Ван дер Валс равенка онлајн. Ван дер Валсова равенка

Равенка на Ван дер Валс:

каде се постојаните корекции АИ бзависат од природата на гасот.

Амандман б го зема предвид волуменот недостапен за движењето на молекулите поради конечниот волумен на самите молекули и присуството на интеракции меѓу нив. Вредноста на b е приближно четири пати поголема од волуменот на самите молекули.

Амандман А ги зема предвид силите на взаемна привлечност. Претпоставувајќи дека внатрешниот притисок на гасот варира пропорционално на квадратот на густината или обратно пропорционален на квадратот на специфичниот волумен на гасот, Ван дер Валс го земал истиот еднаков на a/J 2, каде што a е коефициент на пропорционалност.

Проширување на заградите на левата страна:

Множење на еднаквоста со J 2 и делење со р:

Добиената равенка има три корени, т.е. за дадените параметри p и T, постојат три вредности на променливата J, кои ја претвораат равенката во идентитет.

Да ги разгледаме изотермите конструирани со помош на ван дер Валсовата равенка во координатен систем р–J.

Прв случајсе јавува на високи температури, кога изотермите имаат форма на хиперболични кривини (линија 1-2). Секој притисок одговара на одреден специфичен волумен (притисок p a одговара на специфичен волумен J a). Во овој случај, телото е во гасовита состојба при секој притисок.

Втор случајсе јавува при релативно ниски температури, кога изотермите имаат две кривини (линија 3-4).

Во овој случај, помеѓу точките e и f постои регион во кој секој притисок одговара на три вредности на специфичниот волумен (притисокот p a одговара на специфичните волумени J b, J c и J d), кои се три реални и различни корени на ван дер равенката Vaals.

Делот 3-б одговара на изотермална компресија на телото, се наоѓа во гасовита состојба, а во точката бвеќе почнува да се претвора во течна состојба.

Точка годговара на состојбата на телото кога тоа веќе целосно се претворило во течност, според кое делот d-4 претставува изотермална компресија на течноста.

Точка Соодговара на средна двофазна состојба на телото. Заплет b-f криваодговара на нестабилната состојба на пареата, и делот г-д– нестабилна состојба на течноста.

Во врска со дел е-ѓ, тогаш тоа воопшто нема физичко значење, бидејќи во реалноста при изотермална компресија телото од гасовита во течна состојба преминува при постојан притисок, т.е. по хоризонталната линија b-d.

Трет случајсе одвива на одредена температура за секое тело, кога точките b и d, приближувајќи се со зголемувањето на температурата, се спојуваат во една точка k, во која се навртува соодветната изотерма, а тангентата на неа во оваа точка има хоризонтална насока.

Точка ксе нарекува критична точка, над која е невозможно да се постигне премин на гас во течна состојба со помош на изотермална компресија, а соодветните параметри p cr, J cr и T cr се нарекуваат критични параметри.

Аналитички, условите за критична состојба на телото се изразуваат со равенките

Првиот од нив покажува дека критичната изотерма во точката k има хоризонтална тангента, втората - дека изотермата има флексија во точката k.

Користејќи ги овие равенки заедно со равенката на состојбата, можно е да се одредат вредностите на критичните параметри на состојбата на гасот.

Критичните параметри се дефинирани на следниов начин.

Ајде да ја трансформираме равенката на Ван дер Валс:

Ајде да разликуваме:

Го дефинираме вториот дериват:

Поделувајќи ја првата равенка со втората

и затоа ,

каде

Ван дер Валсовата равенка може да се претстави во бездимензионална форма со замена.

Најпознатата равенка за состојбата на реалните гасови, земајќи го предвид внатрешниот волумен на молекулите на гасот и нивната интеракција, е равенка (1873) од холандскиот физичар И.Д. ван дер Валс(1837–1923). Ајде накратко да ја разгледаме изведбата на оваа равенка.

