Van der Walls est nomen physici Nederlandici, J. D. van der Waals (1837-1923). Aequatio Status Van der Waals est aequatio status gasis, similis Aequationi Status gasis idealis. Differentia est quod aequatio status gasis idealis non potest accuratas conclusiones praebere si pressio et densitas gasis realis satis magnae sunt. Contra, Aequatio Status Van der Waals accuratiores conclusiones producere potest.
Huius aequationis existentia originem trahit a Van der Waals, qui limites aequationis status idealis intellexit. Waals aequationem status gasis idealis modificat, addendo aliquot factores qui etiam condicionem gasis realis afficiunt, cum pressio et densitas gasis realis magnae sunt.
Pressio gasis est inverse proportionalis volumini. Si pressio gasis augetur, volumen gasis decrescit. Contra, si volumen gasis decrescit, pressio gasis augetur. Cum volumen gasis decrescit, densitas gasis augetur (densitas = massa / volumen). Dici potest pressionem directe proportionalem esse densitati. Si pressio gasis magna est, densitas gasis etiam magna est. Contra, si pressio gasis parva est, densitas gasis etiam parva est. Pressio gasis etiam directe proportionalis est temperaturae. Si pressio gasis augetur, temperatura gasis augetur. Concludere possumus si pressio gasis augetur, temperaturam et densitatem gasis augebunt, volumen gasis autem decrescere.
Cum volumen gasis decrescit, spatium inter moleculas propius fit. Cum spatium inter moleculas propius fit, moleculae inter se attrahunt. Simile est cum ferrum prope magnetem adducitur. Si spatium inter magnetem et ferrum satis longum est, magnes ferrum trahere non potest. Sed si spatium inter magnetem et ferrum prope est, ferrum propius trahitur. Cum moleculae collidere parant, electrones in exteriori parte moleculae inter se repellunt (repulsio electrica). Quam ob rem, moleculae inter se cohaerere non possunt. Ex hac brevi descriptione, dici potest vim attrahentem inter moleculas condicionem gasis afficere.
Cum pressio gasis satis magna est et volumen gasis minutum fit, distantia inter moleculas minor fit. Quia moleculae etiam magnitudinem habent (diametros atomici = 10⁻⁵ m ), tum etiam volumen harum molecularum considerare debemus.
Van der Waals aequationem status diminuit, considerans volumen moleculare et interactiones quae inter moleculas fiunt. Aequatio a Van der Waals derivata est resultatum modificationis aequationis status gasis idealis PV = n R T. Aequatio Status Van der Waals:
P = pressio gasis (N / m² = Pa)
V = volumen gasis ( m³ )
R = constans gasorum universalis (R = 8.315 J / mol. K = 8315 kJ / kmol. K)
T = temperatura (K)
a = constans empirica (valor a vi attractionis inter moleculas gasis pendet)
b = constans empirica (volumen unius moles molecularum gasis repraesentans)
n = Numerus molium (mol)
bn = volumen totum molecularum gasis
Constantes a et b per experimenta obtinentur. Valores constantes a et b a genere gasis pendent.
n2 /v2 = proportio quadratica numeri molarum (n) cum quadrato voluminis gasis (V). Valor n2 /v2 Pendet a pressione et densitate gasis. Si pressio gasis (P) magna est, tum volumen gasis (V) parvum est. Quo minor V, eo maior est n.2 /v2Cum volumen gasis parvum est (n2 /v2 (si magna est) distantia inter moleculas propius est. Quo propius distantia inter moleculas, eo maiores interactiones inter has moleculas (collisiones, coniunctiones). Ergo, n2 /v2 est directe proportionalis constanti (confer cum aequatione van der Waals). Quo maior valor n2 /v2, eo maior attractio inter moleculas (a).
Contra, si pressio gasis (P) parva est, tum volumen gasis (V) magnum fit. Quo V prominentior, eo n minor.2 /v2Quo minor n2 /v2, eo minor vis attractiva inter moleculas.
(V – bn) = Differentia inter volumen gasis et volumen totum molecularum gasis. Constans b volumen unius molis molecularum gasis repraesentat. n = numerus molium. Productum temporis inter b et n (bn) = volumen totum molecularum gasis. Si pressio gasis (P) maior fit, tum volumen gasis (V) minus fit.
Quo minor V, eo minor (V – bn). Hoc significat distantiam inter moleculas augeri et, scilicet, attractionem inter moleculas augeri. Contra, si pressio gasis minor fit, volumen gasis maius fit. Quo maior volumen gasis, eo maius (V – bn). Quo maior (V – bn), eo minor attractio inter moleculas gasis.
Dicere possumus aequationem status van der Waals statum gasis realem accuratius describere quam aequationem gasis idealis. Cum pressio et densitas gasis satis magnae sunt, aequatio van der Waals resultatus accuratiores praebet. Si pressio gasis non nimis magna est, tum (an² / V² ) et (V-bn) negligi possunt, ita ut aequatio status van der Waals in aequationem status gasis idealis mutetur.
