en idealisk gas är en som överensstämmer exakt med principerna för den kinetiska molekylära teorin, där volymen som upptas av gaspartiklarna är försumbar i förhållande till behållarens totala volym, och det finns inga märkbara intermolekylära attraktioner eller repulsioner.

verkliga gaser kan avvika från idealiskt beteende, särskilt vid höga tryck och låga temperaturer. Avvikelsens omfattning mäts med hjälp av komprimeringsfaktorn. Komprimeringsfaktorn erhålls genom att lösa för n i den ideala gaslagen: dela produkten av tryck och volym med produkten av gaskonstanten och temperaturen (PV/RT) för en mol av en given substans. Under idealiska förhållanden bör detta förhållande av PV / RT vara exakt lika med 1.

verkliga gaser vid högt tryck

vid högre tryck är gasmolekyler närmare varandra i ett utrymme. Som ett resultat av denna trängsel upplever gasmolekyler större attraktiva intermolekylära krafter. Intermolekylära krafter håller molekyler samman mer, vilket minskar kraften och frekvensen av kollisioner med behållarväggen och därmed sänker trycket under ideala värden. Vid högre tryck upptar molekyler också en större andel av behållarens volym. Med andra gasmolekyler som tar upp en större andel av behållarens volym är den lediga volymen av behållaren som är tillgänglig för någon molekyl mindre än under ideala förhållanden. Denna minskning av tillgänglig volym orsakar en ökning av trycket utöver idealiska förhållanden.

figur 6.14. Ungefärliga komprimeringsfaktorer för tre gaser vid 250 K.

reala gaser vid låg temperatur

temperatur påverkar också avvikelser från idealiskt gasbeteende (figur 6.15). När temperaturen minskar minskar gaspartiklarnas genomsnittliga kinetiska energi. En större andel gasmolekyler har därför otillräcklig kinetisk energi för att övervinna attraktiva intermolekylära krafter från angränsande atomer. Detta innebär att gasmolekyler blir” klibbiga ” mot varandra och kolliderar med behållarens väggar med mindre frekvens och kraft, vilket minskar trycket under idealvärdena.

figur 6.15. Ungefärlig kompressibilitetsfaktor för kväve vid olika temperaturer.

van der Waals ekvation

figur 6.16 Johannes Diderik van der Waals

1873 utvecklade den holländska forskaren Johannes van der Waals en ekvation som kompenserar för avvikelser från idealiskt gasbeteende. Van der Waals-ekvationen använder ytterligare två experimentellt bestämda konstanter: a, som är en term för att korrigera för intermolekylära krafter, och b, som korrigerar för volymen av gasmolekylerna (tabell 6.3 ”utvalda van der Waals konstanter för gasmolekyler”).

det bör noteras att om de nya termerna a och b är lika med noll (under ideala förhållanden) förenklar ekvationen tillbaka till den ideala gaslagen: PV = nRT.

tabell 6.3 utvalda van der Waals-konstanter för gasmolekyler.