Não é totalmente preciso dizer que os gases não têm forças atraentes. gases têm forças atraentes, apenas muito fracas. É isso que os distingue dos gases ideais, que são construções teóricas onde as forças intermoleculares são completamente ignoradas.

Aqui está um colapso:

* Modelo de gás ideal: No modelo de gás ideal, as moléculas de gás são tratadas como massas pontuais sem volume e sem interações entre elas. Esta é uma simplificação que funciona bem com baixas pressões e altas temperaturas.
* gases reais: As moléculas reais de gás têm um pequeno volume e experimentam forças intermoleculares, embora fracas. Essas forças são principalmente devidas a:
* forças de van der Waals: São atrações fracas e temporárias que surgem de flutuações na distribuição de elétrons em torno de moléculas. Eles são responsáveis ​​pela condensação de gases em líquidos.
* Interações dipolo-dipolo: Estes ocorrem entre moléculas polares (moléculas com distribuição de carga desigual) e são mais fortes que as forças de van der Waals.
* Por que as forças são fracas em gases?
* Grandes distâncias entre moléculas: As moléculas de gás estão distantes em comparação com líquidos e sólidos, portanto as forças atraentes são muito mais fracas.
* alta energia cinética: As moléculas de gás têm alta energia cinética, que supera as forças atraentes fracas, permitindo que elas se movam livremente e rapidamente.

Em resumo, os gases têm forças atraentes, mas são fracas em comparação com líquidos e sólidos devido às grandes distâncias entre moléculas e sua alta energia cinética.

é importante observar que:

* A força das forças intermoleculares aumenta à medida que as moléculas de gás se aproximam (por exemplo, a uma pressão mais alta ou menor temperatura).
* Alguns gases, como o gás hidrogênio (H2), têm forças intermoleculares muito fracas, fazendo -os se comportar quase idealmente à temperatura ambiente.
* O modelo de gás ideal é uma aproximação útil para muitas aplicações práticas, mas não é uma representação perfeita do comportamento real do gás.