Уравнение состояния реальных газов

В реальных газах существенны силы межмолекулярных взаимодействий и нельзя пренебречь собственным объемом молекул.

Наличие межмолекулярных сил отталкивания приводит к тому, что молекулы могут сближаться между собой только до некоторого минимального расстояния. Поэтому можно считать, что свободный объем для движения молекул будет равен v-b (b — наименьший объем, до которого можно сжать газ). В соответствии с этим давление реальных газов увели;

v.

чивается по сравнению с идеальным в отношении-, т. е.

v-b

Силы притяжения действуют в том же направлении, что и внешнее давление, и приводят к возникновению молекулярного (или внутреннего) давления. Сила молекулярного притяжения каких-либо двух малых частей газа пропорциональна произведению числа молекул в каждой из этих частей, т. е. квадрату плотности. Поэтому молекулярное давление обратно пропорционально квадрату удельного объема газа (р_мол = a/v²), где а — коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа.

Отсюда уравнение Ван-дер-Ваальса (1873 г.):

или При больших удельных объемах v и сравнительно невысоких давлениях р реального газа уравнение Ван-дер-Ваальса превращается в уравнение состояния идеального газа Клапейрона.

Уравнение Ван-дер-Ваальса с качественной стороны достаточно хорошо описывает свойства реального газа, но результаты численных расчетов не всегда согласуются с экспериментальными.