Ван дер Уоллс - голландиялык физик Ж.Д. ван дер Ваальстын (1837-1923) аты. Ван дер Ваальстын абал теңдемеси - бул газдын абал теңдемеси, идеалдуу газдын абал теңдемесине окшош. Айырмасы, идеалдуу газдын абал теңдемеси реалдуу газдын басымы жана тыгыздыгы жетиштүү чоң болсо, так натыйжаларды бере албайт. Ал эми Ван дер Ваальстын абал теңдемеси так натыйжаларды бере алат.
Бул теңдеменин бар болушу идеалдуу абал теңдемесинин чектөөлөрүн түшүнгөн Ван дер Ваальстан келип чыккан. Ваальс реалдуу газдын басымы жана тыгыздыгы чоң болгондо, реалдуу газдын абалына таасир этүүчү бир нече факторлорду кошуу менен идеалдуу газдын абалынын теңдемесин өзгөрткөн.
Газ басымы көлөмгө тескери пропорционалдуу. Эгерде газ басымы жогоруласа, газдын көлөмү азаят. Тескерисинче, эгер газдын көлөмү азайса, газдын басымы жогорулайт. Газдын көлөмү азайганда, газдын тыгыздыгы жогорулайт (тыгыздык = масса / көлөм). Басым тыгыздыкка түз пропорционалдуу деп айтууга болот. Эгерде газдын басымы чоң болсо, газдын тыгыздыгы да чоң болот. Тескерисинче, эгер газдын басымы кичине болсо, газдын тыгыздыгы да кичинекей болот. Газдын басымы да температурага түз пропорционалдуу. Эгерде газдын басымы жогоруласа, газдын температурасы жогорулайт. Эгерде газдын басымы жогоруласа, газдын температурасы жана тыгыздыгы, ал эми газдын көлөмү азаят деген тыянак чыгарсак болот.
Газдын көлөмү азайганда, молекулалардын ортосундагы аралык жакындайт. Молекулалардын ортосундагы аралык жакындаганда, молекулалар бири-бирине тартылат. Бул темирдин бир бөлүгү магнитке жакындатылгандай эле. Эгерде магнит менен темирдин ортосундагы аралык жетиштүү болсо, магнит темирди тарта албайт. Бирок магнит менен темирдин ортосундагы аралык жакын болсо, темир жакындайт. Молекулалар кагылышууга даяр болгондо, молекуланын сыртындагы электрондор бири-бирин түртөт (электрдик түртүү). Натыйжада, молекулалар бири-бирине жабышып кала албайт. Бул кыскача сүрөттөмөдөн молекулалардын ортосундагы тартуу күчү газдын абалына таасир этет деп айтууга болот.
Газдын басымы жетиштүү чоң болгондо жана газдын көлөмү кичирейгенде, молекулалардын ортосундагы аралык жакындайт. Молекулалардын да өлчөмү болгондуктан (атомдук диаметри = 10 -10 м), анда бул молекулалардын көлөмүн да эске алышыбыз керек.
Ван-дер-Ваальс молекулярдык көлөмдү жана молекулалардын ортосунда пайда болгон өз ара аракеттенүүлөрдү эске алуу менен абал теңдемесин азайтат. Ван-дер-Ваальс тарабынан алынган теңдеме идеалдуу газ абалы теңдемесинин PV = n R T өзгөртүлүшүнүн натыйжасы болуп саналат. Ван-дер-Ваальстын абал теңдемеси:
P = газ басымы (Н / м2 = Па)
V = газдын көлөмү ( м³ )
R = универсалдуу газ туруктуусу (R = 8.315 Дж / моль. К = 8315 кДж / кмоль. К)
T = температура (K)
a = эмпирикалык туруктуу (мааниси газ молекулаларынын ортосундагы тартылуу күчүнө көз каранды)
b = эмпирикалык туруктуу (бир мол газ молекулаларынын көлөмүн билдирет)
n = Моль саны (моль)
bn = газ молекулаларынын жалпы көлөмү
a жана b туруктуулары тажрыйбалар аркылуу алынат. a жана b туруктуу маанилери газдын түрүнө көз каранды.
n2 / В2 = моль санынын (n) газдын көлөмүнүн квадратына (V) болгон квадраттык катышы. n мааниси2 / В2 газдын басымына жана тыгыздыгына жараша болот. Эгерде газдын басымы (P) чоң болсо, анда газдын көлөмү (V) кичине болот. V канчалык кичине болсо, n ошончолук чоң болот.2 / В2Газдын көлөмү аз болгондо (n2 / В2 чоң болсо) молекулалардын ортосундагы аралык жакыныраак болот. Молекулалардын ортосундагы аралык канчалык жакын болсо, бул молекулалардын өз ара аракеттенүүсү ошончолук чоң болот (кагылышуу, бири-бирине тартылуу). Ошондуктан, n2 / В2 туруктуу чоңдукка түз пропорционалдуу (ван-дер-Ваальс теңдемеси менен салыштырыңыз). n мааниси канчалык чоң болсо,2 / В2, молекулалардын ортосундагы тартылуу күчү канчалык чоң болсо (а).
Тескерисинче, эгерде газдын басымы (P) кичине болсо, анда газдын көлөмү (V) чоңоёт. V канчалык көрүнүктүү болсо, n ошончолук кичине болот.2 / В2n канчалык төмөн болсо,2 / В2, молекулалардын ортосундагы тартылуу күчү канчалык аз болсо.
(V – bn) = Газдын көлөмү менен газ молекулаларынын жалпы көлөмүнүн айырмасы. b туруктуусу бир мол газ молекулаларынын көлөмүн билдирет. n = моль саны. b менен n ортосундагы убакыттын көбөйтүндүсү (bn) = газ молекулаларынын жалпы көлөмү. Эгерде газ басымы (P) маанилүүрөөк болсо, анда газдын көлөмү (V) кичирейет.
V канчалык кичине болсо, ошончолук кичине (V – bn). Бул молекулалардын ортосундагы аралыктын жогорулай тургандыгын жана, албетте, молекулалардын ортосундагы тартылуу күчүнүн жогорулай тургандыгын билдирет. Тескерисинче, эгер газдын басымы кичирейсе, газдын көлөмү чоңоёт. Газдын көлөмү канчалык чоң болсо, ошончолук чоң (V – bn). Канчалык чоң (V – bn) болсо, газ молекулаларынын ортосундагы тартылуу күчүнүн күчү ошончолук кичине болот.
Ван-дер-Ваальс абалынын теңдемеси идеалдуу газ теңдемесине караганда реалдуу газ абалын так сүрөттөйт деп айта алабыз. Басым жана газдын тыгыздыгы жетиштүү чоң болгондо, ван-дер-Ваальс теңдемеси так натыйжаларды берет. Эгерде газдын басымы өтө чоң болбосо, анда ( 2 / V2 ) жана (V-bn) эске алынбайт, ошондуктан Ван-дер-Ваальс абалынын теңдемеси идеалдуу газ абалынын теңдемесине өзгөрөт.
