O termo "gases reais" entre químicos e físicos é usado para chamar esses gases, cujas propriedades dependem mais diretamente de sua interação intermolecular. Embora em qualquer livro de referência especializado se possa ler que um mol dessas substâncias em condições normais e em estado estacionário ocupa um volume de aproximadamente 22,41108 litros. Tal afirmação é verdadeira apenas para os chamados gases "ideais", para os quais, de acordo com a equação de Clapeyron, as forças de atração e repulsão mútuas das moléculas não atuam, e o volume ocupado por estas últimas é um valor desprezível.
Claro que tais substâncias não existem na natureza, então todos esses argumentos e cálculos são puramente teóricos. Mas gases reais, que se desviam em um grau ou outro das leis da idealidade, são encontrados o tempo todo. Entre as moléculas de tais substâncias sempre existem forças de atração mútua, o que implica que seu volume é um pouco diferente domodelo perfeito derivado. Além disso, todos os gases reais têm diferentes graus de desvio da idealidade.
Mas há uma tendência muito clara aqui: quanto mais o ponto de ebulição de uma substância estiver próximo de zero graus Celsius, mais esse composto será diferente do modelo ideal. A equação de estado para um gás real, de propriedade do físico holandês Johannes Diederik van der Waals, foi derivada por ele em 1873. Esta fórmula, que tem a forma (p + n2a/V2) (V – nb)=nRT, foi comparada com a Equação de Clapeyron (pV=nRT), determinada experimentalmente. A primeira delas leva em consideração as forças de interação molecular, que são influenciadas não apenas pelo tipo de gás, mas também por seu volume, densidade e pressão. A segunda alteração determina o peso molecular de uma substância.
Esses ajustes adquirem o papel mais significativo em alta pressão de gás. Por exemplo, para nitrogênio em um indicador de 80 atm. os cálculos diferirão do ideal em cerca de cinco por cento e, com um aumento da pressão para quatrocentas atmosferas, a diferença já chegará a cem por cento. Segue-se que as leis de um modelo de gás ideal são muito aproximadas. O desvio deles é quantitativo e qualitativo. A primeira se manifesta no fato de que a equação de Clapeyron é observada para todas as substâncias gasosas reais de maneira muito aproximada. Os desvios qualitativos são muito mais profundos.
Os gases reais podem ser convertidos eem um estado líquido e em um estado sólido de agregação, o que seria impossível se eles seguissem estritamente a equação de Clapeyron. As forças intermoleculares que atuam sobre tais substâncias levam à formação de vários compostos químicos. Novamente, isso não é possível em um sistema de gás ideal teórico. As ligações formadas dessa maneira são chamadas de ligações químicas ou de valência. No caso em que um gás real é ionizado, começam a aparecer nele as forças de atração de Coulomb, que determinam o comportamento, por exemplo, de um plasma, que é uma substância ionizada quase neutra. Isso é especialmente relevante à luz do fato de que a física de plasma hoje é uma disciplina científica vasta e em rápido desenvolvimento, que tem uma aplicação extremamente ampla na astrofísica, na teoria da propagação do sinal de ondas de rádio e no problema das reações nucleares e termonucleares controladas.
As ligações químicas em gases reais por sua natureza praticamente não diferem das forças moleculares. Tanto essas como outras, em geral, são reduzidas à interação elétrica entre cargas elementares, a partir das quais é construída toda a estrutura atômica e molecular da matéria. No entanto, uma compreensão completa das forças moleculares e químicas só se tornou possível com o advento da mecânica quântica.
Vale a pena reconhecer que nem todo estado da matéria compatível com a equação do físico holandês pode ser implementado na prática. Isso também requer o fator de sua estabilidade termodinâmica. Uma das condições importantes para a estabilidade de uma substância é que emNa equação da pressão isotérmica, uma tendência à diminuição do volume total do corpo deve ser rigorosamente observada. Em outras palavras, à medida que o valor de V aumenta, todas as isotermas do gás real devem cair continuamente. Enquanto isso, nas parcelas isotérmicas de van der Waals, seções ascendentes são observadas abaixo da marca de temperatura crítica. Pontos situados em tais zonas correspondem a um estado instável da matéria, que não pode ser realizado na prática.
