"वास्तविक गैसें सभी परिस्थितियों में बॉयल के नियम,चार्ल्स के नियम और आवोगाद्रो के नियम का पूर्णतः पालन नहीं करती हैं।" समझाइए।

(A) बॉयल के नियम के अनुसार $pV$ बनाम $p$ ग्राफ द्वारा स्पष्टीकरण: सैद्धांतिक रूप से $pV = nRT$ है। यदि हम स्थिर तापमान $(T)$ पर $pV$ बनाम $p$ का ग्राफ खींचते हैं,तो हमें $X$-अक्ष के समानांतर एक सीधी रेखा मिलनी चाहिए क्योंकि बॉयल के नियम के अनुसार आदर्श गैस के लिए $pV$ स्थिर रहता है।
वास्तविकता में,$pV$ बनाम $p$ ग्राफ एक सीधी रेखा नहीं है। स्थिर तापमान पर वास्तविक गैसों के लिए प्रयोगात्मक डेटा आदर्श व्यवहार से महत्वपूर्ण विचलन दिखाते हैं।
ग्राफ प्रकार-$1$: $H_2$ और $He$ जैसी गैसों के लिए,दबाव $(p)$ बढ़ने के साथ $pV$ का मान लगातार बढ़ता है।
ग्राफ प्रकार-$2$: $CO$ और $CH_4$ जैसी वास्तविक गैसों के लिए,वक्र पहले आदर्श व्यवहार से ऋणात्मक विचलन दिखाता है,जिसका अर्थ है कि दबाव बढ़ने पर $pV$ के मान घटते हैं।
- गैस की प्रकृति के अनुसार $pV$ के मान एक न्यूनतम मान तक पहुँचते हैं (अधिकतम ऋणात्मक विचलन)। इस बिंदु के बाद,दबाव बढ़ाने पर $pV$ का मान बढ़ता है और यह आदर्श गैस रेखा को काटता है जहाँ विचलन शून्य हो जाता है।
- इसके बाद दबाव बढ़ाने पर निरंतर धनात्मक विचलन देखा जाता है।
इस प्रकार,यह निष्कर्ष निकलता है कि "वास्तविक गैसें सभी परिस्थितियों में आदर्श गैस समीकरण का पूर्णतः पालन नहीं करती हैं।"