Um gás ideal é um gás teórico que obedece às seguintes suposições:

1. Sem forças intermoleculares: As partículas de gás ideais não têm forças atraentes ou repulsivas entre elas. Isso significa que eles se movem independentemente um do outro.

2. Volume insignificante de partículas: O volume ocupado pelas próprias partículas de gás é considerado insignificante em comparação com o volume total do recipiente.

3. Colisões elásticas perfeitas: As colisões entre as partículas de gás e as paredes do recipiente são perfeitamente elásticas, o que significa que nenhuma energia é perdida durante as colisões.

4. Movimento aleatório: As partículas de gás se movem aleatoriamente em todas as direções com uma ampla gama de velocidades.

5. A energia cinética média é proporcional à temperatura: A energia cinética média das partículas de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

Na realidade, nenhum gás é perfeitamente ideal. No entanto, muitos gases se comportam de maneira bastante idealmente com baixas pressões e altas temperaturas. Isso ocorre porque, nessas condições, as forças intermoleculares são fracas e o volume das partículas se torna insignificante em comparação com o volume do recipiente.

Por que o conceito de gás ideal é importante?

* Simplicidade: O modelo de gás ideal simplifica o estudo de gases, removendo as complexidades das forças intermoleculares e do volume de partículas.
* Conveniência matemática: A lei ideal de gás, que relaciona pressão, volume, temperatura e o número de moles de um gás ideal, é uma equação simples e útil.
* Boa aproximação: O modelo de gás ideal fornece uma boa aproximação para o comportamento de gases reais sob certas condições.

Exemplos de comportamento ideal do gás:

* helium (ele): O hélio, sendo um gás nobre, possui forças intermoleculares muito fracas e pequeno tamanho atômico. Ele se comporta perto de idealmente à temperatura ambiente e pressão.
* hidrogênio (H2): O hidrogênio, uma molécula leve, também exibe comportamento ideal de gás em condições normais.

Nota: Os gases reais se desviam do comportamento ideal do gás a altas pressões ou baixas temperaturas, onde as forças intermoleculares se tornam mais significativas. Esse desvio é explicado pela equação de van der Waals.