Van-der-Waals-Zustandsgleichung

Van-der-Waals-Zu|stands|glei|chung [nach J. D. van der Waals]; Syn.: Van-der-Waals-Gleichung: eine ↑ Zustandsgleichung, die das – vom ↑ Gasgesetz idealer Gase abweichende – Verhalten realer Gase näherungsweise beschreibt: (p + a/V²_m) · (V_m‒b) = R T, wobei p = Druck, V_m = Molvolumen, R = Gaskonstante u. T = Temperatur ist. Die beiden stoffspezif. sog. Van-der-Waals-Konstanten a u. b versinnbildlichen im Ausdruck a/V² den zum Gasdruck hinzuzurechnenden ↑ Binnendruck aufgrund von ↑ Van-der-Waals-Kräften bzw. als Korrekturglied b das vom Molvolumen abzuziehende ↑ Kovolumen. Mit der Vereinfachung (b‒a)/R T = B (2. ↑ Virialkoeffizient) lässt sich die V.-d.-W.-Z. vereinfacht als p V = R T + B p darstellen. Vgl. Theorem der übereinstimmenden Zustände.

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Van-der-Waals-Zustandsgleichung

 

[v-; nach J. D. van der Waals], Van-der-Waals-Gleichung, eine empirische thermische Zustandsgleichung, die das Verhalten realer Gase und Flüssigkeiten näherungsweise beschreibt:

 

T ist die Temperatur, R die allgemeine Gaskonstante, p der Gasdruck, V_m = V / n das molare Volumen (V Volumen, n Stoffmenge), a und b sind charakteristische stoffspezifische Konstanten (Van-der-Waals-Konstanten). Dabei wird b als das Eigenvolumen (Kovolumen) der Gasmoleküle aufgefasst, das vom Gesamtvolumen abzuziehen ist, und a / V_m² als der zum Gasdruck hinzuzurechnende Binnendruck (Kohäsionsdruck) aufgrund zwischenmolekularer Kräfte. Der Phasenübergang flüssig-gasförmig lässt sich mithilfe der Van-der-Waals-Zustandsgleichung qualitativ erfassen und im Zustandsdiagramm veranschaulichen. Mit steigender Temperatur und wachsendem Volumen nähert sich das Verhalten dem idealer Gase an.