قانون فاندرفالز

كتابة سمر عادل آخر تحديث: 15 سبتمبر 2020 , 03:39

قانون فاندر فال من القوانين المهمة التي يجب دراستها ودراسة الفرق بين قوى التشتت وثنائية القطبية والرابطة الهيدروجينية مهمة أيضا فأول من اشتق معادة فاندر فال هو العالم Johannes Diderik van der Waals وكان ذلك عام 1873 فتعتبر هذه المعادلة هي النسخة المعدلة لقانون الغازات المثالي الذي يستخدم كثيرا جدا، وينص قانون الغازات أن الغازات عبارة عن كتل نقطية تكون خاضعة للتصادمات المرنة ولكن هذا القانون لا يفسر السلوك للغازات فلذلك تم اللجوء لقانون فاندر فال ليقوم بتحديد الحالات الفيزيائية للغاز الحقيقي.

قانون فاندرفالز

  • فاندر فال تقوم باتخاذ الحجم الجزيئي في الاعتبار وتهتم أيضا بالقوى للتفال الجزيئي مثل قوى التشتت وقوى ثنائية القطب والتي تمثل قوى التجاذب والتنافر فمعادلة فاندر فال تكون في الأساس بالدراسات التي تتعلق بالضغط، الحجم، درجة الحرارة وكمية الغازات الحقيقية ويتم التعبير عنها بالمولات.
  • ويتم التعبير عن الثوابت في معادلة فاندر فال بالوحدات فرمز ال a يتم التعبير عنه ب atm2 mol m2 أما الرمز b فيتم التعبير عنه ب لتر مول.
  • اعتمد الاشتقاق لمعادلة فاندر فال على التصحيحات التي تتم للضغط والحجم للغازات المثالية كما أنه يعتمد أيضا على الجسيمات والنتيجة التي يتم التوصل إليها واحدة في كل الحالات.

اشتقاق معادلة فاندرفالز

  • تم الافتراض من خلال النظرية الحركية للغازات المثالية أن الأجسام غازية فهي تكون كتل نقطية وليس لها حجوم كما أنها مستقلة ولا يحدث لها أي تفاعلا كما أنها تخضع للتصادمات المرنة فقط.
  • لكن في الممارسات العملية تم الافتراض بواسطة فاندر فال أن الأجسام الغازية هي مجال صلب ولها حجم معين وبالتالي لا يمكن ضغطها كما يمكن التفاعل من خلال مسافات قريبة والتي تمتلك الحجم الكروي حولهما.
  • تم تصحيح الحجم في معادلة فاندر فال حيث من خلال الجسيمات التي لها شكل محدد فيمكن التوصل إلى أن الحجم المتاح لحركة الجسيمات ليس الحجم الكلي للحاوية ولكن حجم أقل وبهذا تم التوصل إلى أن الحجم الذي تم تقديره للغاز المثالي أمر مبالغ فيه وذلك نسبة للغازات الحقيقية كما أن فاندر فال اعتبر أن الجسيمين من كرة صلبة يمكن لهما الاقتراب لحين أن يتلامسا لكن لا يمكن السماح لجسيم أخر للدخول في هذه المنطقة فتكون النقطة المتصلة بين جسيمين فقط.
  • كما تم تصحيح الضغط في معادلة فان دير فال وذلك من خلال التفاعلات التي تتم بين الجسيمات الغازية حيث أن هذه الجسيمات الداخلية تقوم بلغي التفاعلات بين بعضها البعض.
  • الجسيمات التي توجد على الأسطح والتي تتواجد بالقرب من الجدران للحاوية لا تحتوي على جزيئات ولذلك فإنها تتعرض للتفاعلات البعيدة عن الجدران من خلال القوة الضغط المنخفض كما أن الغازات الحقيقية تظهر الضغط في صورة أقل مما تظهره الغازات المثالية.

الغازات المثالية ومعادلتها

  • معادلة الغاز المثالية هي PV = nRTفعند ثبوت درجة الحرارة يقل الضغط ومنها يؤدي إلى زيادة الحجم للغاز المثالي وتضح هذه العلاقات من خلال معادلة الغاز المثالي كما أن عند زيادة الضغط وثبوت درجة الحرارة يقل الحجم للغاز المثالي وهكذا لباق العلاقات.
  • عندما يكون الحجم للغاز كبير جدا مقارنة بالحجم للجزيئات فيكون معامل التصحيح في هذه الحالة صغير جدا ويكون غير مهم ويمكن اهماله فعندما يتم اهمال معامل التصحيح فيكون الضغط والحجم في هذه الحالة حقيقي حيث يكون الغاز في هذه الحالة مثالي كما يمكن أن تكون جميع الغازات الحقيقية لها نفس التصرف للغازات المثالية وذلك عند الضغوط المنخفضة ودرجات الحرارة العالية.

