A lei dos gases ideais descreve como os gases se comportam, mas não leva em conta o tamanho molecular ou as forças intermoleculares. Como as moléculas e os átomos de todos os gases reais têm tamanho e exercem força uns sobre os outros, a lei dos gases ideais é apenas uma aproximação, embora seja muito boa para muitos gases reais. É mais preciso para gases monoatômicos em alta pressão e temperatura, uma vez que é para esses gases que o tamanho e as forças intermoleculares desempenham o papel mais insignificante.

Força das forças intermoleculares

Dependendo de sua estrutura , tamanho e outras propriedades, diferentes compostos têm diferentes forças intermoleculares - é por isso que a água ferve a uma temperatura mais alta que o etanol, por exemplo. Ao contrário dos outros três gases, a amônia é uma molécula polar e pode se ligar ao hidrogênio, de modo que experimentará uma atração intermolecular mais forte do que as outras. Os outros três estão sujeitos apenas às forças de dispersão de Londres. As forças de dispersão de Londres são criadas pela redistribuição temporária e transitória de elétrons que faz uma molécula agir como um dipolo temporário fraco. A molécula é então capaz de induzir polaridade em outra molécula, criando assim uma atração entre as duas moléculas.

Linha de fundo

Em geral, as forças de dispersão de Londres são mais fortes entre as moléculas maiores e mais fracas entre as menores moléculas. O hélio é o único gás monoatômico desse grupo e, portanto, o menor em termos de tamanho e diâmetro dos quatro. Como a lei dos gases ideais é uma melhor aproximação para os gases monoatômicos - e como o hélio está sujeito a atrações intermoleculares mais fracas do que os outros - desses quatro gases, o hélio é o que mais se comporta como um gás ideal.