Van der Walls egy holland fizikus, J. D. van der Waals (1837‐1923) neve. A van der Waals állapotegyenlete valójában egy gáz állapotegyenlete, hasonlóan a ideális gáz állapotegyenleteA különbség az, hogy az ideális gázegyenlet nem adhat pontos eredményeket, ha a valódi gáz nyomása és sűrűsége elég nagy. Eközben a van der Waals állapotegyenlet pontosabb eredményeket tud szolgáltatni.
Ez az egyenlet Van der Waalstól származik, aki felismerte az ideális gáz állapotegyenletének korlátait. Waals módosította az ideális gáz állapotegyenletét számos olyan tényező hozzáadásával, amelyek befolyásolják a valódi gáz állapotát, amikor a valódi gáz nyomása és sűrűsége kellően magas.
A gáznyomás növekedésével a gáz hőmérséklete és sűrűsége is növekszik, miközben a gáz térfogata csökken.
A gáznyomás fordítottan arányos a térfogattal. Ha a gáznyomás növekszik, a térfogat csökken. Fordítva, ha a gáz térfogata csökken, a gáznyomás növekszik. Amikor a gáz térfogata csökken, a gáz sűrűsége növekszik (sűrűség = sűrűség = tömeg / térfogat). Elmondható, hogy a nyomás egyenesen arányos a sűrűséggel. Ha a gáznyomás magas, akkor a gáz sűrűsége is magas. Fordítva, ha a gáznyomás alacsony, akkor a gáz sűrűsége is alacsony. A gáznyomás is egyenesen arányos a hőmérséklettel. Ha a gáznyomás növekszik, a gáz hőmérséklete növekszik. Megállapíthatjuk, hogy ha a gáznyomás növekszik, a gáz hőmérséklete és sűrűsége növekszik, míg a gáz térfogata csökken.
Amikor egy gáz térfogata csökken, a molekulák közötti távolság csökken. Ahogy a molekulák közötti távolság csökken, a molekulák vonzzák egymást. Ez ahhoz hasonlít, mint amikor egy darab vasat közelítünk egy mágneshez. Ha a mágnes és a vas közötti távolság elég nagy, a mágnes nem tudja vonzani a vasat. De ha a mágnes és a vas közötti távolság kicsi, a vas azonnal közelebb kerül. Amikor a molekulák ütközni készülnek, a molekulák külső oldalán lévő elektronok taszítják egymást (elektromos taszítás). Ennek eredményeként a molekulák nem tudnak összetapadni. Ebből a rövid magyarázatból elmondható, hogy a molekulák közötti vonzóerő a gáz állapotát is befolyásolja.
Amikor a gáznyomás elég nagy, és a gáz térfogata kicsivé válik, a molekulák közötti távolság kisebb lesz. Ebben az esetben a molekulák szinte a teljes gáztérfogatot kitöltik. Mivel a molekuláknak méretük is van (atomátmérő = 10-10 m), akkor figyelembe kell vennünk ezen molekulák térfogatát is.
Állapotegyenlet
Van der Waals levezetett egy állapotegyenletet, figyelembe véve a molekulák térfogatát és a molekulák között fellépő kölcsönhatásokat. A Van der Waals által levezetett egyenlet az ideális gáz PV = nRT állapotegyenletének módosítása.
Információ:
P = Gáznyomás (N/m2 = Pa)
V = Gáztérfogat (m3)3)
R = Univerzális gázállandó (R = 8,315 J/mol·K = 8315 kJ/kmol·K)
T = Hőmérséklet (K)
a = Empirikus állandó (értéke a gázmolekulák közötti vonzóerőtől függ)
b = empirikus állandó (egy mól gázmolekula térfogatát jelöli)
n = Mólok száma (mol)
bn = A gázmolekulák teljes térfogata
Az a és b állandókat kísérletileg kapjuk meg. Az a és b állandók értékei a gáz típusától függenek.
n2 /v2 = a mólok számának négyzete (n) és a gáz térfogatának négyzete (V) aránya. Az n értéke2 /v2 a gáz nyomásától és sűrűségétől függ. Ha a gáznyomás (P) nagy, akkor a gáztérfogat (V) kicsi. Minél kisebb V, annál nagyobb n2 /V2 Amikor a gáz térfogata kicsi (n2 /v2 nagy), akkor a molekulák közötti távolság kisebb lesz. Minél kisebb a molekulák közötti távolság, annál nagyobb a molekulák közötti kölcsönhatás (ütközés, vonzás) lehetősége. Ezért n2 /v2 egyenesen arányos az „a” állandóval (vö. a van der Waals-egyenlettel, bal oldal). Minél nagyobb n értéke2 /v2, annál nagyobb a molekulák közötti vonzóerő (a). Fordítva, ha a gáznyomás (P) kicsi, a gáztérfogat (V) nagy lesz. Minél nagyobb V, annál kisebb n2 /v2 A kisebb n2 /v2 , a molekulák közötti vonzóerő is csökken.
(V – bn) = A gáztérfogat és a gázmolekulák teljes térfogata közötti különbség. A b állandó egy mól gázmolekula térfogatát adja meg. n = a mólok száma. A b és n szorzata (bn) = a gázmolekulák teljes térfogata. Ha a gáznyomás (P) nagyobb, a gáztérfogat (V) kisebb.
Minél kisebb V, annál kisebb (V – bn). Ez azt jelenti, hogy a molekulák közötti távolság kisebb, és természetesen nagyobb a közöttük lévő vonzóerő. Fordítva, ha a gáznyomás alacsonyabb, a gáz térfogata nagyobb. Minél nagyobb a gáz térfogata, annál nagyobb (V – bn). Minél nagyobb (V – bn), annál kisebb a gázmolekulák közötti vonzóerő.
Azt mondhatjuk, hogy a van der Waals-egyenlet pontosabban írja le egy valós gáz állapotát, mint az ideális gázegyenlet. Amikor a gáznyomás és sűrűség elég nagy, a van der Waals-egyenlet pontosabb eredményeket ad. Ha a gáznyomás nem túl nagy, akkor (egy2 /v2) és (V-bn) elhanyagolhatók, így a Van der Waals állapotegyenlet az ideális gáz állapotegyenletévé változik.