Конечниот волумен (големина) на молекулите го зголемува притисокот на вистински гас во споредба со IG, бидејќи Преносот на импулсот до ѕидовите низ просторот на садот се случува побрзо отколку кај точкастите молекули поради фактот што тие поминуваат пократко растојание помеѓу судирите. Се земаат предвид само (одбивни сили) спарени судири на молекули - судир на две молекули кога другите не дејствуваат на нив. Веројатноста и влијанието на симултаните тројки, четворки итн. судирите се занемарени. При пресметување на притисокот, можеме да претпоставиме дека едната молекула останува неподвижна, додека другата се движи со двојно поголема брзина. кинетичка енергија. За време на судир, центрите на молекули можат да се приближат еден до друг на растојание помало од ге дијаметарот на молекулата, затоа можеме да сметаме дека стационарна молекула е опкружена оградна сферарадиус г, а подвижната молекула е точкаста. Ако го примениме ова приближување на гас од Нмолекулите, а потоа половина од молекулите N/2ќе биде во мирување (опкружен со затворени сфери), а другата половина може да се смета како гас од N 1=N/ 2 со температура Т 1 =2Т. Овој гас ќе има пристап до волуменот на садот Восвен волуменот бсите области на оградување N/ 2 молекули во мирување, т.е. V–b. Потоа, според равенката (9.12), притисокот што го вршат овие молекули на ѕидот на садот има форма

или за еден мол гас .

Очигледно, волуменот бприближно еднаква на четири пати поголем волумен од сите молекули на гас (сл. 13.2). Сега да го земеме предвид дејството на привлечните сили помеѓу молекулите на гасот. Кога молекулата е во супстанција (гас), привлечните сили од другите молекули од сите страни се приближно компензирани. Ако молекулата е во површинскиот слој, тогаш се појавува некомпензирана привлечна сила Ф, насочен од површината во гасот. Под влијание на овие сили, молекулата може воопшто да не стигне до ѕидот на садот, туку ќе се рефлектира од површинскиот слој на супстанцијата. Дејството на привлечните сили создава дополнителни - внатрешен или молекуларен притисок Пјас ~N cl F, Каде Н сл– број на молекули во блискиот површински (близок ѕид) слој. Количини Н слИ Фдиректно пропорционален на густината и обратно пропорционален на волуменот на гасот. За еден мол гас P i =a/V m 2 и вистинскиот притисок на гасот е , Каде Р– ИГ притисок. За гасовите што истекуваат, корекции за силите на одбивање и привлекување може да се воведат независно, а потоа, генерализирајќи, добиваме

(13.2)

или за произволна количина на супстанција, земајќи ги предвид В=nV m:

. (13.3)

Равенка (13.3) – ван дер Валсова равенка, аИ б– константи, ван дер Валс корекции.

Равенката (13.2), сметана како равенка за определување на дадениот волумен ТИ Р, постои равенка од трет степен, во трансформирана форма ја има формата

. (13.4)

Бидејќи равенката од трет степен со реални коефициенти може да има или еден реален корен и два сложени конјугати, или три реални корени, тогаш на рамнината PVдиректно, паралелно со оската В, може да ја пресече изотермата или во три или во една точка. Конструирањето на ван дер Валсовата изотерма од точки води до семејството на криви прикажани на сл. 13.3 (теоретски Ван дер Валс, експериментално Т. Ендрјус (1813–1885) за CO 2).

Левата, стрмно паѓачка гранка одговара на мала промена во волуменот со промена на притисокот, што е карактеристично за течната состојба на супстанцијата. Десната навалена гранка одговара на значителна промена во волуменот со промена на притисокот, што одговара на гасовитата состојба на супстанцијата.

