un gaz ideal este unul care se conformează exact principiilor teoriei moleculare cinetice, unde volumul ocupat de particulele de gaz este neglijabil în raport cu volumul total al containerului și nu există atracții intermoleculare apreciabile sau repulsii.

gazele reale se pot abate de la comportamentul ideal, în special la presiuni ridicate și temperaturi scăzute. Gradul de abatere este măsurat folosind factorul de compresibilitate. Factorul de compresibilitate se obține prin rezolvarea pentru N în Legea gazului ideal: împărțirea produsului de presiune și volum la produsul Constantei și temperaturii gazului (PV/RT) pentru un mol dintr-o substanță dată. În condiții ideale, acest raport de PV / RT ar trebui să fie exact egal cu 1.

gaze reale la presiune înaltă

la presiuni mai mari, moleculele de gaz sunt mai apropiate într-un spațiu. Ca urmare a acestei aglomerări, moleculele de gaz experimentează forțe intermoleculare mai atractive. Forțele intermoleculare țin moleculele mai mult împreună, diminuând forța și frecvența coliziunilor cu peretele containerului și scăzând astfel presiunea sub valorile ideale. De asemenea, la presiune mai mare, moleculele ocupă o proporție mai mare din volumul recipientului. Cu alte molecule de gaz care ocupă o proporție mai mare din volumul recipientului, volumul neocupat al recipientului disponibil pentru orice moleculă este mai mic decât în condiții ideale. Această scădere a volumului disponibil determină o creștere a presiunii dincolo de condițiile ideale.

figura 6.14. Factori aproximativi de compresibilitate a trei gaze la 250 K.

gazele reale la temperatură scăzută

temperatura influențează, de asemenea, abaterile de la comportamentul ideal al gazului (figura 6.15). Pe măsură ce temperatura scade, energia cinetică medie a particulelor de gaz scade. Prin urmare, o proporție mai mare de molecule de gaz au energie cinetică insuficientă pentru a depăși forțele intermoleculare atractive din atomii vecini. Aceasta înseamnă că moleculele de gaz devin „mai lipicioase” între ele și se ciocnesc cu pereții recipientului cu mai puțină frecvență și forță, scăzând presiunea sub cea a valorilor ideale.

figura 6.15. Factorul de compresibilitate aproximativ al azotului la temperaturi diferite.

ecuația van der Waals

figura 6.16 Johannes Diderik van der Waals

în 1873, omul de știință olandez Johannes van der Waals a dezvoltat o ecuație care compensează abaterile de la comportamentul ideal al gazului. Ecuația van der Waals folosește două constante suplimentare determinate experimental: a, care este un termen de corectat pentru forțele intermoleculare și b, care corectează volumul moleculelor de gaz (tabelul 6.3 „constante van der Waals selectate pentru moleculele de gaz”).

trebuie remarcat faptul că dacă noii termeni a și b sunt egali cu zero (în condiții ideale), ecuația simplifică înapoi la Legea gazului ideal: PV = nRT.

tabelul 6.3 constantele van der Waals selectate pentru moleculele de gaz.