مميزات معادلة فاندرفالز

  • يمكن من خلال معادلة فاندر فال التنبؤ بسلوك الغازات بشكل كبير وبشكل أفضل من معادلة الغاز المثالي فمكن الاستغناء عنها في هذه الحالة.
  • يمكن أن تنطبق هذه المعادلة على السوائل أيضا ولا تنطبق على الغازات فقط.
  • تعتبر المعادلة في الحالة التكعيبية تعطي ثلاثة أحجام لحساب الحجم عند درجات الحرارة المختلفة.
  • المعادلة قادرة على حساب الظروف الحرجة للاشتقاق.

عيوب قانون فاندرفالز

  • تعتبر المعالة جيدة جدا في إعطاء القيم الدقيقة للغازات الحقيقية ولكن فوق درجة الحرارة الحرجة فقط.
  • تعتبر النتائج للمعادلة مقبولة وذلك تحت درجات الحرارة الحرجة.
  • تعتبر المعادلة فاشلة تماما في المرحلة الانتقالية من الحالة الغازية للحالة السائلة وذلك تحت درجة الحرارة الحرجة.
  • ولكن بالنسبة لهذه العيوب تعتبر معادلة فاندر فال من المعادلات التي ساهمت في تطوير التقريب للغازات الحقيقية وذلك عند الضغوط العالية كما يمكن التنبؤ أيضا بالغازات غير المثالية.

معامل الانضغاطية للغازات

يعتبر معامل الانضغاط هو مقياس لانحراف الغاز الحقيقي عن سلوك الغاز المثالي وفي المعادلة يكون P هو الضغط و Vm هو الحجم المولي للغاز، R هو ثابت الغاز و T هي درجة الحرارة.

ويمكن وصف الغازات الحقيقية من خلال ثلاثة أنواع حسب الحجم لعامل الانضغاط فإذا كان:

في حالة الغاز المثالي PVm = RT ، بحيث يكون Z = 1 في جميع درجات الحرارة والضغط لكن لا يوجد غاز مثالي.

Z> 1. PVm> RTالغازات التي لها انضغاطية أكبر من 1 كما يكون لها انحراف موجب بالنسبة للغازات المثالية وذلك في جميع درجات الحرارة والضغط. ومن أبسط الأمثلة على ذلك الهيدروجين والغازات النبيلة ولكن باستثناء الكريبتون حيث يكون لديهم قيم منخفضة عن الحالة الأولى.

Z <1. PVm <RTالغازات ذات الانضغاطية أقل من 1 وذلك يتم الحصول على انحرافًا سلبيًا عن الغازات المثالية في كل درجات الحرارة والضغط ومن الأمثلة على ذلك الهيدروجين والهيليوم حيث يكون لهم قيم أكبر من الحالة الأولى.

ولكن أغلب الغازات يكون لها عامل انضغاط أقل من واحد وذلك عند ضغوط منخفضة وأكبر من واحد عند الضغوط العالية.

أما بالنسبة لدرجة حرارة بويل فتعتمد على عامل الانضغاط من خلال الحرارة حيث يكون عامل الانضغاط يتناسب بشكل عكسي مع درجات الحرارة فيمكن الاستنتاج من ذلك أنه عند حدوث زيادة في درجات الحرارة يؤدي ذلك إلى تقليل الانحراف عن السلوك المثالي كما أن كل غاز حقيقي لديه درجة حرارة معينة ويمكن اظهار ذلك من خلال عامل الانضغاط حيث يحدث به تغييرات طفيفة ويقترب من درجة الحرارة بدرجة واحدة كما أن بعض الغازات تخضع لقوانين الغاز المثالية وذلك عند الضغط العالية ودرجة حرارة معينة، فدرجة الحرارة التي عندها يتصرف الغاز الحقيقي مثل الغاز المثالي وذلك على مدى طويل من الضغط هي درجة حرارة بويل للغاز فعلى سبيل المثال يحتوي النيتروجين على درجة حرارة بويل تبلغ 323 كلفن.[1]

اعتمادات قانون فاندرفالز

يعتمد قانون الغازات المثالية على أن الغازات عبارة عن كتل من النقط والتي تخضع فعليا للتصادمات المرنة وذلك عند الحرارة المنخفضة أو عند الضغوط العالية فيمكن تخيل ذلك من خلال وعاء عند زيادة الضغط به ينخفض الحجم للحاوية وفي هذه الحالة لا يتم اهمال الحجم للجزيئات وذلك مقارنة بالحجم الكلي للحاوية أما بالنسبة للحرارات المنخفضة يتم اعتبار قلة الحركة للغازات حيث أنها لا تتحرك بسرعة حيث أن الجزيئات للغاز تعتمد على القوى الجزيئية فيتم الحصول على التصادمات غير المرنة وذلك يؤدي للتصادم الأقل للحاوية والضغط يكون أقل مما هو عليه في الغاز المثالي.[2]

زر الذهاب إلى الأعلى
إغلاق