Van der Walls egy holland fizikus, JD van der Waals (1837-1923) neve. A Van der Waals-egyenlet egy gáz állapotegyenlete, hasonlóan egy ideális gáz állapotegyenletéhez. A különbség az, hogy egy ideális gáz állapotegyenlete nem adhat pontos eredményeket, ha a valódi gáz nyomása és sűrűsége elég nagy, míg a Van der Waals-egyenlet pontosabb eredményeket tud produkálni.
Ennek az egyenletnek a létezése Van der Waalstól ered, aki felismerte az ideális állapot egyenletének korlátait. Waals módosította az ideális gáz állapotegyenletét számos olyan tényező hozzáadásával, amelyek a valós gázállapotot is befolyásolják, amikor a valós gáz nyomása és sűrűsége nagy.
A gáznyomás fordítottan arányos a térfogattal. Ha a gáznyomás növekszik, a gáz térfogata csökken. Fordítva, ha a gáz térfogata csökken, a gáznyomás növekszik. Amikor a gáz térfogata csökken, a gáz sűrűsége növekszik (sűrűség = tömeg / térfogat). Elmondható, hogy a nyomás egyenesen arányos a sűrűséggel. Ha a gáznyomás nagy, a gáz sűrűsége is nagy. Fordítva, ha a gáznyomás kicsi, a gáz sűrűsége is kicsi. 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 is növekszik, míg a gáz térfogata csökken.
Amikor a gáz térfogata csökken, a molekulák közötti távolság közelebb kerül. Amikor a molekulák közötti távolság közelebb kerül, a molekulák vonzzák egymást. Ez olyan, 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 közelebb kerül. Amikor a molekulák ütközni készülnek, a molekula külsején lévő elektronok taszítják egymást (elektromos taszítás). Ennek eredményeként a molekulák nem tudnak összetapadni. Ebből a rövid leírásból elmondható, hogy a molekulák közötti húzóerő befolyásolja a gáz állapotát.
Amikor a gáznyomás elég nagy, és a gáz térfogata kicsivé válik, a molekulák közötti távolság kisebb lesz. Mivel a molekuláknak is van méretük (atomátmérő = 10⁻⁹⁴ m ), ezért a molekulák térfogatát is figyelembe kell vennünk.
Van der Waals-féle egyenlet csökkenti az állapotegyenletet, figyelembe véve a molekula térfogatát és a molekulák között fellépő kölcsönhatásokat. A Van der Waals által levezetett egyenlet az ideális gáz állapotegyenletének PV = n R T módosításának eredménye. Van der Waals állapotegyenlet:
P = gáznyomás (N / m² = Pa)
V = gáztérfogat ( m3 )
R = univerzális gázállandó (R = 8.315 J / mol·K = 8315 kJ / kmol·K)
T = hőmérséklet (K)
a = empirikus állandó (az érték a gázmolekulák közötti vonzóerőtől függ)
b = empirikus állandó (egy mól gázmolekula térfogatát jelenti)
n = Mólok száma (mol)
bn = a gázmolekulák teljes térfogata
Az a és b állandókat kísérletekkel kapjuk meg. Az a és b állandó értékek a gáz típusától függenek.
n2 /v2 = a mólok számának (n) és a gáz térfogatának négyzetének (V) négyzetes aránya. Az n értéke2 /v2 a gáz nyomásától és sűrűségétől függ. Ha a gáznyomás (P) nagy, akkor a gáz térfogata (V) kicsi. Minél kisebb V, annál nagyobb n.2 /v2Amikor a gáz térfogata kicsi (n2 /v2 nagy), a molekulák közötti távolság kisebb. Minél kisebb a molekulák közötti távolság, annál nagyobb a kölcsönhatás ezek között a molekulák között (ütközés, egymáshoz húzás). Ezért n2 /v2 egyenesen arányos egy állandóval (vö. van der Waals-egyenlettel). Minél nagyobb n értéke2 /v2, annál nagyobb a molekulák közötti vonzás (a).
Fordítva, ha a gáznyomás (P) kicsi, akkor a gáz térfogata (V) megnő. Minél hangsúlyosabb a V, annál kisebb az n.2 /v2Minél alacsonyabb az n2 /v2, annál kisebb a molekulák közötti vonzóerő.
(V – bn) = A gáztérfogat és a gázmolekulák teljes térfogatának különbsége. A b állandó egy mól gázmolekula térfogatát jelöli. n = a mólok száma. A b és n közötti idő szorzata (bn) = a gázmolekulák teljes térfogata. Ha a gáznyomás (P) jelentősebbé válik, akkor a gáz térfogata (V) kisebb lesz.
Minél kisebb V, annál kisebb (V – bn). Ez azt jelenti, hogy a molekulák közötti távolság növekszik, és természetesen a molekulák közötti vonzás is növekszik. Fordítva, ha a gáznyomás csökken, a gáz térfogata növekszik. Minél jelentősebb a gáz térfogata, annál nagyobb (V – bn). Minél nagyobb (V – bn), annál kisebb a gázmolekulák közötti vonzás.
Azt mondhatjuk, hogy a van der Waals-állapotegyenlet pontosabban írja le a valós gázállapotot, mint az ideális gázegyenlet. Amikor a nyomás és a gázsűrűség elég nagy, a van der Waals-egyenlet pontosabb eredményeket ad. Ha a gáznyomás nem túl nagy, akkor az (an 2 / V 2 ) és a (V-bn) elhanyagolhatók, így a Van der Waals-állapotegyenlet ideális gázegyenletté változik.
