قانون فاندرفالز

قانون فان دير فال هو قانون فيزيائي مهم يجب دراسته وفهم الفروق بين التشتت والثنائية القطبية والرابطة الهيدروجينية، وقام بأول تطوير لهذا النظرية العالم يوهانس ديدريك فان دير فال في عام 1873. وتم تعديله ليكون نسخة معدلة من قانون الغازات المثالي الذي يستخدم بشكل واسع، ويتنبأ قانون الغازات أن الغازات تتكون من كتل نقطية تتصادم بشكل مرن، ولكن هذا القانون لا يفسر سلوك الغازات، ولذلك تم استخدام قانون فان دير فال لتحديد الحالات الفيزيائية للغازات الحقيقية.

قانون فاندرفالز

• فان در فال هي طريقة لحساب القوى المتواجدة بين الجزيئات، وتأخذ بعين الاعتبار حجم الجزيء وقوى التشتت والقوى الثنائية القطبية، التي تمثل قوى الجذب والتنافر بين الجزيئات. تستخدم معادلة فان در فال في الدراسات التي تتعلق بالضغط والحجم ودرجة 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.
• تعتمد معادلة فاندرفال على التصحيحات التي تتم للضغط والحجم للغازات المثالية، كما تعتمد على الجسيمات والنتيجة التي يتم التوصل إليها، وهي ثابتة في جميع الحالات.

اشتقاق معادلة فاندرفالز

• تفترض النظرية الحركية للغازات المثالية أن الأجسام الغازية تتكون من جزيئات متناهية الصغر، وأنها تخضع للتصادمات المرنة فقط، وأنها تتكون من كتل نقطية ولا تمتلك حجومًا، وأنها مستقلة ولا تتفاعل مع بعضها البعض.
• في الواقع، تم الافتراض في الممارسات العملية بواسطة فاندر فال أن الأجسام الغازية هي مجال صلب له حجم معين، وبالتالي لا يمكن ضغطها كما يمكن التفاعل بين مجالين قريبين من بعضهما البعض والذين يتمتعون بحجم كروي حولهما.
• تم تعديل حجم معادلة فان دير فال، حيث يتم التوصل إلى أن الحجم المتاح لحركة الجسيمات ليس الحجم الكلي للحاوية، ولكنه أصغر بكثير. ومن خلال ذلك، تم التوصل إلى أن الحجم الذي تم تقديره للغاز المثالي كان مبالغا فيه، نظرا لخصائص الغازات الحقيقية. وعلاوة على ذلك، افترض فان دير فال أن الجسيمات هي كرات صلبة يمكن أن تقترب من بعضها البعض حتى يتلامسا، ولكنها لا تسمح لجسيم آخر بدخول هذا المجال، مما يجعل النقطة التي يتلامس فيها الجسيمين فقط.
• تم تصحيح معادلة فان دير فال من خلال التفاعلات التي تجري بين الجزيئات الغازية، حيث تقوم هذه الجزيئات الداخلية بتبادل التفاعلات بين بعضها البعض.
• تتواجد جسيمات على الأسطح وبالقرب من جدران الحاوية، وتخضع لتفاعلات بعيدة عن الجدران بسبب القوة الضغط المنخفض وعدم احتوائها على جزيئات، كما أن الغازات الحقيقية تظهر ضغطًا أقل من الغازات المثالية.

الغازات المثالية ومعادلتها

• معادلة الغاز المثالية هي PV=nRT، وعندما تبقى درجة الحرارة ثابتة، ينخفض الضغط ويؤدي ذلك إلى زيادة حجم الغاز المثالي، وتوضح هذه العلاقات من خلال معادلة الغاز المثالية، كما أنه عند زيادة الضغط وثبات درجة الحرارة، ينخفض حجم الغاز المثالي، وهكذا تتبقى العلاقات متباقية.
• عندما يكون حجم الغاز كبيرا جدا مقارنة بحجم الجزيئات، يكون معامل التصحيح في هذه الحالة صغيرا جدا وغير مهم، ويمكن تجاهله. عند تجاهل معامل التصحيح، يكون الضغط والحجم في هذه الحالة حقيقيا، حيث يصبح الغاز في هذه الحالة مثاليا، تماما كما يمكن لجميع الغازات الحقيقية أن تتصرف بنفس طريقة الغازات المثالية، وذلك عندما يكون الضغط منخفضا ودرجات الحرارة مرتفعة.

