физическими способами (напр., из скорости звука в Г.). Закон Клаузиуса позволяет вывести простые соотношения между объемом v, давлением р и температурой Т в случае адиабатических процессов (см.), а также простые выражения для ряда термодинамических функций идеальных газов (энергии, энтропии, потенциалов и пр.).
Перечисленные законы характеризуют собою индивидуальные идеальные Г.; в случае смеси идеальных Г. мы постулируем следующее положение: свободная энергия (см.) смеси идеальных Г. равна сумме свободных энергий отдельных Г., взятых при той же температуре в объеме смеси.
Как следствие из этого постулата вытекает: 6) Закон Дальтона: давление смеси идеальных Г. равно сумме парциальных давлений отдельных Г., составляющих смесь, т. е. тех давлений, к-рые производил бы каждый Т. в отдельности, если бы он был взят при той же температуре в объеме смеси. — Из данных термодинамики и этого постулата вытекает также знаменитый парадокс Гиббса, состоящий в следующем. При смешении идеальных Г. при постоянной температуре и давлении происходит увеличение их энтропии (см.); это увеличение энтропии зависит только от количества газов (молекул или грамм-молекул), но не от рода Г.; отсюда следует, что при смешении различных порций одного и того же газа энтропия его должна возрастать. Путем рассмотрения макроскопических свойств Г.
(свойств Г. в целом) этот парадокс не может быть разрешен; повидимому, его объяснение следует искать в кинетическойтеории газов (см.). Эта теория построена на предположении, что Г. состоят из множества отдельных молекул — материальных точек, или абсолютно упругих телец определенного размера и веса, которые при обычных давлениях находятся на расстояниях, значительно превышающих их размеры. В случае идеальных Г. предполагается, что между молекулами нет никаких взаимодействий; молекулы движутся' прямолинейно от столкновения до столкновения с другими молекулами или со стенками сосуда, при столкновениях же ведут себя по законам удара упругих тел. Кинетическая теория позволила очень хорошо объяснить ряд свойств Г. и происходящих в них явлений: явления вязкости, диффузии и теплопроводности (см.).
Реальные газы, в зависимости от температуры и давления, в большей или меньшей степени уклоняются от всех указанных выше законов идеальных Г. Произведение pv (закон Бойля) для них непостоянно; на рисунке показано как изменяется у углекислоты произведение pv с изменением давления при разных температурах; при каждой температуре имеется давление, для к-рого pv имеет минимальное значение (через такие минимумы проведена прерывистая кривая); при температурах ниже некоторой температуры, называемой критической, которая характерна для каждого Г., кривая претерпевает разрыв (вертикальные прямые внутри точечной кривой); ниже критической температуры вещество находится или в парообразном состоянии (прималых давлениях) или в жидком состоянии (при высших давлениях); выше критической температуры газ никаким давлением нельзя превратить в жидкость; термин «Г.» следует прилагать к состоянию вещества, находящегося выше критической температуры. Рассмотрение кривых на рис. показывает, что всегда существует температура, при к-рой произведение pv дает горизонтальную прямую на некотором протяжении
давления; в этом участке применимо уравнение pv=RT' такая температура называется Бойлевой температурой, для воздуха она равна 55°, для углекислоты лежит между 500—600°.
У реальных газов коэффициент теплового расширения av и температурный коэффициент давления ар в уравнениях ШарляГей-Люссака не равны друг другу и зависят от температуры и давления (соотв. объема). В виду того, что реальные Г. уклоняются от законов Бойля-Мариотта и Шарля-Гей-Люссака, понятно, что в уравнение состояния реальных Г. необходимо ввести, по крайней мере, две поправки: поправку на давление, т. к. надо учесть, кроме внешнего давления, еще внутреннее, являющееся результатом сил притяжения между молекулами, и поправку на объем самих молекул. Предложено несколько десятков уравнений состояния реальных Г., простейшим из них, являющимся вторым приближением к действительности (перцое приближение pv — RT), считается уравнение Ван-дер-Ваалъса (см.) (р + ^) (р — RT, в котором а и Ъ — постоянные величины, характернее зующие природу газа; — поправка на внутреннее давление, Ъ — объемная поправка. Это уравнение дает хороший качественный, но не количественный ответ о поведении Г.; в действительности, величины а и Ъ являются функциями температуры и давления. Для количественного учета поведения реальных Г. приходится составлять очень сложные эмпирические уравнения (Камерлинг-Оннес). Понятно, что в случае реальных Г. неточен и закон Дальтона; соответствующие поправки обычно вводятся на основании более сложных уравнений состояния, напр., уравнения Ван-дер-Ваальса. Приближенный характер имеет так10*