Преминот од течна во гасовита состојба и назад не се случува по ван дер Валсовата изотерма, туку по изобарот AE, што е и изотерма на вистински гас. Во исто време, областите на фигурите ABCИ CDEеднакви ( Правилото на Максвел). Изотермни точки АИ Еприкажуваат двофазни состојби на материјата, а меѓу нив постојат две фази истовремено. Колку е поблиску претставувачката точка ГНа А, колку повеќе течност во системот, толку поблиску до Е- колку повеќе пареа. Ако го означиме максималниот волумен на мол течност и минималниот волумен на пареа во системот на температура Тпреку В 1 и В 2, соодветно, и волуменот на двофазниот регион во точката Гпреку V 0, Тоа , Каде X– молска фракција на течност во состојба Г; од тука, знаејќи ја јачината на звукот V 0, можеме да ја најдеме и дропката xтечности. Сајтови АБИ ДЕИзотермите на Ван дер Валс прикажуваат метастабилни состојби на материјата: преладена течност и презаситена пареа, кој може да постои под одредени услови (со многу бавен процес на квази-рамнотежа и внимателна подготовка, на пример, отстранување на сите загадувачи од волуменот на загреаната течност и од ѕидовите на садот, бидејќи процесот на вриење започнува полесно на странски честички - подмножества). Заплет ВДодговара на апсолутно нестабилни (зголемен притисок со зголемување на волуменот) состојби на материјата и не се реализира под никакви услови. При доволно ниски температури областа ABCможе да падне под оската О.В., што е адекватно на негативниот притисок што одговара на состојбата на истегнатата течност (поради дејството на силите на површинскиот напон).

Со зголемување на температурите, површината на грбовите и коритата на изотермата Ван дер Валс се намалува на температура Т к– критична температура – се претвора во точка на флексија со хоризонтална тангента. За оваа точка, равенката (13.4) има три идентични корени и има форма . Критичните параметри на даден гас се одредуваат со формулите

кинетика на гасна плазма термодинамика

Во гасот, интеракциите помеѓу молекулите се слаби. Како што се засилува, својствата на гасот се повеќе отстапуваат од својствата на идеалните гасови и, на крајот, се претвораат во концентрирана состојба - течност. Во течност, интеракцијата помеѓу молекулите е висока и, според тоа, својствата на течноста зависат од специфичниот тип на течност. Затоа е невозможно да се инсталира било кој општи формули, кој квантитативно би ги опишал својствата на течноста. Сепак, можно е да се најдат некои формула за интерполација, кој квалитативно ја опишува транзицијата помеѓу течност и гас. Оваа формула треба да даде правилни резултати во два екстремни случаи. За ретки гасови треба да се трансформира во идеални формули за гас. Како што се зголемува густината, мора да се земе предвид ограничената компресибилност на супстанциите. За да добиеме таква формула, подетално ќе го проучуваме отстапувањето од идеалноста при високи температури. Ќе разгледаме монатомски гас. Од истите причини, формулите ќе бидат применливи за полиатомски гасови. Претходно опишаната природа на интеракцијата на атомите на гас ни овозможува да ја одредиме формата на првите членови на експанзијата на B(T) во однос на инверзната моќност на T, и ќе претпоставиме дека односот U 0 /kT е мал<< 1.

Имајќи предвид дека U 12 е функција само од растојанието r помеѓу атомите, имаме. Поделувајќи го доменот на интеграција над dr на два дела, пишуваме:

Но, за вредностите на r од 0 до 2r 0, потенцијалната енергија на U 12 е многу висока. Затоа, во првиот интеграл можеме да го занемариме поимот exp(-U 12 /kT) во споредба со единството. Тогаш интегралот станува еднаков на позитивната вредност b = 16рr 0 3 /3 (ако за монатомски гас го сметаме r како радиус на атомот, тогаш b е неговиот четирикратен волумен). Во вториот интеграл насекаде |U 12 |/kT< U 0 /kT << 1. Поэтому можно разложить подынтегральное выражение по степеням U 12 /kT, ограничиваясь первым неисчезающим членом. Тогда второй интеграл становится равным

