Van der Walls is die naam van 'n Nederlandse fisikus, JD van der Waals (1837-1923). Die Van der Waals-toestandsvergelyking is 'n toestandsvergelyking van 'n gas, soortgelyk aan die toestandsvergelyking van 'n ideale gas. Die verskil is dat die toestandsvergelyking van 'n ideale gas nie akkurate resultate kan lewer as die druk en digtheid van 'n werklike gas groot genoeg is nie. Terwyl die Van der Waals-toestandsvergelyking meer akkurate resultate kan lewer.
Die bestaan van hierdie vergelyking is afkomstig van Van der Waals, wat die beperkings van die vergelyking van 'n ideale toestand besef het. Waals wysig die toestandsvergelyking van die ideale gas deur verskeie faktore by te voeg wat ook die werklike gastoestand beïnvloed wanneer die druk en digtheid van die werklike gas groot is.
Gasdruk is omgekeerd eweredig aan volume. As die gasdruk toeneem, neem die gasvolume af. Omgekeerd, as die gasvolume afneem, neem die gasdruk toe. Wanneer die gasvolume afneem, neem die gasdigtheid toe (digtheid = massa / volume). Daar kan gesê word dat die druk direk eweredig is aan digtheid. As die gasdruk groot is, is die gasdigtheid ook groot. Omgekeerd, as die gasdruk klein is, is die gasdigtheid ook klein. Gasdruk is ook direk eweredig aan temperatuur. As gasdruk toeneem, neem die gastemperatuur toe. Ons kan aflei dat as die gasdruk toeneem, die temperatuur en digtheid van die gas afneem, terwyl die gasvolume afneem.
Wanneer die gasvolume afneem, word die afstand tussen molekules nader. Wanneer die afstand tussen molekules nader word, trek die molekules mekaar aan. Dis soos wanneer 'n stuk yster naby 'n magneet gebring word. As die afstand tussen die magneet en yster ver genoeg is, kan die magneet nie yster trek nie. Maar as die afstand tussen die magneet en yster nader is, word die yster nader getrek. Wanneer die molekules op die punt staan om te bots, stoot die elektrone aan die buitekant van die molekule mekaar af (elektriese afstoting). Gevolglik kan molekules nie aan mekaar kleef nie. Uit hierdie kort beskrywing kan gesê word dat die trekkrag tussen molekules die gastoestand beïnvloed.
Wanneer die gasdruk groot genoeg is, en die gasvolume kleiner word, word die afstand tussen molekules kleiner. Omdat molekules ook 'n grootte het (atoomdeursnee = 10 -10 m), moet ons ook die volume van hierdie molekules in ag neem.
Van der Waals verlaag 'n toestandsvergelyking, met inagneming van die molekulêre volume en die interaksies wat tussen molekules plaasvind. Die vergelyking afgelei deur Van der Waals is die resultaat van die wysiging van die ideale gastoestandvergelyking PV = n R T. Van der Waals se toestandsvergelyking:
P = gasdruk (N / m² = Pa)
V = gasvolume ( m³ )
R = universele gaskonstante (R = 8.315 J / mol. K = 8315 kJ / kmol. K)
T = temperatuur (K)
a = empiriese konstante (die waarde hang af van die aantrekkingskrag tussen die gasmolekules)
b = empiriese konstante (wat die volume van een mol gasmolekules verteenwoordig)
n = Aantal mol (mol)
bn = totale volume van gasmolekules
Konstantes a en b word deur eksperimente verkry. Die konstante waardes a en b hang af van die tipe gas.
n2 /v2 = die kwadratiese verhouding van die aantal mol (n) met die kwadraat van die volume van gas (V). Die waarde van n2 /v2 hang af van die druk en digtheid van die gas. As die gasdruk (P) groot is, dan is die volume van die gas (V) klein. Hoe kleiner V, hoe groter is n2 /v2Wanneer die gasvolume klein is (n2 /v2 (is groot) is die afstand tussen molekules nader. Hoe nader die afstand tussen molekules, hoe groter is die interaksies tussen hierdie molekules (botsing, saamtrek). Daarom, n2 /v2 is direk eweredig aan 'n konstante (vergelyk met die van der Waals-vergelyking). Hoe groter die waarde van n2 /v2, hoe groter die aantrekkingskrag tussen molekules (a).
Omgekeerd, as die gasdruk (P) klein is, dan word die volume van die gas (V) groter. Hoe meer prominent V is, hoe kleiner n2 /v2Hoe laer die n2 /v2, hoe laer die aantrekkingskrag tussen die molekules.
(V – bn) = Verskil tussen gasvolume en die totale volume van gasmolekules. Die konstante b verteenwoordig die volume van een mol gasmolekules. n = aantal mol. Die produk van die tyd tussen b en n (bn) = die totale volume van gasmolekules. As die gasdruk (P) meer betekenisvol word, word die volume van die gas (V) kleiner.
Hoe kleiner V, hoe kleiner (V – bn). Dit beteken dat die afstand tussen molekules toeneem en natuurlik neem die aantrekkingskrag tussen molekules toe. Omgekeerd, as die gasdruk kleiner word, word die gasvolume groter. Hoe betekenisvol die volume van die gas, hoe hoër (V – bn). Hoe groter (V – bn), hoe kleiner die aantrekkingskrag tussen die gasmolekules.
Ons kan sê dat die vergelyking van die van der Waals-toestand die werklike gastoestand meer akkuraat beskryf as die ideale gasvergelyking. Wanneer die druk en gasdigtheid groot genoeg is, gee die van der Waals-vergelyking meer akkurate resultate. As die gasdruk nie te groot is nie, kan (an² / V² ) en (V-bn) geïgnoreer word, sodat die Van der Waals-toestandvergelyking na 'n ideale gastoestandvergelyking verander.
