Van der Walls është emri i një fizikani holandez, JD van der Waals (1837-1923). Ekuacioni i gjendjes Van der Waals është një ekuacion i gjendjes së një gazi, i ngjashëm me ekuacionin e gjendjes së një gazi ideal. Dallimi është se ekuacioni i gjendjes së një gazi ideal nuk mund të japë rezultate të sakta nëse presioni dhe dendësia e gazit real janë mjaft të mëdha. Ndërsa Ekuacioni i gjendjes Van der Waals mund të japë rezultate më të sakta.
Ekzistenca e këtij ekuacioni buron nga Van der Waals, i cili kuptoi kufizimet e ekuacionit të një gjendjeje ideale. Waals, modifikoi ekuacionin e gjendjes së gazit ideal, duke shtuar disa faktorë që ndikojnë gjithashtu në gjendjen reale të gazit, kur presioni dhe dendësia e gazit real janë të mëdha.
Presioni i gazit është në përpjesëtim të zhdrejtë me vëllimin. Nëse presioni i gazit rritet, vëllimi i gazit zvogëlohet. Anasjelltas, nëse vëllimi i gazit zvogëlohet, presioni i gazit rritet. Kur vëllimi i gazit zvogëlohet, dendësia e gazit rritet (dendësia = masë / vëllim). Mund të thuhet se presioni është drejtpërdrejt proporcional me dendësinë. Nëse presioni i gazit është i madh, dendësia e gazit është gjithashtu e madhe. Anasjelltas, nëse presioni i gazit është i vogël, dendësia e gazit është gjithashtu e vogël. 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, ndërsa vëllimi i gazit zvogëlohet.
Kur vëllimi i gazit zvogëlohet, distanca midis molekulave bëhet më e ngushtë. Kur distanca midis molekulave bëhet më e ngushtë, molekulat tërheqin njëra-tjetrën. Është si kur një copë hekuri i afrohet një magneti. Nëse distanca midis magnetit dhe hekurit është mjaftueshëm e madhe, magneti nuk mund ta tërheqë hekurin. Por nëse distanca midis magnetit dhe hekurit është e afërt, hekuri tërhiqet më afër. Kur molekulat janë gati të përplasen, elektronet në pjesën e jashtme të molekulës shtyjnë njëra-tjetrën (shtypje elektrike). Si rezultat, molekulat nuk mund të ngjiten së bashku. Nga ky përshkrim i shkurtër, mund të thuhet se forca tërheqëse midis molekulave ndikon në gjendjen e gazit.
Kur presioni i gazit është mjaftueshëm i madh dhe vëllimi i gazit bëhet i vogël, distanca midis molekulave bëhet më e afërt. Meqenëse molekulat kanë edhe një madhësi (diametri atomik = 10-10 m ), atëherë duhet të marrim në konsideratë edhe vëllimin e këtyre molekulave.
Van der Waals zvogëlon një ekuacion të gjendjes, duke marrë parasysh vëllimin molekular dhe bashkëveprimet që ndodhin midis molekulave. Ekuacioni i nxjerrë nga Van der Waals është rezultat i modifikimit të ekuacionit të gjendjes së gazit ideal PV = n R T. Ekuacioni i gjendjes Van der Waals:
P = presioni i gazit (N / m 2 = Pa)
V = vëllimi i gazit ( m3 )
R = konstanta universale e gazit (R = 8.315 J / mol. K = 8315 kJ / kmol. K)
T = temperatura (K)
a = konstante empirike (vlera varet nga forca e tërheqjes midis molekulave të gazit)
b = konstanta empirike (që përfaqëson vëllimin e një moli molekulash gazi)
n = Numri i moleve (mol)
bn = vëllimi total i molekulave të gazit
Konstantet a dhe b merren nëpërmjet eksperimenteve. Vlerat konstante a dhe b varen nga lloji i gazit.
n2 /v2 = raporti kuadratik i 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 V, aq më i madh është n2 /v2Kur vëllimi i gazit është i vogël (n2 /v2 është e madhe) distanca midis molekulave është më e afërt. Sa më e afërt të jetë distanca midis molekulave, aq më të mëdha janë bashkëveprimet midis këtyre molekulave (përplasja, tërheqja së bashku). Prandaj, n2 /v2 është drejtpërdrejt proporcionale me një konstante (krahaso me ekuacionin van der Waals). Sa më e madhe të jetë vlera e n2 /v2, aq më e madhe është tërheqja midis molekulave (a).
Anasjelltas, nëse presioni i gazit (P) është i vogël, atëherë vëllimi i gazit (V) bëhet i madh. Sa më i dukshëm V, aq më i vogël është n.2 /v2Sa më i ulët të jetë n2 /v2, aq më e ulët është forca tërheqëse midis molekulave.
(V – bn) = Diferenca midis vëllimit të gazit dhe vëllimit total të molekulave të gazit. Konstantja b përfaqëson vëllimin e një moli molekulash gazi. n = numri i moleve. Prodhimi i kohës midis b dhe n (bn) = vëllimi total i molekulave të gazit. Nëse presioni i gazit (P) bëhet më i rëndësishëm, atëherë vëllimi i gazit (V) bëhet më i vogël.
Sa më i vogël të jetë V, aq më i vogël (V – bn). Kjo do të thotë që distanca midis molekulave rritet dhe, sigurisht, tërheqja midis molekulave rritet. Anasjelltas, nëse presioni i gazit zvogëlohet, vëllimi i gazit bëhet më i madh. Sa më i rëndësishëm të jetë vëllimi i gazit, aq më i lartë (V – bn). Sa më i madh (V – bn), aq më i vogël është tërheqja midis molekulave të gazit.
Mund të themi se ekuacioni i gjendjes van der Waals përshkruan gjendjen reale të gazit 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 injorohen, kështu që ekuacioni i gjendjes Van der Waals ndryshon në një ekuacion të gjendjes ideale të gazit.