каде што a е позитивна константа. Така, го откриваме тоа

Наоѓање на слободната енергија на гасот

Ајде да го замениме овој израз

што претходно го добивме од статистичкиот збир за идеален гас. Потоа добиваме

При изведување на формулата за слободната енергија на гасот, претпоставуваме дека гасот, иако не е доволно редок за да се смета за идеален, сепак има доволно голем волумен (така што би можеле да се занемарат тројните и сл. интеракции), т.е. растојанието помеѓу молекулите е многу поголемо од нивната големина. Може да се каже дека волуменот V на гасот е, во секој случај, значително поголем од Nb. Затоа

Оттука

Во оваа форма, оваа формула ги задоволува условите наведени погоре, бидејќи на големо V се претвора во формулата за слободната енергија на идеален гас, а при мало V ја открива неможноста за бесконечна компресија на гасот (на V< Nb аргумент логарифма становится отрицательным). Зная свободную энергию, можно определить давление газа:

Ова е посакуваната равенка на состојбата на вистински гас - ван дер Валсовата равенка. Тоа е само една од многуте можни формули за интерполација. Јан ван дер Валс ја изведе оваа равенка во 1873 година (Нобелова награда 1910 година).

Ентропија на вистински гас од (*):

Енергија E = F + TS

Од ова е јасно дека топлинскиот капацитет на гасот ван дер Валс ќе се совпадне со топлинскиот капацитет на идеалниот гас (во зависност само од Т) и може да биде константен. Топлинскиот капацитет C p, како што е лесно да се види, не зависи само од T, туку и од V и затоа не може да се сведе на константа. Вториот член во Е одговара на енергијата на интеракцијата на гасот. Тоа е негативно, бидејќи преовладува гравитацијата.

Намалена равенка на состојбата.

Да ја напишеме ван дер Валсовата равенка за еден мол гас:

P(V) зависностите при константна температура се нарекуваат ван дер Валс изотерми. Меѓу различните изотерми, постои една која одговара на критична состојба, математички карактеризирана со точка на флексија. Изедначување на првиот и вториот извод на нула.

За вистински гасови, резултатите од теоријата на идеален гас треба да се користат со голема претпазливост. Во многу случаи потребно е да се премине кон пореални модели. Еден од големиот број такви модели може да биде гасот Ван дер Валс. Овој модел го зема предвид внатрешниот волумен на молекулите и интеракциите меѓу нив. За разлика од равенката Менделеев-Клапејрон pV=RT,валидна за идеален гас, гасната равенка ван дер Валс содржи два нови параметри АИ б,не е вклучено во равенката за идеален гас и земајќи ги предвид меѓумолекуларните интеракции (параметар А)и реален (не-нула) внатрешен волумен (параметар б)молекули. Се претпоставува дека земајќи ја предвид интеракцијата помеѓу молекулите во равенката на состојбата на идеалниот гас влијае на вредноста на притисокот стр,а земајќи го предвид нивниот волумен ќе доведе до намалување на просторот слободен за движење на молекулите – волуменот V,окупирана од гас. Според Ван дер Валс, равенката на состојбата на еден мол од таков гас е напишана како:

Каде Умот- моларен волумен на количина ( а/хм)И бопишете отстапувања на гас од идеалноста.

Магнитуда a/V^,што одговара по димензија на притисокот, ја опишува интеракцијата на молекулите едни со други на големи (во споредба со големината на самите молекули) растојанија и го претставува таканаречениот „внатрешен притисок“ на гасот, дополнителен на надворешниот р.Постојана Комерсантво изразот (4.162) го зема предвид вкупниот волумен на сите молекули на гас (еднаков на четири пати поголем од волуменот на сите молекули на гас).

