Hier is een uitsplitsing:

* Kinetische energie: Gasdeeltjes zijn in constante, willekeurige beweging. Deze beweging geeft hen kinetische energie, die evenredig is met hun temperatuur. Hoe hoger de temperatuur, hoe sneller de deeltjes bewegen en hoe groter hun kinetische energie.

* intermoleculaire krachten: Dit zijn de aantrekkelijke krachten tussen moleculen. In gassen zijn deze krachten relatief zwak, voornamelijk te wijten aan de grote afstanden tussen moleculen. Zie het zo:de moleculen stuiteren zo snel rond en zijn zo ver uit elkaar dat ze niet veel tijd hebben om elkaars aantrekkingskracht te "voelen".

De ideale gaswet

Dit concept is van fundamenteel belang voor de ideale gaswet, die het gedrag van gassen onder ideale omstandigheden beschrijft:

* pv =nrt

* P =druk

* V =volume

* n =aantal mol

* R =ideale gasconstante

* T =temperatuur

De ideale gaswet gaat ervan uit dat gasdeeltjes geen volume hebben en geen intermoleculaire krachten. Hoewel dit in werkelijkheid niet strikt waar is, is het een goede benadering voor veel gassen onder gewone omstandigheden.

Wanneer krachten ertoe doen

Hoewel intermoleculaire krachten vaak kunnen worden genegeerd, zijn er situaties waarin ze belangrijker worden:

* Hoge druk: Wanneer de druk toeneemt, worden de moleculen dichter bij elkaar geperst, waardoor de invloed van intermoleculaire krachten wordt vergroot.

* lage temperatuur: Bij lage temperaturen hebben de moleculen minder kinetische energie, waardoor intermoleculaire krachten invloedrijker worden.

* Polaire gassen: Gassen met polaire moleculen (moleculen met ongelijke ladingsverdeling) hebben sterkere intermoleculaire krachten dan niet -polaire gassen.

Samenvattend: Wetenschappers kunnen intermoleculaire krachten in gassen vaak negeren omdat ze zwak zijn in vergelijking met de kinetische energie van de deeltjes. In bepaalde omstandigheden kunnen deze krachten echter belangrijker worden en moeten rekening worden gehouden.