Van der Waals është emri i një fizikani holandez, J.D. van der Waals (1837–1923). Ekuacioni i gjendjes van der Waals është në fakt një ekuacion i gjendjes së gazit, i ngjashëm me ekuacionin e gjendjes së gazit ideal . Dallimi është se ekuacioni i gazit ideal nuk mund të japë rezultate të sakta nëse presioni dhe dendësia e gazit real janë mjaft të mëdha. Ekuacioni i gjendjes van der Waals, megjithatë, mund të japë rezultate më të sakta.
Ky ekuacion e ka origjinën nga Van der Waals, i cili njohu kufizimet e ekuacionit të gjendjes së gazit ideal. Waals e modifikoi ekuacionin e gjendjes së gazit ideal duke shtuar disa faktorë që ndikojnë në gjendjen e një gazi real kur presioni dhe dendësia e gazit real janë mjaftueshëm të larta.
Ndërsa rritet presioni i gazit, rritet edhe temperatura dhe dendësia e gazit, ndërsa vëllimi i gazit zvogëlohet.
Presioni i gazit është në përpjesëtim të zhdrejtë me vëllimin. Nëse presioni i gazit rritet, vëllimi zvogëlohet. Anasjelltas, nëse vëllimi i gazit zvogëlohet, presioni i gazit rritet. Kur vëllimi i gazit zvogëlohet, dendësia e gazit rritet (densiteti = dendësia = masa / vëllimi). Mund të thuhet se presioni është drejtpërdrejt proporcional me dendësinë. Nëse presioni i gazit është i lartë, atëherë dendësia e gazit është gjithashtu e lartë. Anasjelltas, nëse presioni i gazit është i ulët, atëherë dendësia e gazit është gjithashtu e ulët. Presioni i gazit është gjithashtu drejtpërdrejt proporcional me temperaturën. Nëse presioni i gazit rritet, temperatura e gazit rritet. Mund të konkludojmë se nëse presioni i gazit rritet, temperatura dhe dendësia e gazit rriten, ndërsa vëllimi i gazit zvogëlohet.
Kur vëllimi i një gazi zvogëlohet, distanca midis molekulave bëhet më e ngushtë. Ndërsa distanca midis molekulave bëhet më e afërt, molekulat tërheqin njëra-tjetrën. Është e ngjashme me kur një copë hekuri i afrohet një magneti. Nëse distanca midis magnetit dhe hekurit është mjaft e madhe, magneti nuk mund ta tërheqë hekurin. Por nëse distanca midis magnetit dhe hekurit është e afërt, hekuri tërhiqet menjëherë më afër. Kur molekulat janë gati të përplasen, elektronet në pjesën e jashtme të molekulave shtyjnë njëra-tjetrën (shtypje elektrike). Si rezultat, molekulat nuk mund të ngjiten së bashku. Nga ky shpjegim i shkurtër, mund të thuhet se forca tërheqëse midis molekulave ndikon gjithashtu në gjendjen e gazit.
Kur presioni i gazit është mjaftueshëm i lartë dhe vëllimi i gazit është i vogël, distanca midis molekulave bëhet më e ngushtë. Në këtë rast, molekulat mbushin pothuajse të gjithë vëllimin e gazit. Meqenëse molekulat kanë edhe madhësi (diametri atomik = 10-10 m ), duhet të marrim parasysh edhe vëllimin e këtyre molekulave.
Ekuacioni i gjendjes
Van der Waals nxori një ekuacion gjendjeje, duke marrë parasysh vëllimin e molekulave dhe bashkëveprimet që ndodhin midis molekulave. Ekuacioni i nxjerrë nga Van der Waals është një modifikim i ekuacionit të gazit ideal të gjendjes PV = nRT.
Informacion:
P = Presioni i gazit (N/m2 = Pa)
V = Vëllimi i gazit ( m3 )
R = Konstantja universale e gazit (R = 8,315 J/mol.K = 8315 kJ/kmol.K)
T = Temperatura (K)
a = Konstante empirike (vlera e saj varet nga forca tërheqëse midis molekulave të gazit)
b = konstanta empirike (përfaqëson vëllimin e një moli molekulash gazi)
n = Numri i moleve (mol)
bn = Vëllimi total i molekulave të gazit
Konstantet a dhe b merren eksperimentalisht. Vlerat e konstanteve a dhe b varen nga lloji i gazit.
n2 / V2 = raporti i katrorit të numrit të moleve (n) me katrorin e vëllimit të gazit (V). Vlera e n2 / V2 varet nga presioni dhe dendësia e gazit. Nëse presioni i gazit (P) është i madh, atëherë vëllimi i gazit (V) është i vogël. Sa më i vogël të jetë V, aq më i madh është n2 / V2 . Kur vëllimi i gazit është i vogël (n2 / V2 është i madh) distanca midis molekulave bëhet më e afërt. Sa më e afërt të jetë distanca midis molekulave, aq më e madhe është mundësia e bashkëveprimit midis molekulave (përplasje, tërheqje me njëra-tjetrën). Prandaj, n2 / V2 është drejtpërdrejt proporcional me konstanten a (krahaso me ekuacionin van der Waals, ana e majtë). Sa më e madhe të jetë vlera e n2 / V2 , aq më e madhe është forca tërheqëse midis molekulave (a). Anasjelltas, nëse presioni i gazit (P) është i vogël, atëherë vëllimi i gazit (V) bëhet i madh. Sa më i madh të jetë V, aq më i vogël është n2 / V2 . Sa më i vogël të jetë n2 / V2 , forca tërheqëse midis molekulave është gjithashtu më e vogël.
(V – bn) = Diferenca midis vëllimit të gazit dhe vëllimit total të molekulave të gazit. Konstantja b tregon vëllimin e një moli molekulash gazi. n = numri i moleve. Prodhimi i b dhe n (bn) = vëllimi total i molekulave të gazit. Nëse presioni i gazit (P) është më i madh, vëllimi i gazit (V) është më i vogël.
Sa më i vogël të jetë V, aq më i vogël (V – bn). Kjo do të thotë që distanca midis molekulave është më e afërt dhe sigurisht forca tërheqëse midis molekulave është më e madhe. Anasjelltas, nëse presioni i gazit është më i ulët, vëllimi i gazit është më i madh. Sa më i madh vëllimi i gazit, aq më i madh (V – bn). Sa më e madhe (V – bn), aq më e vogël është forca tërheqëse midis molekulave të gazit.
Mund të themi se ekuacioni i gjendjes van der Waals përshkruan gjendjen e një gazi real më saktë sesa ekuacioni i gazit ideal. Kur presioni dhe dendësia e gazit janë mjaftueshëm të mëdha, ekuacioni van der Waals jep rezultate më të sakta. Nëse presioni i gazit nuk është shumë i madh, atëherë (an 2 / V 2 ) dhe (V-bn) mund të neglizhohen, kështu që ekuacioni i gjendjes van der Waals shndërrohet në ekuacionin e gjendjes së gazit ideal.
