Unter Chemikern und Physikern wird der Begriff "echte Gase" verwendet, um solche Gase zu bezeichnen, deren Eigenschaften am unmittelbarsten von ihrer intermolekularen Wechselwirkung abhängen. Obwohl man in jedem Fachbuch nachlesen kann, dass ein Mol dieser Substanzen unter normalen Bedingungen und im stationären Zustand ein Volumen von ungefähr 22,41108 Litern einnimmt. Eine solche Aussage gilt nur für die sogenannten "idealen" Gase, für die gemäß der Clapeyron-Gleichung die Kräfte der gegenseitigen Anziehung und Abstoßung von Molekülen nicht wirken und das von letzteren eingenommene Volumen einen vernachlässigbaren Wert hat.
Natürlich gibt es solche Substanzen nicht in der Natur, daher sind all diese Argumente und Berechnungen rein theoretischer Natur. Aber immer wieder findet man echte Gase, die mehr oder weniger von den Gesetzen der Idealität abweichen. Zwischen den Molekülen solcher Substanzen bestehen immer gegenseitige Anziehungskräfte, was bedeutet, dass ihr Volumen etwas unterschiedlich istabgeleitetes perfektes Modell. Darüber hinaus weisen alle realen Gase unterschiedliche Abweichungen vom Idealzustand auf.
Aber hier gibt es einen ganz klaren Trend: Je mehr der Siedepunkt einer Substanz nahe null Grad Celsius liegt, desto mehr weicht diese Verbindung vom idealen Modell ab. Die Zustandsgleichung für ein reales Gas, die dem niederländischen Physiker Johannes Diederik van der Waals gehört, wurde 1873 von ihm hergeleitet. Diese Formel, die die Form hat (p + n2a/V2) (V – nb)=nRT, wurde mit der verglichen Clapeyron-Gleichung (pV=nRT), experimentell bestimmt. Die erste berücksichtigt die molekularen Wechselwirkungskräfte, die nicht nur von der Art des Gases, sondern auch von dessen Volumen, Dichte und Druck beeinflusst werden. Die zweite Änderung bestimmt das Molekulargewicht einer Substanz.
Diese Anpassungen spielen bei hohem Gasdruck die größte Rolle. Zum Beispiel für Stickstoff bei einem Indikator von 80 atm. Berechnungen werden um etwa fünf Prozent vom Ideal abweichen, und bei einer Druckerhöhung auf vierhundert Atmosphären erreicht der Unterschied bereits hundert Prozent. Daraus folgt, dass die Gesetze eines idealen Gasmodells sehr ungefähr sind. Die Abweichung von ihnen ist sowohl quantitativ als auch qualitativ. Die erste äußert sich darin, dass die Clapeyron-Gleichung für alle realen gasförmigen Stoffe sehr annähernd eingeh alten wird. Qualitative Abweichungen sind viel tiefer.
Echte Gase lassen sich gut umwandeln undin einen flüssigen und in einen festen Aggregatzustand, was unmöglich wäre, wenn sie sich strikt an die Clapeyron-Gleichung h alten würden. Auf solche Substanzen einwirkende intermolekulare Kräfte führen zur Bildung verschiedener chemischer Verbindungen. Auch dies ist in einem theoretischen idealen Gassystem nicht möglich. Die auf diese Weise gebildeten Bindungen werden chemische oder Valenzbindungen genannt. Wenn ein reales Gas ionisiert wird, beginnen darin die Coulomb-Anziehungskräfte aufzutreten, die beispielsweise das Verh alten eines Plasmas bestimmen, das eine quasi neutrale ionisierte Substanz ist. Dies ist besonders relevant angesichts der Tatsache, dass die Plasmaphysik heute eine riesige, sich schnell entwickelnde wissenschaftliche Disziplin ist, die eine extrem breite Anwendung in der Astrophysik, der Theorie der Ausbreitung von Funkwellensignalen und dem Problem kontrollierter nuklearer und thermonuklearer Reaktionen hat.
Chemische Bindungen in realen Gasen unterscheiden sich von Natur aus praktisch nicht von molekularen Kräften. Sowohl diese als auch andere werden im Großen und Ganzen auf die elektrische Wechselwirkung zwischen Elementarladungen reduziert, aus denen die gesamte atomare und molekulare Struktur der Materie aufgebaut ist. Ein vollständiges Verständnis der molekularen und chemischen Kräfte wurde jedoch erst mit dem Aufkommen der Quantenmechanik möglich.
Es ist erwähnenswert, dass nicht jeder Zustand der Materie, der mit der Gleichung des niederländischen Physikers kompatibel ist, in die Praxis umgesetzt werden kann. Dies erfordert auch den Faktor ihrer thermodynamischen Stabilität. Eine der wichtigen Bedingungen für eine solche Stabilität einer Substanz ist die inBei der isothermen Druckgleichung ist eine Tendenz zur Abnahme des Gesamtvolumens des Körpers unbedingt zu beachten. Mit anderen Worten, wenn der Wert von V zunimmt, müssen alle Isothermen des realen Gases stetig fallen. Unterdessen werden auf den Van-der-Waals-Isothermendiagrammen ansteigende Abschnitte unterhalb der kritischen Temperaturmarke beobachtet. Punkte, die in solchen Zonen liegen, entsprechen einem instabilen Materiezustand, der in der Praxis nicht realisierbar ist.
