Чем больше плотность газа, т. е. чем меньше расстояние между его частицами, тем больше такой газ отклоняется от идеального состояния. Это обстоятельство вызывает необходимость внести соответствующие поправки в уравнение (6.1) для идеальных газов: внешнее измеряемое давление Р газа должно быть увеличено за счет сил взаимного притяжения его частиц, а объем V – уменьшен на величину объема, занимаемого массой частиц. Силы взаимного притяжения частиц, называемые вандерваальсовыми силами, могут рассматриваться как внутреннее давление газа, и величина их в первом приближении обратно пропорциональна квадрату объема, занимаемого газом. Таким образом, реальное состояние газа можно выразить следующими уравнениями ( Ван-дер-Ваальса)

для 1 моля:

(Р + а/V²) (V – b) = RТ, откуда Р = (RТ/ V – b) – а/ V². (8.1)

для n молей:

[Р + а(n/V)²] (V – nb), откуда Р = n(RТ/ V – nb) – nа/ V², (8.1а) где а и b – константы, зависящие от природы газа. Значения констант для некоторых газов приведены в таблицах.

В связи с тем, что уравнения (8.1) и (8.1а) сравнительно громоздки, в расчетной практике для реальных газов обычно пользуются уравнением Клайперона-Менделеева, вводя в него коэффициент сжимаемости ξ.

Уравнение состояния для сжатого газа:

,

где ξ – коэффициент сжимаемости, вычисляемый по уравнению:

,

где σ – характеристический коэффициент.

Значение характеристического коэффициента в диапазоне давлений 9,8·10⁶ - 9,8·10⁷ Па (100-1000 атм.) и температур 293-473 К могут быть определены по следующим уравнениям:

для азота σ = 0,801+1,269·10^-8 р + 4,33·10^-4 (Т-273);

для водорода σ = 0,990+7,352·10^-9 р + 3,76·10^-4 (Т-273);

для азото-водородной смеси σ = 0,973+8,341·10^-9 р + 3,81·10^-4 (Т-273);

для воздуха в пределах от 19,6·10⁶ до 9,8·10⁷ Па (200-1000 атм.)

σ = 0,767+1,231·10^-8 р + 4,32·10^-4 (Т-273).

Число молекул в 1 моле газа 6,023·1023 Число молекул в 1 см3 газа при н.у. 2,687·1019