Le terme « gaz réels » parmi les chimistes et les physiciens est utilisé pour désigner ces gaz, dont les propriétés dépendent le plus directement de leur interaction intermoléculaire. Bien que dans n'importe quel ouvrage de référence spécialisé, on puisse lire qu'une mole de ces substances dans des conditions normales et à l'état d'équilibre occupe un volume d'environ 22,41108 litres. Une telle affirmation n'est vraie que pour les gaz dits "idéaux", pour lesquels, conformément à l'équation de Clapeyron, les forces d'attraction et de répulsion mutuelles des molécules n'agissent pas, et le volume occupé par ces dernières est une valeur négligeable.
Bien sûr, de telles substances n'existent pas dans la nature, donc tous ces arguments et calculs sont purement théoriques. Mais les gaz réels, qui s'écartent à un degré ou à un autre des lois de l'idéalité, se trouvent tout le temps. Entre les molécules de telles substances, il y a toujours des forces d'attraction mutuelle, ce qui implique que leur volume est quelque peu différent demodèle parfait dérivé. De plus, tous les gaz réels ont différents degrés d'écart par rapport à l'idéalité.
Mais il y a une tendance très nette ici: plus le point d'ébullition d'une substance est proche de zéro degré Celsius, plus ce composé s'écartera du modèle idéal. L'équation d'état d'un gaz réel, détenue par le physicien néerlandais Johannes Diederik van der Waals, a été dérivée par lui en 1873. Cette formule, qui a la forme (p + n2a/V2) (V – nb)=nRT, a été comparée à la Équation de Clapeyron (pV=nRT), déterminée expérimentalement. Le premier d'entre eux prend en compte les forces d'interaction moléculaire, qui sont influencées non seulement par le type de gaz, mais aussi par son volume, sa densité et sa pression. Le deuxième amendement détermine le poids moléculaire d'une substance.
Ces ajustements acquièrent le rôle le plus important à haute pression de gaz. Par exemple, pour l'azote à un indicateur de 80 atm. les calculs différeront de l'idéal d'environ cinq pour cent, et avec une augmentation de la pression à quatre cents atmosphères, la différence atteindra déjà cent pour cent. Il s'ensuit que les lois d'un modèle de gaz parfait sont très approximatives. L'écart par rapport à eux est à la fois quantitatif et qualitatif. La première se manifeste dans le fait que l'équation de Clapeyron s'observe très approximativement pour toutes les substances gazeuses réelles. Les écarts qualitatifs sont bien plus profonds.
Les gaz réels peuvent très bien être convertis etdans un liquide, et dans un état solide d'agrégation, ce qui serait impossible s'ils suivaient strictement l'équation de Clapeyron. Les forces intermoléculaires agissant sur ces substances conduisent à la formation de divers composés chimiques. Encore une fois, cela n'est pas possible dans un système de gaz parfait théorique. Les liaisons ainsi formées sont appelées liaisons chimiques ou de valence. Dans le cas où un gaz réel est ionisé, les forces d'attraction de Coulomb commencent à y apparaître, qui déterminent le comportement, par exemple, d'un plasma, qui est une substance ionisée quasi neutre. Ceci est particulièrement pertinent compte tenu du fait que la physique des plasmas est aujourd'hui une vaste discipline scientifique en développement rapide, qui a une application extrêmement large en astrophysique, la théorie de la propagation des signaux radio et le problème des réactions nucléaires et thermonucléaires contrôlées.
De par leur nature, les liaisons chimiques dans les gaz réels ne diffèrent pratiquement pas des forces moléculaires. Ceux-ci et d'autres, en gros, sont réduits à l'interaction électrique entre les charges élémentaires, à partir desquelles toute la structure atomique et moléculaire de la matière est construite. Cependant, une compréhension complète des forces moléculaires et chimiques n'est devenue possible qu'avec l'avènement de la mécanique quantique.
Il convient de reconnaître que tous les états de la matière compatibles avec l'équation du physicien néerlandais ne peuvent pas être mis en œuvre dans la pratique. Cela nécessite également le facteur de leur stabilité thermodynamique. L'une des conditions importantes pour une telle stabilité d'une substance est que, dansDans l'équation de pression isotherme, une tendance à la diminution du volume total du corps doit être strictement observée. En d'autres termes, à mesure que la valeur de V augmente, toutes les isothermes du gaz réel doivent baisser régulièrement. Pendant ce temps, sur les parcelles isothermes de van der Waals, des sections montantes sont observées en dessous de la marque de température critique. Les points situés dans de telles zones correspondent à un état instable de la matière, qui ne peut être réalisé en pratique.
