Gaz idealny to taki, który jest dokładnie zgodny z założeniami kinetycznej teorii molekularnej, gdzie objętość zajmowana przez cząstki gazu jest znikoma w stosunku do całkowitej objętości pojemnika i nie ma znaczących międzycząsteczkowych atrakcji ani odpychania.

gazy rzeczywiste mogą odbiegać od idealnego zachowania, zwłaszcza przy wysokich ciśnieniach i niskich temperaturach. Zakres odchylenia mierzy się za pomocą współczynnika ściśliwości. Współczynnik ściśliwości otrzymuje się rozwiązując dla N w prawie gazu idealnego: dzielenie iloczynu ciśnienia i objętości przez iloczyn stałej gazowej i temperatury (PV / RT) dla jednego mola danej substancji. W idealnych warunkach ten stosunek PV / RT powinien być dokładnie równy 1.

prawdziwe Gazy pod Wysokim Ciśnieniem

przy wyższych ciśnieniach cząsteczki gazu są bliżej siebie w przestrzeni. W wyniku tego tłoczenia cząsteczki gazu doświadczają bardziej atrakcyjnych sił międzycząsteczkowych. Siły międzycząsteczkowe bardziej trzymają cząsteczki razem, zmniejszając siłę i częstotliwość zderzeń ze ścianą pojemnika, a tym samym obniżając ciśnienie poniżej idealnych wartości. Również przy wyższym ciśnieniu cząsteczki zajmują większą część objętości pojemnika. W przypadku innych cząsteczek gazu, które zajmują większą część objętości pojemnika, niezajęta objętość pojemnika dostępna dla jednej cząsteczki jest mniejsza niż w idealnych warunkach. Ten spadek dostępnej objętości powoduje wzrost ciśnienia poza idealnymi warunkami.

rysunek 6.14. Przybliżone współczynniki ściśliwości trzech gazów w temperaturze 250 K.

gazy rzeczywiste w niskiej temperaturze

temperatura wpływa również na odchylenia od zachowania gazu idealnego (rysunek 6.15). Wraz ze spadkiem temperatury zmniejsza się średnia energia kinetyczna cząstek gazu. Większa część cząsteczek gazu ma zatem niewystarczającą energię kinetyczną, aby pokonać atrakcyjne siły międzycząsteczkowe z sąsiednich atomów. Oznacza to, że cząsteczki gazu stają się „lepkie” względem siebie i zderzają się ze ściankami pojemnika z mniejszą częstotliwością i siłą, zmniejszając ciśnienie poniżej idealnych wartości.

rysunek 6.15. Przybliżony współczynnik ściśliwości azotu w różnych temperaturach.

równanie van der Waalsa

rysunek 6.16 Johannes Diderik van der Waals

w 1873 roku Holenderski Naukowiec Johannes van der Waals opracował równanie, które kompensuje odchylenia od zachowania gazu idealnego. Równanie van der Waalsa wykorzystuje dwie dodatkowe ustalone doświadczalnie stałe: a, która jest terminem korygującym dla sił międzycząsteczkowych, oraz b, która koryguje dla objętości cząsteczek gazu (tabela 6.3 „wybrane stałe van der Waalsa dla cząsteczek gazu”).

należy zauważyć, że jeśli nowe wyrażenia a i b są równe zero (w warunkach idealnych), równanie upraszcza się z powrotem do prawa gazu idealnego: PV = nRT.

tabela 6.3 wybrane stałe van der Waalsa dla cząsteczek gazu.