Van der Walls är namnet på den holländske fysikern J.D. van der Waals (1837-1923). Van der Waals tillståndsekvation är en tillståndsekvation för en gas, liknande tillståndsekvationen för en ideal gas. Skillnaden är att tillståndsekvationen för en ideal gas inte kan ge exakta resultat om trycket och densiteten hos en verklig gas är tillräckligt stora. Medan Van der Waals tillståndsekvation kan ge mer exakta resultat.
Existensen av denna ekvation härstammar från Van der Waals, som insåg begränsningarna i ekvationen för ett idealt tillstånd. Waals modifierar tillståndsekvationen för den ideala gasen genom att lägga till flera faktorer som också påverkar det verkliga gasförhållandet, när trycket och densiteten hos den verkliga gasen är höga.
Gastrycket är omvänt proportionellt mot volymen. Om gastrycket ökar minskar gasvolymen. Omvänt, om gasvolymen minskar, ökar gastrycket. När gasvolymen minskar ökar gasdensiteten (densitet = massa / volym). Man kan säga att trycket är direkt proportionellt mot densiteten. Om gastrycket är stort är också gasdensiteten stor. Omvänt, om gastrycket är litet, är också gasdensiteten liten. Gastrycket är också direkt proportionellt mot temperaturen. Om gastrycket ökar ökar gastemperaturen. Vi kan dra slutsatsen att om gastrycket ökar, ökar temperaturen och densiteten hos gasen, medan gasvolymen minskar.
När gasvolymen minskar blir avståndet mellan molekylerna kortare. När avståndet mellan molekylerna blir kortare attraherar molekylerna varandra. Det är som när en bit järn förs nära en magnet. Om avståndet mellan magneten och järnet är tillräckligt långt kan magneten inte dra järn. Men om avståndet mellan magneten och järnet är kort dras järnet närmare. När molekylerna är på väg att kollidera stöter elektronerna på utsidan av molekylen bort varandra (elektrisk repulsion). Som ett resultat kan molekylerna inte fastna ihop. Utifrån denna korta beskrivning kan man säga att dragkraften mellan molekylerna påverkar gasens tillstånd.
När gastrycket är tillräckligt stort och gasvolymen blir liten, blir avståndet mellan molekylerna kortare. Eftersom molekyler också har en storlek (atomdiameter = 10⁻⁴⁻¹⁰ m ), måste vi också ta hänsyn till volymen av dessa molekyler.
Van der Waals minskar en tillståndsekvation med hänsyn till molekylvolymen och de interaktioner som sker mellan molekylerna. Ekvationen som Van der Waals härleder är resultatet av modifieringen av det ideala gastillståndet PV = n R T. Van der Waals tillståndsekvation:
P = gastryck (N/m² = Pa)
V = gasvolym ( m³ )
R = universell gaskonstant (R = 8.315 J / mol. K = 8315 kJ / kmol. K)
T = temperatur (K)
a = empirisk konstant (värdet beror på attraktionskraften mellan gasmolekylerna)
b = empirisk konstant (som representerar volymen av en mol gasmolekyler)
n = Antal mol (mol)
bn = total volym av gasmolekyler
Konstanterna a och b erhålls genom experiment. Konstantvärdena a och b beror på gastypen.
n2 /V2 = kvadratisk förhållande mellan antalet mol (n) och kvadraten på gasvolymen (V). Värdet på n2 /V2 beror på gasens tryck och densitet. Om gastrycket (P) är stort, är gasvolymen (V) liten. Ju mindre V, desto större är n2 /V2När gasvolymen är liten (n2 /V2 (är stort) är avståndet mellan molekylerna kortare. Ju kortare avståndet mellan molekylerna är, desto större är interaktionerna mellan dessa molekyler (kolliderar, drar ihop sig). Därför är n2 /V2 är direkt proportionell mot en konstant (jämför med van der Waals ekvation). Ju större värdet på n är2 /V2, desto större är attraktionen mellan molekylerna (a).
Omvänt, om gastrycket (P) är litet, blir gasvolymen (V) stor. Ju mer framträdande V, desto mindre n2 /V2Ju lägre n2 /V2, desto lägre är attraktionskraften mellan molekylerna.
(V – bn) = Skillnaden mellan gasvolymen och den totala volymen av gasmolekyler. Konstanten b representerar volymen av ett mol gasmolekyler. n = antal mol. Produkten av tiden mellan b och n (bn) = den totala volymen av gasmolekyler. Om gastrycket (P) blir större, blir gasvolymen (V) mindre.
Ju mindre V, desto mindre (V – bn). Detta innebär att avståndet mellan molekylerna ökar och naturligtvis ökar attraktionen mellan molekylerna. Omvänt, om gastrycket blir mindre, blir gasvolymen större. Ju betydande gasvolymen är, desto högre är (V – bn). Ju större (V – bn), desto mindre är attraktionen mellan gasmolekylerna.
Vi kan säga att ekvationen för van der Waals tillstånd beskriver det verkliga gastillståndet mer exakt än den ideala gasekvationen. När trycket och gasdensiteten är tillräckligt stora ger van der Waals ekvation mer exakta resultat. Om gastrycket inte är för stort kan (an² / V² ) och (V-bn) ignoreras, så att Van der Waals tillståndsekvation ändras till en ideal gasekvation.
