Van der Walls er navnet på den nederlandske fysikeren J.D. van der Waals (1837–1923). Van der Waals tilstandsligning er en tilstandsligning for en gass, lik tilstandsligningen for en ideell gass. Forskjellen er at tilstandsligningen for en ideell gass ikke kan gi nøyaktige resultater hvis trykket og tettheten til en reell gass er stor nok, mens Van der Waals tilstandsligning kan gi mer nøyaktige resultater.
Eksistensen av denne ligningen stammer fra Van der Waals, som innså begrensningene ved ligningen for en ideal tilstand. Waals modifiserer tilstandsligningen for den ideelle gassen ved å legge til flere faktorer som også påvirker den virkelige gasstilstanden, når trykket og tettheten til den virkelige gassen er stor.
Gasstrykket er omvendt proporsjonalt med volumet. Hvis gasstrykket øker, reduseres gassvolumet. Omvendt, hvis gassvolumet reduseres, øker gasstrykket. Når gassvolumet reduseres, øker gasstettheten (tetthet = masse / volum). Man kan sies at trykket er direkte proporsjonalt med tettheten. Hvis gasstrykket er stort, er også gasstettheten stor. Omvendt, hvis gasstrykket er lite, er også gasstettheten liten. Gasstrykket er også direkte proporsjonalt med temperaturen. Hvis gasstrykket øker, øker gasstemperaturen. Vi kan konkludere med at hvis gasstrykket øker, reduseres temperaturen og tettheten til gassen, mens gassvolumet reduseres.
Når gassvolumet minker, blir avstanden mellom molekylene mindre. Når avstanden mellom molekylene blir mindre, tiltrekker molekylene hverandre. Det er som når et stykke jern bringes nær en magnet. Hvis avstanden mellom magneten og jernet er stor nok, kan ikke magneten trekke jern. Men hvis avstanden mellom magneten og jernet er liten, trekkes jernet nærmere. Når molekylene er i ferd med å kollidere, frastøter elektronene på utsiden av molekylet hverandre (elektrisk frastøting). Som et resultat kan ikke molekylene holde seg sammen. Ut fra denne korte beskrivelsen kan det sies at trekkraften mellom molekylene påvirker gasstilstanden.
Når gasstrykket er stort nok, og gassvolumet blir lite, blir avstanden mellom molekylene mindre. Fordi molekyler også har en størrelse (atomdiameter = 10⁻⁴⁻¹⁰ m ), må vi også vurdere volumet til disse molekylene.
Van der Waals reduserer en tilstandsligning, med tanke på molekylvolumet og interaksjonene som oppstår mellom molekylene. Ligningen utledet av Van der Waals er resultatet av modifikasjonen av den ideelle gasstilstandsligningen PV = n R T. Van der Waals tilstandsligning:
P = gasstrykk (N / m² = Pa)
V = gassvolum ( m³ )
R = universell gasskonstant (R = 8.315 J / mol. K = 8315 kJ / kmol. K)
T = temperatur (K)
a = empirisk konstant (verdien avhenger av tiltrekningskraften mellom gassmolekylene)
b = empirisk konstant (som representerer volumet av ett mol gassmolekyler)
n = Antall mol (mol)
bn = totalt volum av gassmolekyler
Konstantene a og b oppnås gjennom eksperimenter. Konstantverdiene a og b avhenger av gasstypen.
n2 /V2 = kvadratforholdet mellom antall mol (n) og kvadratet av gassvolumet (V). Verdien av n2 /V2 avhenger av gassens trykk og tetthet. Hvis gasstrykket (P) er stort, er gassvolumet (V) lite. Jo mindre V, desto større er n2 /V2Når gassvolumet er lite (n2 /V2 (er stor) er avstanden mellom molekylene kortere. Jo kortere avstanden mellom molekylene er, desto større er interaksjonene mellom disse molekylene (kolliderer, trekker seg sammen). Derfor, n2 /V2 er direkte proporsjonal med en konstant (sammenlign med van der Waals ligning). Jo større verdien av n2 /V2, desto større er tiltrekningen mellom molekylene (a).
Omvendt, hvis gasstrykket (P) er lite, blir gassvolumet (V) stort. Jo mer fremtredende V, desto mindre n2 /V2Jo lavere n2 /V2, jo lavere er tiltrekningskraften mellom molekylene.
(V – bn) = Differansen mellom gassvolumet og det totale volumet av gassmolekyler. Konstanten b representerer volumet av ett mol gassmolekyler. n = antall mol. Produktet av tiden mellom b og n (bn) = det totale volumet av gassmolekyler. Hvis gasstrykket (P) blir mer signifikant, blir gassvolumet (V) mindre.
Jo mindre V, desto mindre (V – bn). Dette betyr at avstanden mellom molekylene øker, og selvfølgelig øker tiltrekningen mellom molekylene. Motsatt, hvis gasstrykket blir mindre, blir gassvolumet større. Jo betydelig gassvolumet er, desto høyere (V – bn). Jo større (V – bn), desto mindre er tiltrekningen mellom gassmolekylene.
Vi kan si at van der Waals-tilstandsligningen beskriver den reelle gasstilstanden mer nøyaktig enn den ideelle gassligningen. Når trykket og gasstettheten er store nok, gir van der Waals-ligningen mer nøyaktige resultater. Hvis gasstrykket ikke er for stort, kan (an² / V² ) og (V-bn) ignoreres, slik at Van der Waals-tilstandsligningen endres til en ideell gasstilstandsligning.
