А если посчитать по уравнению Ван-дер-Ваальса для реальных газов? Ведь при давлениях в сотни атмосфер метан вряд ли останется идеальным газом. В уравнении Ван-дер-Ваальса вводятся поправки "a" и "b" на взаимодействие молекул и на их собственный объем: (P + n^2a/V^2)(V - nb) = nRT, где n - число молей, Р - давление, V - объем. Отсюда легко рассчитать давление: P = nRT/(V - bn) - n^2a/V^2.
Константы Ван-дер-Ваальса для разных газов в разных справочниках даются с разными размерностями, причем иногда эти размерности не согласуются друг с другом. Например, для константы "а" размерность объема дается в кубических метрах, а для b размерность объема дается в кубических сантиметрах. На сайте http://chemanalytica<wbr />.com/book/novyy_sprav<wbr />ochnik_khimika_i_tekh<wbr />nologa/12_obshchie_sv<wbr />edeniya/6070
приведены согласующиеся константы Ван-дер-Ваальса. Так для метана а = 0,0449 см3.атм, b = 0,00191 см3. Ну, раз атмосферы, то для газовой постоянной нужно использовать не 8,31 Дж/(моль.К), а 0,082 л.атм/(моль.К), и тогда ответ будет сразу в атмосферах. Пусть в рассматриваемой задаче емкость для жидкого метана (при температуре его кипения) имеет объем 1 л, метана в ней 415 г или 25,94 моль. Тогда, для давления из уравнения Ван-дер-Ваальса получим Р = 624,3 атм, что практически не отличается от значения, приведенного Рафаилом. А если посчитать давление для идеального газа P = nRT/V, то получим 6,32.10^7 Па = 623 атм. А это значит, что метан близок к идеальному газу даже при больших давлениях (недаром у него низкая температура кипения: -163°С). А вот если взять изобутан (он кипит при -11,7°С), то константы Ван-дер-Ваальса для него будут сильно отличаться от "метановых": а = 0,02564, b = 0,005098 (в тех же единицах). Правда, изобутан при больших давлениях при комнатной температуре превратится в жидкость, так что подобный расчет для него не имеет смысла. А нужно использовать другое уравнение: зависимость давление паров от температуры. Но это совсем другая задача.
