Un gas ideale è quello che si conforma esattamente ai principi della teoria cinetica molecolare, dove il volume occupato dalle particelle di gas è trascurabile rispetto al volume totale del contenitore, e non ci sono attrazioni intermolecolari apprezzabili o repulsioni.

I gas reali possono deviare dal comportamento ideale, specialmente ad alte pressioni e basse temperature. L’entità della deviazione viene misurata utilizzando il fattore di comprimibilità. Il fattore di compressibilità si ottiene risolvendo per n nella legge del gas ideale: dividendo il prodotto di pressione e volume per il prodotto della costante del gas e della temperatura (PV/RT) per una mole di una data sostanza. In condizioni ideali, questo rapporto tra PV / RT dovrebbe essere esattamente uguale a 1.

Gas reali ad alta pressione

A pressioni più elevate, le molecole di gas sono più vicine in uno spazio. Come risultato di questo affollamento, le molecole di gas sperimentano maggiori forze intermolecolari attraenti. Le forze intermolecolari tengono le molecole più insieme, diminuendo la forza e la frequenza delle collisioni con la parete del contenitore e quindi abbassando la pressione al di sotto dei valori ideali. Inoltre, a pressione più elevata, le molecole occupano una proporzione maggiore del volume del contenitore. Con altre molecole di gas che occupano una proporzione maggiore del volume del contenitore, il volume non occupato del contenitore disponibile per una molecola è più piccolo che in condizioni ideali. Questa diminuzione del volume disponibile provoca un aumento della pressione oltre le condizioni ideali.

Figura 6.14. Fattori approssimativi di compressibilità di tre gas a 250 K.

Gas reali a bassa temperatura

La temperatura influenza anche le deviazioni dal comportamento ideale del gas (Figura 6.15). Quando la temperatura diminuisce, l’energia cinetica media delle particelle di gas diminuisce. Una percentuale maggiore di molecole di gas ha quindi un’energia cinetica insufficiente per superare le forze intermolecolari attraenti degli atomi vicini. Ciò significa che le molecole di gas diventano “più appiccicose” l’una all’altra e si scontrano con le pareti del contenitore con meno frequenza e forza, diminuendo la pressione al di sotto di quella dei valori ideali.

Figura 6.15. Fattore approssimativo di compressibilità dell’azoto a diverse temperature.

L’equazione di van der Waals

Figura 6.16 Johannes Diderik van der Waals

Nel 1873, lo scienziato olandese Johannes van der Waals sviluppò un’equazione che compensa le deviazioni dal comportamento ideale del gas. L’equazione di van der Waals utilizza due costanti aggiuntive determinate sperimentalmente: a, che è un termine per correggere le forze intermolecolari, e b, che corregge il volume delle molecole di gas (Tabella 6.3 “Costanti di van der Waals selezionate per le molecole di gas”).

Va notato che se i nuovi termini a e b sono uguali a zero (in condizioni ideali), l’equazione semplifica di nuovo alla legge del gas ideale: PV = nRT.

Tabella 6.3 Costanti di van der Waals selezionate per le molecole di gas.