Van der Walls este numele fizicianului olandez J.D. van der Waals (1837-1923). Ecuația de stare a lui van der Waals este de fapt ecuația de stare a unui gaz, similară cu ecuația de stare a gazelor idealeDiferența constă în faptul că ecuația gazului ideal nu poate oferi rezultate precise dacă presiunea și densitatea gazului real sunt suficient de mari. Între timp, ecuația de stare van der Waals poate oferi rezultate mai precise.
Această ecuație a provenit de la Van der Waals, care a recunoscut limitele ecuației de stare a gazelor ideale. Waals a modificat ecuația de stare a gazelor ideale prin adăugarea mai multor factori care influențează starea unui gaz real atunci când presiunea și densitatea gazului real sunt suficient de mari.
Pe măsură ce presiunea gazului crește, cresc și temperatura și densitatea gazului, în timp ce volumul gazului scade.
Presiunea gazului este invers proporțională cu volumul. Dacă presiunea gazului crește, volumul scade. Invers, dacă volumul gazului scade, presiunea gazului crește. Când volumul gazului scade, densitatea gazului crește (densitate = densitate = masă / volum). Se poate spune că presiunea este direct proporțională cu densitatea. Dacă presiunea gazului este mare, atunci densitatea gazului este, de asemenea, mare. Invers, dacă presiunea gazului este scăzută, atunci densitatea gazului este, de asemenea, scăzută. Presiunea gazului este, de asemenea, direct proporțională cu temperatura. Dacă presiunea gazului crește, temperatura gazului crește. Putem concluziona că, dacă presiunea gazului crește, temperatura și densitatea gazului cresc, în timp ce volumul gazului scade.
Când volumul unui gaz scade, distanța dintre molecule se micșorează. Pe măsură ce distanța dintre molecule se micșorează, moleculele se atrag reciproc. Este similar cu situația în care o bucată de fier este adusă aproape de un magnet. Dacă distanța dintre magnet și fier este suficient de mare, magnetul nu poate atrage fierul. Dar dacă distanța dintre magnet și fier este mică, fierul este imediat tras mai aproape. Când moleculele sunt pe cale să se ciocnească, electronii de pe exteriorul moleculelor se resping reciproc (repulsie electrică). Drept urmare, moleculele nu se pot lipi între ele. Din această scurtă explicație, se poate spune că forța atractivă dintre molecule afectează și starea gazului.
Când presiunea gazului este suficient de mare și volumul gazului devine mic, distanța dintre molecule devine mai mică. În acest caz, moleculele umplu aproape întregul volum al gazului. Deoarece moleculele au și o dimensiune (diametru atomic = 10‐10 m) atunci trebuie să luăm în considerare și volumul acestor molecule.
Ecuația de stare
Van der Waals a derivat o ecuație de stare, luând în considerare volumul moleculelor și interacțiunile care au loc între molecule. Ecuația derivată de Van der Waals este o modificare a ecuației de stare a gazului ideal PV = nRT.
Informație :
P = Presiunea gazului (N/m2 = Pa)
V = Volumul de gaz (m3)
R = Constanta universală a gazelor (R = 8,315 J/mol.K = 8315 kJ/kmol.K)
T = Temperatură (K)
a = Constantă empirică (valoarea sa depinde de forța atractivă dintre moleculele de gaz)
b = constantă empirică (reprezintă volumul unui mol de molecule de gaz)
n = Numărul de moli (mol)
bn = Volumul total al moleculelor de gaz
Constantele a și b sunt obținute experimental. Valorile constantelor a și b depind de tipul de gaz.
n2 /v2 = raportul dintre pătratul numărului de moli (n) și pătratul volumului de gaz (V). Valoarea lui n2 /v2 depinde de presiunea și densitatea gazului. Dacă presiunea gazului (P) este mare, atunci volumul gazului (V) este mic. Cu cât V este mai mic, cu atât n este mai mare.2 /V2 Când volumul de gaz este mic (n2 /v2 mare) atunci distanța dintre molecule devine mai mică. Cu cât distanța dintre molecule este mai mică, cu atât este mai mare posibilitatea de interacțiune între molecule (coliziune, atracție reciprocă). Prin urmare, n2 /v2 este direct proporțională cu constanta a (comparați cu ecuația van der Waals, partea stângă). Cu cât valoarea lui n este mai mare2 /v2, cu atât forța atractivă dintre molecule (a) este mai mare. Invers, dacă presiunea gazului (P) este mică, volumul gazului (V) va fi mare. Cu cât V este mai mare, cu atât n este mai mic2 /v2 . N mai mic2 /v2 , forța atractivă dintre molecule devine și ea mai mică.
(V – bn) = Diferența dintre volumul gazului și volumul total al moleculelor de gaz. Constanta b indică volumul unui mol de molecule de gaz. n = numărul de moli. Produsul dintre b și n (bn) = volumul total al moleculelor de gaz. Dacă presiunea gazului (P) este mai mare, volumul gazului (V) este mai mic.
Cu cât V este mai mic, cu atât este mai mic (V – bn). Aceasta înseamnă că distanța dintre molecule este mai mică și, bineînțeles, forța atractivă dintre molecule este mai mare. Invers, dacă presiunea gazului este mai mică, volumul gazului este mai mare. Cu cât volumul gazului este mai mare, cu atât este mai mare (V – bn). Cu cât este mai mare (V – bn), cu atât este mai mică forța atractivă dintre moleculele de gaz.
Putem spune că ecuația de stare van der Waals descrie starea unui gaz real mai precis decât ecuația gazului ideal. Când presiunea și densitatea gazului sunt suficient de mari, ecuația van der Waals oferă rezultate mai precise. Dacă presiunea gazului nu este prea mare, atunci (o2 /v2) și (V-bn) pot fi ignorate, deci ecuația de stare Van der Waals se transformă în ecuația de stare a gazului ideal.
