Nei gas reali, la pressione misurata sperimentalmente è quella del gas perfetto diminuita delle forze di attrazione fra le molecole, mentre il volume che le molecole hanno a disposizione è quello del recipiente diminuito del volume proprio delle molecole (covolume).
Tenendo conto di queste correzioni, per un gas reale vale l’equazione di stato di Van der Waals per i gas reali:
dove a e b sono due costanti che dipendono dalla sostanza in esame (costanti di van der Waals), p, V e T sono pressione, volume e temperatura assoluta, R è la costante universale dei gas e n è il numero di moli. Si noti che, se a e b valgono zero, si ottiene l’equazione di stato dei gas perfetti.
Con certe condizioni di temperatura e pressione il gas può liquefare; la liquefazione è dovuta al fatto che l’attrazione tra le particelle è diventata sufficientemente forte da tenerle unite. Ciò può accadere sia aumentando la pressione (che avvicina le particelle) sia diminuendo la temperatura (che diminuisce la velocità e rende più sensibili le particelle alla forza di attrazione).
Per ogni gas esiste una temperatura (temperatura critica) al di sopra della quale, per quanto si aumenti la pressione, non è possibile la liquefazione. Si dice invece pressione critica la pressione richiesta per la liquefazione di un gas alla temperatura critica. Al di sopra della temperatura critica un aeriforme è un gas, al di sotto è un vapore.
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