helium is het enige monoatomaire gas in deze groep en dus het kleinst in termen van grootte en diameter van de vier. Omdat de ideale gaswet een betere benadering is voor monoatomaire gassen - en omdat helium onderhevig is aan zwakkere intermoleculaire attracties dan de anderen - is uit deze vier gassen helium degene die zich het meest zal gedragen als een ideaal gas.