Ориз. 4.24. Кон дефиниција на константа бво ван дер Валсовата равенка

Навистина, користејќи го примерот на две молекули (сл. 4.24), може да се убеди дека молекулите (како апсолутно крути топки) не можат да се приближат една до друга на растојание помало од 2 Гпомеѓу нивните центри

тие. областа на просторот „исклучена“ од вкупниот волумен окупиран од гасот во садот, кој се отпаѓа со две молекули, има волумен

Во однос на една молекула ова е

неговиот четирикратен волумен.

Затоа (В М - б)е волуменот на садот достапен за движење на молекулите. За кој било волумен Ви масите Тгас со моларна маса Мравенката (4.162) ја има формата

Ориз. 4.25.

каде v = t/mе бројот на молови гас, и a"= v 2 aИ б"= v б- ван дер Валсови константи (корекции).

Изразот за внатрешниот притисок на гасот во (4.162) е напишан како a/Vj,поради следната причина. Како што беше кажано во потточка 1.4.4, потенцијалната енергија на интеракцијата помеѓу молекулите е, до прво приближување, добро опишана со потенцијалот на Ленард-Џонс (види Сл. 1.32). На релативно големи растојанија, овој потенцијал може да се претстави како зависност U ~ g~ b,Каде Г- растојание помеѓу молекулите. Бидејќи силата Финтеракциите помеѓу молекулите се поврзани со потенцијалната енергија УКако F--град U(r),Тоа F~-g 7.Бројот на молекули во волуменот на сфера со радиус r е пропорционален на r 3, затоа вкупната сила на интеракција помеѓу молекулите е пропорционална it 4 и дополнителниот „притисок“ (сила поделена со површина пропорционална на g 2)пропорционално g b(или ~ 1/F 2). На мали вредности Гсе појавува силна одбивност меѓу молекулите, што индиректно се зема предвид

коефициент б.

Ван дер Валсовата равенка (4.162) може да се препише како полиномна (виријална) експанзија во моќи Умот(или U):

Релативно В Моваа равенка е кубна, па на дадена температура Тмора да има или еден вистински корен или три (понатаму, под претпоставка дека сè уште имаме работа со еден мол гас, ќе го испуштиме индексот МВ В Мза да не се натрупуваат формулите).

На слика 4.25 во координати p(V)на различни температури ТДадени се изотермите кои се добиени како решенија на равенката (4.163).

Како што покажува анализата на оваа равенка, постои таква вредност на параметарот Т-Г* (критична температура), која квалитативно ги издвојува различните видови на неговите раствори. На Т > Т ккривини p(V)монотоно се намалува со растот V,што одговара на присуството на едно реално решение (еден пресек на права линија стр =конституира со изотерма p(V))- секоја вредност на притисокот родговара само на една волуменска вредност В.Со други зборови, кога Т > Т кгасот се однесува приближно идеално (нема точна кореспонденција и се добива само кога Т ->оо, кога може да се занемари енергијата на интеракција помеѓу молекулите во споредба со нивната кинетичка енергија). При ниски температури, кога Т до една вредност родговара на три вредности V,а обликот на изотермите суштински се менува. На G = T kВан дер Валсовата изотерма има една посебна точка(едно решение). Оваа точка одговара на /^ (критичен притисок) и VK(критичен волумен). Оваа точка одговара на состојбата на материјата наречена критична и, како што покажуваат експериментите, во оваа состојба супстанцијата не е ниту гас ниту течност (средна состојба).

Експерименталното добивање на вистински изотерми може да се изврши со помош на едноставен уред, чиј дијаграм е прикажан на сл. 4.26. Уредот е цилиндар со подвижен клип и манометар р.Мерење на волумен Впроизведени од положбата на клипот. Супстанцијата во цилиндерот се одржува на одредена температура Т(се наоѓа во термостатот).

Ориз. 4.26.

Со менување на неговиот волумен (спуштање или подигање на клипот) и мерење на притисокот се добива изотерма p(V).

