Gaz doskonały to model, słuszny w pełni jedynie dla bardzo rozrzedzonych gazów (wzrost ciśnienia powoduje, że zmniejszają się odległości między cząsteczkami, co trzeba uwzględnić, oraz powoduje wzrost przyciągania cząsteczek), w niezbyt niskich (zaczyna dominować przyciąganie cząsteczek), ani zbyt wysokich temperaturach (zderzenia przestają być sprężyste), jednak może być stosowany w praktyce do niemalże wszystkich gazów w warunkach normalnych. (p = 101,325 kPa T = 273,15 K = 0°C).
I zasada termodynamiki
Zmiana energii wewnętrznej układu równa jest dostarczonemu do układu ciepłu i pracy wykonanej nad układem przez siły zewnętrzne: ΔU = ΔW + δQ
Równanie Clapeyrona to równanie stanu opisujące związek pomiędzy temperaturą, ciśnieniem i objętością gazu doskonałego, a w sposób przybliżony opisujący gazy rzeczywiste. pV = nRT
Przemiana adiabatyczna (Proces adiabatyczny) - proces termodynamiczny, podczas którego wyizolowany układ nie nawiązuje wymiany ciepła, lecz całość energii dostarczana lub odbierana jest z niego jako praca. Przemiana adiabatyczna jest przemianą, w kórej zmieniają się trzy parametry stanu gazu: ciśnienie, objętość i temperatura. Przemiana ta nie wymaga ciepła z otoczenia, dlatego podczas sprężania rośnie jego temperatura, a podczas rozprężania temperatura maleje. Podobnie jak w przypadku sprężania izotermicznego - maleje objętość a rośnie ciśnienie, w sprężaniu adiabatycznym trzeba dodatkowo uwzględnić wzrost ciśnienia gazu (spowodowany wzrostem temperatury).
Przemiana izochoryczna - przemiana gazowa zachodząca przy stałej objętości. p/T i obj. stałe
Przemiana izobaryczna to proces termodynamiczny, podczas którego ciśnienie układu nie ulega zmianie. Procesy izobaryczne mogą zachodzić zarówno w sposób odwracalny, jak i nieodwracalny. Odwracalny proces izobaryczny przedstawia na wykresie krzywa zwana izobarą. Praca wykonana przez układ (lub nad układem) w odwracalnym procesie izobarycznym jest równa ubytkowi (lub przyrostowi) entalpii układu
Przemiana izotermiczna - przemiana gazowa, zachodząca przy określonej, stałej temperaturze. W przemianach tych, zgodnie z prawem Boyla'a-Mariotte'a, ciśnienie gazu doskonałego wywierane na ścianki naczynia jest odwrotnie proporcjonalne do zajmowanej przez niego objętości, co zapisuje się jako: pV = const
Temperatura krytyczna to temperatura, powyżej której dana substancja może znajdować się tylko w stanie gazowym, czyli nie da się gazu skroplić pomimo wzrostu ciśnienia.
Ciśnienie krytyczne - jest ciśnieniem pary nasyconej w temperaturze krytycznej. Ciśnienie krytyczne jest ciśnieniem jakie musi osiągnąć gaz by był skroplony w najwyższej możliwej temperaturze.
Równanie van der Waalsa
Równanie van der Waalsa jest równaniem stanu gazu wiążące parametry stanu gazu ( ciśnienie p, objętość V i temperaturę T).
Wyprowadzone przez van der Waalsa w roku 1873 jako rozszerzenie równania stanu gazu idealnego (równanie Clapeyrona), van der Waals wprowadził poprawkę uwzględniającą objętość cząsteczek gazu (b) oraz oddziaływanie wzajemne cząsteczek gazu (a/V2).
Najczęściej podawane jest dla objętości molowej gazu (dla 1 mola gazu, V = Vm):
Gdzie:
a - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca oddziaływanie między cząsteczkami gazu (cząsteczki gazu przyciągają się, w wyniku czego rzeczywiste ciśnienie gazu na ścianki naczynia jest mniejsze niż w przypadku, gdyby tego oddziaływania nie było)
b - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca skończone rozmiary cząsteczek (cząsteczki zajmują jakąś objętość)
R - uniwersalna stała gazowa
Parametry a i b zgodnie z teorią powinny być związane z parametrami punktu krytycznego gazu, zwanymi też stałymi krytycznymi, które mogą być też w zastosowaniach praktycznych traktowane jako parametry dopasowania:
oraz
gdzie:
Dla dowolnej ilości moli gazu n w objętości V równanie van der Waalsa przybiera postać:
Równanie van der Waalsa stanowi na ogół bardzo dobre przybliżenie równania stanu gazów rzeczywistych, szczególnie dla dużych ciśnień i w temperaturach i ciśnieniu zbliżonych do parametrów skraplania gazu i powyżej.
Jeśli można zaniedbać oddziaływanie między cząsteczkami (a=0) i rozmiary samych cząsteczek (b=0) czyli traktować gaz jako gaz doskonały, to równanie van der Waalsa przechodzi w równanie Clapeyrona. Bardziej ogólnym równaniem opisujacym gazy rzeczywiste jest wirialne równanie stanu gazu.