Реальные газы. Отличие реальных газов от идеального. Уравнение Ван-Дер-Ваальса.Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Клапейрона — Менделеева. Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объём. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщённым уравнением Менделеева — Клапейрона:
где p — давление; V - объем T — температура; Zr = Zr (p,T) — коэффициент сжимаемости газа; m - масса; М — молярная масса; R — газовая постоянная. Отличие реальных газов от идеального: Молекулы идеального газа не сталкиваются друг с другом, а в реальном газе они движутся сталкиваясь. Идеальный газ поэтому легче рассчитывать. Но в реале идеального газа не существует.
Уравнение Ван-дер-Ваальса — уравнение, связывающее основные термодинамические величины в модели газа Ван-дер-Ваальса. Для более точного описания поведения реальных газов при низких температурах была создана модель газа Ван-дер-Ваальса, учитывающая силы межмолекулярного взаимодействия. В этой модели внутренняя энергия Для одного моля газа Ван-дер-Ваальса оно имеет вид:
где · · · · Видно, что это уравнение фактически является уравнением состояния идеального газа с двумя поправками. Поправка Для
где ·
|
становится функцией не только температуры, но и объёма.
— давление,
— молярный объём,
— абсолютная температура,
— универсальная газовая постоянная.
учитывает силы притяжения между молекулами (давление на стенку уменьшается, так как есть силы, втягивающие молекулы приграничного слоя внутрь), поправка 
— объем молекул газа.
молей газа Ван-дер-Ваальса уравнение состояния выглядит так:
