Van der Waals to nazwisko holenderskiego fizyka J.D. van der Waalsa (1837–1923). Równanie stanu van der Waalsa jest w rzeczywistości równaniem stanu gazu, podobnym do równania stanu gazu doskonałego . Różnica polega na tym, że równanie stanu gazu doskonałego nie może dać dokładnych wyników, jeśli ciśnienie i gęstość gazu rzeczywistego są wystarczająco duże. Równanie stanu van der Waalsa może jednak dać dokładniejsze wyniki.
To równanie pochodzi od van der Waalsa, który dostrzegł ograniczenia równania stanu gazu doskonałego. Waals zmodyfikował równanie stanu gazu doskonałego, dodając kilka czynników wpływających na stan gazu rzeczywistego, gdy jego ciśnienie i gęstość są wystarczająco wysokie.
Wraz ze wzrostem ciśnienia gazu wzrasta również jego temperatura i gęstość, podczas gdy objętość gazu maleje.
Ciśnienie gazu jest odwrotnie proporcjonalne do objętości. Jeśli ciśnienie gazu wzrasta, objętość maleje. I odwrotnie, jeśli objętość gazu maleje, ciśnienie gazu rośnie. Gdy objętość gazu maleje, gęstość gazu rośnie (gęstość = gęstość = masa / objętość). Można powiedzieć, że ciśnienie jest wprost proporcjonalne do gęstości. Jeśli ciśnienie gazu jest wysokie, to gęstość gazu jest również wysoka. I odwrotnie, jeśli ciśnienie gazu jest niskie, to gęstość gazu jest również niska. Ciśnienie gazu jest również wprost proporcjonalne do temperatury. Jeśli ciśnienie gazu rośnie, temperatura gazu rośnie. Możemy wywnioskować, że jeśli ciśnienie gazu wzrasta, temperatura gazu i jego gęstość rosną, a objętość gazu maleje.
Gdy objętość gazu maleje, odległość między cząsteczkami zmniejsza się. Wraz ze zmniejszaniem się odległości między cząsteczkami, cząsteczki przyciągają się nawzajem. Jest to podobne do sytuacji, gdy kawałek żelaza jest zbliżany do magnesu. Jeśli odległość między magnesem a żelazem jest wystarczająco duża, magnes nie może przyciągnąć żelaza. Ale jeśli odległość między magnesem a żelazem jest niewielka, żelazo jest natychmiast przyciągane bliżej. Gdy cząsteczki mają się zderzyć, elektrony na zewnątrz cząsteczek odpychają się (odpychanie elektryczne). W rezultacie cząsteczki nie mogą się ze sobą skleić. Z tego krótkiego wyjaśnienia można wywnioskować, że siła przyciągania między cząsteczkami również wpływa na stan gazu.
Gdy ciśnienie gazu jest wystarczająco wysokie, a jego objętość niewielka, odległość między cząsteczkami maleje. W takim przypadku cząsteczki wypełniają niemal całą objętość gazu. Ponieważ cząsteczki mają również rozmiar (średnica atomu = 10-10 m ), musimy również uwzględnić objętość tych cząsteczek.
Równanie stanu
Van der Waals wyprowadził równanie stanu, uwzględniając objętość cząsteczek i interakcje zachodzące między nimi. Równanie wyprowadzone przez van der Waalsa jest modyfikacją równania stanu gazu doskonałego PV = nRT.
Keterangan:
P = Ciśnienie gazu (N/m2 = Pa)
V = Objętość gazu ( m3 )
R = Uniwersalna stała gazowa (R = 8,315 J/mol.K = 8315 kJ/kmol.K)
T = Temperatura (K)
a = stała empiryczna (jej wartość zależy od siły przyciągania między cząsteczkami gazu)
b = stała empiryczna (reprezentuje objętość jednego mola cząsteczek gazu)
n = Liczba moli (mol)
bn = Całkowita objętość cząsteczek gazu
Stałe a i b uzyskano doświadczalnie. Wartości stałych a i b zależą od rodzaju gazu.
n 2 / V 2 = stosunek kwadratu liczby moli (n) do kwadratu objętości gazu (V). Wartość n 2 / V 2 zależy od ciśnienia i gęstości gazu. Jeśli ciśnienie gazu (P) jest duże, to objętość gazu (V) jest mała. Im mniejsze V, tym większe n 2 / V 2 . Gdy objętość gazu jest mała (n 2 / V 2 jest duże), odległość między cząsteczkami staje się mniejsza. Im mniejsza odległość między cząsteczkami, tym większa możliwość oddziaływania między cząsteczkami (zderzenia, przyciągania się). Dlatego n 2 / V 2 jest wprost proporcjonalne do stałej a (porównaj z równaniem van der Waalsa, lewa strona). Im większa wartość n 2 / V 2 , tym większa siła przyciągania między cząsteczkami (a). Odwrotnie, jeśli ciśnienie gazu (P) jest małe, to objętość gazu (V) staje się większa. Im większe V, tym mniejsze n2 / V2 . Im mniejsze n2 / V2 , tym mniejsza jest również siła przyciągania między cząsteczkami.
(V – bn) = Różnica między objętością gazu a całkowitą objętością cząsteczek gazu. Stała b określa objętość jednego mola cząsteczek gazu. n = liczba moli. Iloczyn b i n (bn) = całkowita objętość cząsteczek gazu. Im wyższe ciśnienie gazu (P), tym mniejsza objętość gazu (V).
Im mniejsze V, tym mniejsze (V – bn). Oznacza to, że odległość między cząsteczkami jest mniejsza i oczywiście siła przyciągania między nimi jest większa. I odwrotnie, im niższe ciśnienie gazu, tym większa objętość gazu. Im większa objętość gazu, tym większe (V – bn). Im większe (V – bn), tym mniejsza siła przyciągania między cząsteczkami gazu.
Można powiedzieć, że równanie stanu van der Waalsa opisuje stan gazu rzeczywistego dokładniej niż równanie stanu gazu doskonałego. Gdy ciśnienie i gęstość gazu są wystarczająco duże, równanie van der Waalsa daje dokładniejsze wyniki. Jeśli ciśnienie gazu nie jest zbyt duże, równania (an 2 / V 2 ) i (V-bn) można pominąć, co powoduje, że równanie stanu van der Waalsa przekształca się w równanie stanu gazu doskonałego.
