Depende do tipo de gás e das condições. Aqui está um colapso:

gases ideais:

* sem atração: No modelo de gás ideal, supõe -se que as moléculas de gás não tenham forças atraentes entre elas. Isso é uma simplificação, mas funciona bem para muitos gases a pressões relativamente baixas e altas temperaturas.

gases reais:

* Atrações fracas: Gases reais, no entanto, experimentam forças intermoleculares fracas. Essas forças surgem de flutuações temporárias na distribuição de elétrons ao redor das moléculas, levando a dipolos temporários. Essas forças são chamadas forças de dispersão de Londres e estão presentes em todos os gases.

* Força da atração: A força dessas forças depende de fatores como:
* Tamanho molecular: Moléculas maiores têm mais elétrons e forças de dispersão de Londres mais fortes.
* polaridade: As moléculas polares têm dipolos permanentes e experimentam interações dipolo-dipolo, que são mais fortes que as forças de dispersão de Londres.
* temperatura e pressão: Em temperaturas mais baixas e pressões mais altas, as moléculas estão mais próximas e as forças intermoleculares se tornam mais significativas.

Exemplos:

* gases nobres: Hélio, neon e argônio são exemplos de gases com forças intermoleculares muito fracas. Eles se comportam quase como gases ideais à temperatura ambiente e pressão.
* Gases diatômicos: Nitrogênio, oxigênio e hidrogênio também são relativamente não polares e têm forças intermoleculares fracas.
* gases polares: Vapor de água (H2O) e amônia (NH3) têm forças intermoleculares mais fortes devido à sua polaridade. Eles se desviam mais do comportamento ideal do gás.

Conclusão:

Embora as moléculas de gás não sejam "atraídas" da mesma maneira que os sólidos ou líquidos, eles experimentam forças atraentes fracas devido a flutuações temporárias em sua distribuição de elétrons. Essas forças se tornam mais significativas em temperaturas mais baixas e pressões mais altas, fazendo com que gases reais se desviem do comportamento ideal do gás.