Van der Walls er navnet på den hollandske fysiker J.D. van der Waals (1837-1923). Van der Waals tilstandsligning er en tilstandsligning for en gas, der ligner tilstandsligningen for en ideal gas. Forskellen er, at tilstandsligningen for en ideal gas ikke kan give nøjagtige resultater, hvis trykket og densiteten af en reel gas er store nok, mens Van der Waals tilstandsligning kan give mere nøjagtige resultater.
Eksistensen af denne ligning stammer fra Van der Waals, som indså begrænsningerne ved ligningen for en ideal tilstand. Waals ændrer tilstandsligningen for den ideelle gas ved at tilføje flere faktorer, der også påvirker den reelle gastilstand, når trykket og densiteten af den reelle gas er stor.
Gastrykket er omvendt proportionalt med volumen. Hvis gastrykket stiger, falder gasvolumenet. Omvendt, hvis gasvolumenet falder, stiger gastrykket. Når gasvolumenet falder, stiger gasdensiteten (densitet = masse / volumen). Man kan sige, at trykket er direkte proportionalt med densiteten. Hvis gastrykket er stort, er gasdensiteten også stor. Omvendt, hvis gastrykket er lille, er gasdensiteten også lille. Gastrykket er også direkte proportionalt med temperaturen. Hvis gastrykket stiger, stiger gastemperaturen. Vi kan konkludere, at hvis gastrykket stiger, falder temperaturen og densiteten af gassen, mens gasvolumenet falder.
Når gasvolumenet falder, bliver afstanden mellem molekylerne mindre. Når afstanden mellem molekylerne bliver mindre, tiltrækker molekylerne hinanden. Det er ligesom når et stykke jern bringes tæt på en magnet. Hvis afstanden mellem magneten og jernet er stor nok, kan magneten ikke trække jernet til. Men hvis afstanden mellem magneten og jernet er lille, trækkes jernet tættere på. Når molekylerne er ved at støde sammen, frastøder elektronerne på ydersiden af molekylet hinanden (elektrisk frastødning). Som følge heraf kan molekylerne ikke klæbe sammen. Ud fra denne korte beskrivelse kan det siges, at trækkraften mellem molekylerne påvirker gastilstanden.
Når gastrykket er stort nok, og gasvolumenet bliver lille, bliver afstanden mellem molekylerne kortere. Fordi molekyler også har en størrelse (atomdiameter = 10-10 m ), skal vi også overveje volumenet af disse molekyler.
Van der Waals formindsker en tilstandsligning, idet den tager højde for det molekylære volumen og de interaktioner, der forekommer mellem molekyler. Ligningen udledt af Van der Waals er resultatet af modifikationen af den ideelle gastilstandsligning PV = n R T. Van der Waals tilstandsligning:
P = gastryk (N/m² = Pa)
V = gasvolumen ( m³ )
R = universel gaskonstant (R = 8.315 J / mol. K = 8315 kJ / kmol. K)
T = temperatur (K)
a = empirisk konstant (værdien afhænger af tiltrækningskraften mellem gasmolekylerne)
b = empirisk konstant (repræsenterer volumenet af et mol gasmolekyler)
n = Antal mol (mol)
bn = samlet volumen af gasmolekyler
Konstanterne a og b opnås gennem eksperimenter. Konstantværdierne a og b afhænger af gastypen.
n2 /V2 = det kvadratiske forhold mellem antallet af mol (n) og kvadratet af gasvolumenet (V). Værdien af n2 /V2 afhænger af gassens tryk og densitet. Hvis gastrykket (P) er stort, er gassens volumen (V) lille. Jo mindre V, desto større er n2 /V2Når gasvolumenet er lille (n2 /V2 (er stor) er afstanden mellem molekylerne kortere. Jo kortere afstanden mellem molekylerne er, desto større er interaktionerne mellem disse molekyler (kolliderer, trækker sig sammen). Derfor er n2 /V2 er direkte proportional med en konstant (sammenlign med van der Waals ligning). Jo større værdien af n er2 /V2, jo større er tiltrækningen mellem molekylerne (a).
Omvendt, hvis gastrykket (P) er lille, bliver gasvolumenet (V) stort. Jo mere fremtrædende V er, desto mindre er n2 /V2Jo lavere n2 /V2, jo lavere er tiltrækningskraften mellem molekylerne.
(V – bn) = Forskellen mellem gasvolumen og det samlede volumen af gasmolekyler. Konstanten b repræsenterer volumenet af ét mol gasmolekyler. n = antal mol. Produktet af tiden mellem b og n (bn) = det samlede volumen af gasmolekyler. Hvis gastrykket (P) bliver større, bliver gasvolumenet (V) mindre.
Jo mindre V, desto mindre (V – bn). Det betyder, at afstanden mellem molekylerne øges, og selvfølgelig øges tiltrækningen mellem molekylerne. Omvendt, hvis gastrykket bliver mindre, bliver gasvolumenet større. Jo betydeligt gasvolumenet er, desto højere er (V – bn). Jo større (V – bn), desto mindre er tiltrækningen mellem gasmolekylerne.
Vi kan sige, at ligningen for van der Waals-tilstanden beskriver den reelle gastilstand mere præcist end den ideelle gasligning. Når trykket og gasdensiteten er store nok, giver van der Waals-ligningen mere præcise resultater. Hvis gastrykket ikke er for stort, kan (an² / V² ) og (V-bn) ignoreres, således at Van der Waals-tilstandsligningen ændres til en ideel gastilstandsligning.
