Ein ideales Gas ist eines, das genau den Grundsätzen der kinetischen Molekültheorie entspricht, wobei das von den Gasteilchen eingenommene Volumen im Verhältnis zum Gesamtvolumen des Behälters vernachlässigbar ist und es keine nennenswerten intermolekularen Anziehungen oder Abstoßungen gibt.

Reale Gase können vom idealen Verhalten abweichen, insbesondere bei hohen Drücken und niedrigen Temperaturen. Das Ausmaß der Abweichung wird anhand des Kompressibilitätsfaktors gemessen. Der Kompressibilitätsfaktor wird durch Lösen von n im idealen Gasgesetz erhalten: dividieren des Produkts aus Druck und Volumen durch das Produkt aus Gaskonstante und Temperatur (PV / RT) für ein Mol einer bestimmten Substanz. Unter idealen Bedingungen sollte dieses Verhältnis von PV / RT genau gleich 1 sein.

Echte Gase bei hohem Druck

Bei höheren Drücken sind Gasmoleküle in einem Raum näher beieinander. Infolge dieser Verdrängung erfahren Gasmoleküle größere attraktive intermolekulare Kräfte. Intermolekulare Kräfte halten Moleküle stärker zusammen, verringern die Kraft und Häufigkeit von Kollisionen mit der Behälterwand und senken so den Druck unter ideale Werte. Auch bei höherem Druck nehmen Moleküle einen größeren Anteil des Volumens des Behälters ein. Da andere Gasmoleküle einen größeren Anteil des Volumens des Behälters einnehmen, ist das für ein Molekül verfügbare freie Volumen des Behälters kleiner als unter idealen Bedingungen. Diese Abnahme des verfügbaren Volumens führt zu einem Druckanstieg über die idealen Bedingungen hinaus.

Abbildung 6.14. Ungefähre Kompressibilitätsfaktoren von drei Gasen bei 250 K.

Reale Gase bei niedriger Temperatur

Die Temperatur beeinflusst auch Abweichungen vom idealen Gasverhalten (Abbildung 6.15). Mit abnehmender Temperatur nimmt die durchschnittliche kinetische Energie der Gasteilchen ab. Ein größerer Teil der Gasmoleküle hat daher nicht genügend kinetische Energie, um attraktive intermolekulare Kräfte von benachbarten Atomen zu überwinden. Dies bedeutet, dass Gasmoleküle aneinander „klebriger“ werden und mit weniger Frequenz und Kraft mit den Wänden des Behälters kollidieren, wodurch der Druck unter den idealen Wert sinkt.

Abbildung 6.15. Ungefährer Kompressibilitätsfaktor von Stickstoff bei verschiedenen Temperaturen.

Die van-der-Waals-Gleichung

Abbildung 6.16 Johannes Diderik van der Waals

1873 entwickelte der niederländische Wissenschaftler Johannes van der Waals eine Gleichung, die Abweichungen vom idealen Gasverhalten kompensiert. Die Van-der-Waals-Gleichung verwendet zwei zusätzliche experimentell ermittelte Konstanten: a, ein Term zur Korrektur intermolekularer Kräfte, und b, der das Volumen der Gasmoleküle korrigiert (Tabelle 6.3 „Ausgewählte van-der-Waals-Konstanten für Gasmoleküle“).

Wenn die neuen Terme a und b gleich Null sind (unter idealen Bedingungen), vereinfacht sich die Gleichung wieder auf das ideale Gasgesetz: PV = nRT.Tabelle 6.3 Ausgewählte Van-der-Waals-Konstanten für Gasmoleküle.