Il termine "gas reali" tra chimici e fisici è usato per chiamare tali gas, le cui proprietà dipendono più direttamente dalla loro interazione intermolecolare. Sebbene in qualsiasi libro di riferimento specializzato si possa leggere che una mole di queste sostanze in condizioni normali e allo stato stazionario occupa un volume di circa 22,41108 litri. Tale affermazione è vera solo per i cosiddetti gas "ideali", per i quali, secondo l'equazione di Clapeyron, le forze di attrazione e repulsione reciproca delle molecole non agiscono e il volume occupato da queste ultime è un valore trascurabile.
Ovviamente, tali sostanze non esistono in natura, quindi tutte queste argomentazioni e calcoli sono puramente teorici. Ma i gas reali, che deviano in un modo o nell' altro dalle leggi dell'idealità, si trovano continuamente. Tra le molecole di tali sostanze ci sono sempre forze di attrazione reciproca, il che implica che il loro volume è in qualche modo diverso damodello perfetto derivato. Inoltre, tutti i gas reali hanno diversi gradi di deviazione dall'idealità.
Ma qui c'è una tendenza molto chiara: più il punto di ebollizione di una sostanza è vicino a zero gradi Celsius, più questo composto differirà dal modello ideale. L'equazione di stato per un gas reale, di proprietà del fisico olandese Johannes Diederik van der Waals, fu da lui derivata nel 1873. Questa formula, che ha la forma (p + n2a/V2) (V – nb)=nRT, è stata confrontata con la Equazione di Clapeyron (pV=nRT), determinata sperimentalmente. Il primo di questi tiene conto delle forze di interazione molecolare, che sono influenzate non solo dal tipo di gas, ma anche dal suo volume, densità e pressione. Il secondo emendamento determina il peso molecolare di una sostanza.
Queste regolazioni acquisiscono il ruolo più significativo ad alta pressione del gas. Ad esempio, per l'azoto a un indicatore di 80 atm. i calcoli differiranno dall'ideale di circa il cinque percento e, con un aumento della pressione a quattrocento atmosfere, la differenza raggiungerà già il cento per cento. Ne consegue che le leggi di un modello di gas perfetto sono molto approssimative. La deviazione da essi è sia quantitativa che qualitativa. Il primo si manifesta nel fatto che l'equazione di Clapeyron si osserva molto approssimativamente per tutte le sostanze gassose reali. Le deviazioni qualitative sono molto più profonde.
I gas reali possono benissimo essere convertiti ein un liquido e in uno stato solido di aggregazione, cosa impossibile se seguissero rigorosamente l'equazione di Clapeyron. Le forze intermolecolari che agiscono su tali sostanze portano alla formazione di vari composti chimici. Ancora una volta, questo non è possibile in un sistema teorico di gas ideali. I legami formati in questo modo sono chiamati legami chimici o di valenza. Nel caso in cui un gas reale venga ionizzato, in esso iniziano a comparire le forze di attrazione di Coulomb che determinano il comportamento, ad esempio, di un plasma, che è una sostanza ionizzata quasi neutra. Ciò è particolarmente rilevante alla luce del fatto che la fisica del plasma oggi è una disciplina scientifica vasta e in rapido sviluppo, che ha un'applicazione estremamente ampia in astrofisica, nella teoria della propagazione del segnale delle onde radio e nel problema delle reazioni nucleari e termonucleari controllate.
I legami chimici nei gas reali per loro natura praticamente non differiscono dalle forze molecolari. Sia quelli che gli altri, in generale, sono ridotti all'interazione elettrica tra cariche elementari, da cui è costruita l'intera struttura atomica e molecolare della materia. Tuttavia, una piena comprensione delle forze molecolari e chimiche divenne possibile solo con l'avvento della meccanica quantistica.
Vale la pena riconoscere che non tutti gli stati della materia compatibili con l'equazione del fisico olandese possono essere implementati nella pratica. Ciò richiede anche il fattore della loro stabilità termodinamica. Una delle condizioni importanti per tale stabilità di una sostanza è che inNell'equazione della pressione isotermica, è necessario osservare rigorosamente una tendenza alla diminuzione del volume totale del corpo. In altre parole, all'aumentare del valore di V, tutte le isoterme del gas reale devono diminuire costantemente. Nel frattempo, sui lotti isotermici di van der Waals, si osservano sezioni in aumento al di sotto della temperatura critica. I punti che si trovano in tali zone corrispondono a uno stato instabile della materia, che non può essere realizzato nella pratica.
