Понятие идеального и реального газа. Газовые законы

pV = RT[1 + B(T)/v + C(T)/v2 + ...],
где p – давление, v – мольный объем, Т – абсолютная температура, R – газовая постоянная, В(Т), С(Т) и т. д. – вириальные коэффициенты, зависящие от температуры и характеризующие парные, тройные и т. д. взаимодействия частиц в газе. Качественно верно описывает основные отличия реального газа от идеального уравнение Ван-дер-Ваальса, учитывающее существование сил притяжения между молекулами, действие которых приводит к уменьшению давления газа, и сил отталкивания, препятствующих безграничному сжатию газа.
Кроме уравнения Ван-дер-Ваальса было предложено много других эмпирических уравнений состояния реальных газов. Некоторые из них дают лучшее согласие с опытом за счет большого числа входящих в них феноменологических постоянных. Однако при качественном исследовании поведения реальных газов использование уравнения Ван-дер-Ваальса более удобно, благодаря его простоте и понятному физическому смыслу.
Одной из основных характеристик реальных газов являются размеры молекул. В реальных газах их называют газокинетическими радиусами, и их размер связан с характерными расстояниями, на которых проявляются силы межатомных и межмолекулярных взаимодействий.
В реальных газах возникают неоднородности полей давления и температуры, а также макроскопические потоки, которые приводят к переносу массы – диффузии. Для реальных газов характерна теплопроводность и вязкость. Главная особенность кинетических процессов переноса в реальных газах (в отличие от жидкостей и твердых тел) – наличие механизма столкновения молекул. Поэтому основной характеристикой этих процессов в газах является длина свободного пробега.
Внутренняя энергия реального газа зависит от объема V, то есть от расстояния между молекулами, так как потенциальная энергия молекул определяется их взаимным расположением.
Существование межмолекулярного взаимодействия в той или иной степени сказывается на всех свойствах реальных газов.[5]

2.