Van der Walls on hollantilaisen fyysikon JD van der Waalsin (1837-1923) nimi. Van der Waalsin tilanyhtälö on kaasun tilanyhtälö, samankaltainen kuin ideaalikaasun tilanyhtälö. Ero on siinä, että ideaalikaasun tilanyhtälö ei voi antaa tarkkoja tuloksia, jos todellisen kaasun paine ja tiheys ovat riittävän suuria, kun taas Van der Waalsin tilanyhtälö voi tuottaa tarkempia tuloksia.
Tämän yhtälön olemassaolo on peräisin Van der Waalsilta, joka ymmärsi ideaalitilan yhtälön rajoitukset. Waals muokkaa ideaalikaasun tilanyhtälöä lisäämällä useita tekijöitä, jotka vaikuttavat myös todelliseen kaasun tilaan, kun todellisen kaasun paine ja tiheys ovat suuria.
Kaasun paine on kääntäen verrannollinen tilavuuteen. Jos kaasun paine kasvaa, kaasun tilavuus pienenee. Käänteisesti, jos kaasun tilavuus pienenee, kaasun paine kasvaa. Kun kaasun tilavuus pienenee, kaasun tiheys kasvaa (tiheys = massa / tilavuus). Voidaan sanoa, että paine on suoraan verrannollinen tiheyteen. Jos kaasun paine on suuri, myös kaasun tiheys on suuri. Käänteisesti, jos kaasun paine on pieni, myös kaasun tiheys on pieni. Kaasun paine on myös suoraan verrannollinen lämpötilaan. Jos kaasun paine kasvaa, kaasun lämpötila nousee. Voimme päätellä, että jos kaasun paine kasvaa, kaasun lämpötila ja tiheys kasvavat, kun taas kaasun tilavuus pienenee.
Kun kaasun tilavuus pienenee, molekyylien välinen etäisyys pienenee. Kun molekyylien välinen etäisyys pienenee, molekyylit vetävät toisiaan puoleensa. Se on kuin rautapala tuotaisiin lähelle magneettia. Jos magneetin ja raudan välinen etäisyys on riittävän suuri, magneetti ei voi vetää rautaa puoleensa. Mutta jos magneetin ja raudan välinen etäisyys on pieni, rauta vetää toisiaan lähemmäs. Kun molekyylit ovat törmäämässä, molekyylin ulkopuolella olevat elektronit hylkivät toisiaan (sähköinen hylkiminen). Tämän seurauksena molekyylit eivät voi tarttua toisiinsa. Tästä lyhyestä kuvauksesta voidaan sanoa, että molekyylien välinen vetovoima vaikuttaa kaasun olosuhteisiin.
Kun kaasun paine on riittävän suuri ja kaasun tilavuus pienenee, molekyylien välinen etäisyys pienenee. Koska molekyyleillä on myös koko (atomin halkaisija = 10⁻⁶⁵ m ), meidän on otettava huomioon myös näiden molekyylien tilavuus.
Van der Waalsin yhtälö pienentää tilanyhtälöä ottaen huomioon molekyylin tilavuuden ja molekyylien välillä tapahtuvat vuorovaikutukset. Van der Waalsin johtama yhtälö on ideaalikaasun tilanyhtälön PV = n R T muunnoksen tulos. Van der Waalsin tilanyhtälö:
P = kaasunpaine (N / m² = Pa)
V = kaasun tilavuus ( m3 )
R = yleinen kaasuvakio (R = 8.315 J / mol·K = 8315 kJ / kmol·K)
T = lämpötila (K)
a = empiirinen vakio (arvo riippuu kaasumolekyylien välisestä vetovoimasta)
b = empiirinen vakio (edustaa yhden moolin kaasumolekyylien tilavuutta)
n = Moolien lukumäärä (mol)
bn = kaasumolekyylien kokonaistilavuus
Vakiot a ja b saadaan kokeilujen avulla. Vakioiden a ja b arvot riippuvat kaasun tyypistä.
n2 /v2 = moolien lukumäärän (n) ja kaasun tilavuuden neliön (V) neliösuhde. n:n arvo2 /v2 riippuu kaasun paineesta ja tiheydestä. Jos kaasun paine (P) on suuri, kaasun tilavuus (V) on pieni. Mitä pienempi V, sitä suurempi on n2 /v2Kun kaasun tilavuus on pieni (n2 /v2 on suuri), molekyylien välinen etäisyys on lyhyempi. Mitä lyhyempi molekyylien välinen etäisyys on, sitä suurempia ovat näiden molekyylien väliset vuorovaikutukset (törmäykset, yhteen vetäminen). Siksi n2 /v2 on suoraan verrannollinen vakioon (vrt. van der Waalsin yhtälö). Mitä suurempi n:n arvo2 /v2, sitä suurempi on molekyylien välinen vetovoima (a).
Käänteisesti, jos kaasun paine (P) on pieni, kaasun tilavuus (V) kasvaa suureksi. Mitä suurempi V on, sitä pienempi n2 /v2Mitä pienempi n2 /v2, sitä pienempi on molekyylien välinen vetovoima.
(V – bn) = Kaasun tilavuuden ja kaasumolekyylien kokonaistilavuuden välinen erotus. Vakio b edustaa yhden moolin kaasumolekyylien tilavuutta. n = moolien lukumäärä. Ajan b ja n välinen tulo (bn) = kaasumolekyylien kokonaistilavuus. Jos kaasun paine (P) kasvaa, kaasun tilavuus (V) pienenee.
Mitä pienempi V, sitä pienempi (V – bn). Tämä tarkoittaa, että molekyylien välinen etäisyys kasvaa ja luonnollisesti molekyylien välinen vetovoima kasvaa. Käänteisesti, jos kaasun paine pienenee, kaasun tilavuus kasvaa. Mitä suurempi kaasun tilavuus on, sitä suurempi (V – bn). Mitä suurempi (V – bn), sitä pienempi kaasumolekyylien välinen vetovoima.
Voidaan sanoa, että van der Waalsin tilan yhtälö kuvaa todellista kaasun olomuotoa tarkemmin kuin ideaalikaasun yhtälö. Kun paine ja kaasun tiheys ovat riittävän suuria, van der Waalsin yhtälö antaa tarkempia tuloksia. Jos kaasun paine ei ole liian suuri, (an² / V² ) ja (V-bn) voidaan jättää huomiotta, jolloin Van der Waalsin tilan yhtälö muuttuu ideaalikaasun tilan yhtälöksi.