Излегува дека вака добиените изотерми (цврсти линии на сл. 4.25) значително се разликуваат од теоретските (линија со цртичка). На Т = Т и поголем Внамалувањето на волуменот доведува до зголемување на притисокот според пресметаната крива до точката Н(изотерма со точки со цртичка на сл. 4.25). По ова намалување Вне води кон понатамошен раст р.Со други зборови, точка Нодговара на почетокот на кондензацијата, т.е. премин на супстанција од состојба на пареа во течна состојба. Кога јачината на звукот се намалува од точка Ндо точка Мпритисокот останува константен, се менува само односот помеѓу количествата на течни и гасовити материи во цилиндерот. Притисокот одговара на рамнотежата помеѓу пареата и течноста и се нарекува притисок заситена пареа (означено на сл. 4.25 како p„. p). Во точката Мцелата материја во цилиндерот е течна. Со дополнително намалување на волуменот, изотермите нагло се зголемуваат, што одговара на нагло намалување на компресибилноста на течноста во споредба со пареата.

Кога температурата во системот се зголемува, т.е. при движење од една во друга изотерма, должината на отсечката МНсе намалува (A/UU"на Т 2 > Т),и во Т=Т Ксе стега до одредена точка. Коверт од сите сегменти од типот МНформира крива во форма на ѕвонче (бинодална) - крива со точки МКНво Сл. 4.25, одвојувајќи го двофазниот регион (под бинодалното ѕвоно) од еднофазниот регион - пареа или течност. На Т>Т кнема зголемување на притисокот гасовита супстанцијаПовеќе не може да се претвори во течност. Овој критериум може да се користи за да се направи условна разлика помеѓу гасот и пареата: кога Т супстанцијата може да постои и во форма на пареа и во форма на течност, но кај Т > Бидејќи ниту еден притисок не може да го претвори гасот во течност.

Во внимателно дизајнирани експерименти може да се набљудува т.н метастабилни состојби,се карактеризира со области MOИ NLна изотермата на ван дер Валс кај Т= Т(крива со точки со цртичка на сл. 4.25). Овие состојби одговараат на суперладената пареа (дел MO)и прегреана течност (дел NL). Супер оладена пареа -ова е состојба на материјата кога, според неговите параметри, треба да биде во течна состојба, но во своите својства продолжува да го следи однесувањето на гасови - има тенденција, на пример, да се шири со зголемување на волуменот. И обратно, прегреана течност -оваа состојба на супстанцијата кога, според нејзините параметри, треба да биде пареа, но според своите својства останува течност. И двете од овие состојби се метастабилни (т.е. нестабилни): со мало надворешно влијание, супстанцијата се трансформира во стабилна еднофазна состојба. Заплет OL(дефинирано математички од ван дер Валсовата равенка) одговара на негативен коефициент на компресија (како што се зголемува волуменот, се зголемува и притисокот!), тој не се реализира во експерименти под никакви услови.

Константи АИ бсе сметаат за независни од температурата и се, општо земено, различни за различни гасови. Меѓутоа, можно е да се измени ван дер Валсовата равенка така што сите гасови ја задоволуваат ако нивните состојби се опишани со равенката (4.162). За да го направите ова, ајде да ја најдеме врската помеѓу константите АИ би критични параметри: r k, V K n T k.Од (4.162) за молови вистински гас добиваме 1:

Сега да ги искористиме својствата на критичната точка. Во овој момент големината год/дВИ tfp/dV 2се еднакви на нула, така што оваа точка е точка на флексија. Од ова следува систем од три равенки:

1 Индекс Мкога волуменски молови на гас се испуштени за да се поедностави ознаката. Овде и под константите АИ бсè уште се сведени на еден мол гас.

Овие равенки важат за критичната точка. Нивното решение е релативно/>*, У к,Погоди:

и, соодветно,

Од последната релација во оваа група формули, особено, произлегува дека за реалните гасови константата Ризлегува дека е индивидуално (за секој гас со свој сет на рк, У к, Т ктој е свој), и тоа само за идеален или реален гас далеку од критичната температура (на Т » Т к)може да се претпостави дека е еднаква на универзалната гасна константа R = k b N A.Физичкото значење на оваа разлика лежи во процесите на формирање на кластери кои се случуваат во реални гасни системи во субкритични состојби.

