Реальні гази

При такому розташуванні молекул між ними діють сили притягання, які виникли за рахунок взаємодії постійних диполів. Ці сили називаються орієнтаційними. Вони змушують молекули зближуватися і міцно взаємно притягатися (мал. 2).

Мал. 2. Схема взаємодії полярної і неполярної молекул

Якщо є дві близько розташовані молекули, одна з яких полярна, а інша — неполярна, то під дією електричного поля, створюваного полярною молекулою, у неполярній утворюється диполь (мал. 2).

Подальша взаємодія відбувається аналогічно до орієнтаційної. У силу того, що диполь у неполярній молекулі індукується електричним полем полярної, то й сили називаються індукційними. Принципово інакше відбувається взаємодія двох неполярних молекул. Сили, що обумовлюють цю взаємодію, одержали назву дисперсійних, і їхню природу вдалося встановити лише в 1930 р. Нехай є два атоми інертного газу, близько розташовані один до одного (мал. 3, а).

Мал. 3. Схема моделі дисперсійної взаємодії

Завдяки тому, що електрони атомів знаходяться в постійному обертанні, а ядра невпинно коливаються, то в кожному з атомів завжди може виникнути тимчасове зміщення деяких електронних орбіт щодо ядра, а услід за цим — виникнення тимчасового диполя. Кожен із таких диполів впливатиме своїми зарядами на орієнтацію подібного тимчасового диполя, виникаючого в сусідньому атомі (мал. З, б). Цей вплив буде невипадковим. Перевага віддається тій орієнтації диполів, коли межують різнойменні полюси (мал. З, в). Диполі, що виникають у такий спосіб, можуть існувати лише протягом дуже короткого часу, однак краща орієнтація частинок зберігатиметься при кожній наступній появі диполів.

Рівняння Ван-дер-Ваальса

Щоб описати стан реальних газів, необхідно врахувати розміри молекул і їхню взаємодію між собою, тому модель ідеального газу й рівняння Клапейрона—Менделєєва, що описують ідеальний газ, для реальних газів непридатні.

Враховуючи власний об'єм молекул і сили міжмолекулярної взаємодії, Ван-дер-Ваальс вивів рівняння стану реального газу, увівши поправку в рівняння Клапейрона—Менделєєва.

Поправка на власний об'єм молекул

Кожна молекула реального газу має об'єм

Тому молекули реального газу рухаються в посудині менш вільно, ніж молекули ідеального газу, власний об'єм яких прийнято за нульовий. Ван-дер-Ваальс врахував власний об'єм молекул газу шляхом заміни в рівнянні Клапейрона— Менделєєва повного об'єму судини Vm, що займає 1 моль газу, на «вільний» об'єм:

де b — поправка Ван-дер-Ваальса, що залежить від власного об'єму молекул. Поправка і у 4 рази більша за власний об'єм всіх NK молекул одного моль газу:

Якщо об'єм вимірюється в м3, то b має розмірність м3/моль. b залежить від ефективного діаметра молекули, тобто від хімічної природи газу.

Поправка на притягання молекул

Дія сил притягання газу призводить до появи додаткового тиску на газ, що називають внутрішнім тиском. За обчисленнями Ван-дер-Ваальса, внутрішній тиск обернено пропорційний до квадрата молярного об'єму: . де а — постійна Ван-дер-Ваальса, що характеризує сили міжмолекулярного притягання.

Врахувавши всі ці поправки, ми одержуємо рівняння Ван-дер-Ваальса для 1 моль реального газу: