Em fase gasosa as moléculas praticamente não exercem forças de interação justifique

As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que formam a substância.
As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as moléculas. Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixo ponto de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de hidrogênio.
Forças de Van der Waals: são divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas:

• Íon – Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).
• Íon – Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma molécula apolar. O íon causa uma atração ou repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).
• Dipolo permanente – Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos (positivo-negativo).
• Dipolo permanente – Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).
• Dipolo induzido – Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente – dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição.Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição.

Veja abaixo a representação das principais forças de Van der Waals:

Ligações de hidrogênio: 
Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.
A ligação de hidrogênio é um enlace químico em que o átomo de hidrogênio é atraído simultaneamente por átomos muito eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As ligações de hidrogênio podem existir no estado sólido e líquido e em soluções. É condição essencial para a existência da ligação de hidrogênio a presença simultânea de um átomo de hidrogênio ácido e de um receptor básico. Hidrogênio ácido é aquele ligado a um átomo mais eletronegativo do que ele, de maneira que o seu elétrons sofra um afastamento parcial. Receptor básico é uma espécie química que possua um átomo ou grupo de átomos com alta densidade eletrônica, sendo que o ideal é a presença de pelo menos um par de elétrons livres. A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos:
As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C – OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C – CH2 – OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas. Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol. Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.

Forças intermoleculares

No estado gasoso as moléculas se encontram bem afastadas, com grande grau de desordem.
No estado   líquido  as moléculas se encontram  um  pouco  mais  organizadas, com um grau de liberdade de movimentação um pouco  menor. Já no estado sólido as moléculas se encontram bem mais organizadas, com grau de movimentação  ainda mais reduzido.

O que faz as moléculas ficarem mais unidas no estado sólido do que no estado líquido ou gasoso?

Isso é responsabilidade das forças intermoleculares ( ou interações intermoleculares ou ligações intermoleculares) como por exemplo: ligação de Van der Waals,  ligação dipolo induzido; ligação diplo-dipolo e ligação de hidrogênio.

EXEMPLOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES

                                      PONTES DE HIDROGÊNIO

         MOLÉCULAS POLARES  E  APOLARES

H2;  CO2; NH3: NCl3; CCl4; CH3-Cl; HCN; H2O; CH3-CH2-OH; CH3-O-CH3; BCl3; PCl3

Que tipo de força existe entre as moléculas no estado gasoso?

O que são as forças de interação?

Quais são as principais forças de interação entre as moléculas químicas?

Quais as forças responsáveis pelas interações das moléculas na fase líquida?