Критичните параметри и ван дер Валсовите константи за некои гасови се претставени во табелата. 4.3.

Табела 4.3

Критични параметри и ван дер Валс константи

Ако сега ги замениме овие вредности од (4.168) и (4.169) во равенката (4.162) и ги изразиме притисокот, волуменот и температурата во таканаречените намалени (бездимензионални) параметри l = r/r k,ко = V/VK t = Т/Т до,тогаш тој (4.162) ќе биде презапишан како:

Ова ван дер Валсова равенка во дадени параметриуниверзална за сите ван дер Валс гасови (т.е. реални гасови кои ја почитуваат равенката (4.162)).

Равенката (4.170) ни овозможува да формулираме закон што ги поврзува трите дадени параметри - законот на соодветните состојби: ако за некои различни гасови два од три се совпаѓаат(л, така, т) дадени параметри, тогаш вредностите на третиот параметар исто така мора да се совпаѓаат. Се вели дека таквите гасови се во соодветни состојби.

Пишувањето на ван дер Валсовата равенка во форма (4.170) исто така ни овозможува да ги прошириме концептите поврзани со неа на случајот на произволни гасови кои повеќе не се ван дер Валс. Равенка (4.162), напишана како (4.164): p(V) = RT/(V-b)-a/V 2, по форма наликува на проширувањето на функцијата p(Y)по редослед на овластувања В(до втор мандат заклучно). Ако го земеме предвид (4.164) прво приближување, тогаш равенката на состојбата на кој било гас може да се претстави во универзална форма:

каде се коефициентите А„(Т)се нарекуваат виријални коефициенти.

Со бесконечен број на термини во оваа експанзија, може точно да ја опише состојбата на кој било гас. Шансите А„(Т)се функции на температурата. Различни модели се користат во различни процеси, а за да се пресметаат, теоретски се проценува колку термини од ова проширување мора да се користат во случаи на различни видови гасови за да се добие посакуваната точност на резултатот. Се разбира, сите модели на реални гасови зависат од избраниот тип на интермолекуларна интеракција усвоен кога се разгледува одреден проблем.

Предложен во 1873 година од холандскиот физичар Ј.Д. ван дер Валс.

Равенката Менделеев-Клапејрон е равенка на состојба на идеален гас и сосема точно го опишува однесувањето на реалните гасови при мала густина, т.е. доволно низок притисок и висока температура ( ).

Како што температурата се намалува и притисокот се зголемува, густината на гасот се зголемува, а растојанието помеѓу неговите молекули се намалува, па затоа занемарете го нивниот волумен и интеракција

Ориз. 23со акција не можеме.

Силите на взаемно привлекување помеѓу молекулите се насочени во гасот, т.е. кон најголемата средина на периферните молекули (сл. 23).

Дејството на овие сили е слично на присуството на некој дополнителен притисок врз гасот, наречен внатрешен.

Поради фактот што молекулите на гасот заземаат конечни големини, тие зафаќаат вкупен волумен V/. Затоа, волуменот предвиден за движење на молекулите ќе биде помал за количината V". Така, за да се опише состојбата на реалните гасови, неопходно е да се направат две корекции:

А) на дополнителен притисок предизвикан од интеракцијата на молекулите;

б) да се намали волуменот, поради земањето во предвид големината на самите молекули.

Да ја земеме равенката на состојбата на идеален гас како основа и, со соодветни измени на неа, да ја добиеме равенката на состојба на реален гас. За еден мол гас имаме

Воведените измени првпат беа пресметани и предложени од Ван дер Валс (гол.)

Каде АИ В– ван дер Валс константи.

Ван дер Валсовата равенка за еден мол реален гас има форма:

. (26)