مميزات معادلة فاندرفالز

• يمكن استخدام معادلة فاندر فال لتوقع سلوك الغازات بشكل كبير وأكثر دقة من معادلة الغاز المثالي، مما يجعلها غير ضرورية في هذه الحالة.
• يمكن تطبيق هذه المعادلة على السوائلوتنطبق أيضاً على الغازات.
• في الحالة التكعيبية، تُعطي المعادلة ثلاثة أحجام لحساب الحجم عند درجات حرارة مختلفة.
• يمكن للمعادلة حساب الظروف الحرجة للاشتقاق.

عيوب قانون فاندرفالز

• تعتبر المعالجة جيدة جدًا في توفير القيم الدقيقة للغازات الحقيقية، ولكن فقط عند درجات حرارة حرجة.
• تعتبر النتائج الناتجة عن المعادلة مقبولة تحت درجات حرارة حرجة.
• تُعتبر هذه المعادلة فاشلة تمامًا في المرحلة الانتقالية من الحالة الغازية إلى الحالة السائلة، وذلك تحت درجة حرارة حرجة.
• فيما يتعلق بالعيوب، يُعتبر معادلة فاندر فال واحدة من المعادلات التي ساهمت في تطوير تقريب الغازات الحقيقية، خاصةً في الضغوط العالية، كما يمكن أيضًا التنبؤ بسلوك الغازات غير المثالية.

معامل الانضغاطية للغازات

يُعد معامل الانضغاط مقياسًا لانحراف الغاز الحقيقي عن سلوك الغاز المثالي، حيث يتم تمثيله في المعادلة بواسطة الضغط (P) والحجم المولي للغاز (Vm) وثابت الغاز (R) ودرجة الحرارة (T).

يمكن تصنيف الغازات الحقيقية إلى ثلاثة أنواع وفقًا لحجم عامل الانضغاط، فإذا كان الحجم:

في حالة الغاز المثالي PVm = RT، يكون Z = 1 في جميع درجات الحرارة والضغط، ولكن لا يوجد غاز يتمتع بهذه الصفة المثالية.

عندما تكون ضغوط الغازات أكبر من 1، ولديها انحراف موجب بالنسبة للغازات المثالية في جميع درجات الحرارة والضغط. وأحد أمثلة ذلك هو الهيدروجين والغازات النبيلة، باستثناء الكريبتون الذي لديه قيم منخفضة في الحالة الأولى.

عندما يكون حجم الغاز أقل من 1 وضغطه أقل من RT، تحدث انحرافات سلبية في الغازات تعني انحرافها عن سلوك الغازات المثالية عند جميع درجات الحرارة والضغط. ومن الأمثلة على ذلك الهيدروجين والهيليوم، حيث يكون لديهم قيم أكبر من الحالة الأولى.

– على الرغم من أن معظم الغازات لديها عامل انضغاط أقل من واحد عند الضغط المنخفض وأكبر من واحد عند الضغط العالي.

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.

اعتمادات قانون فاندرفالز

يعتمد قانون الغازات المثالية على فكرة أن الغازات تتألف من نقاط متجانسة وتتعرض فعليا للاصطدامات المرنة، سواء عند درجات الحرارة المنخفضة أو الضغوط العالية. يمكن أن نتخيل ذلك من خلال تجربة التفاعل في سعة الحاوية، حيث يتقلص حجمها عند زيادة الضغط، وفي هذه الحالة يجب أن لا نتجاهل حجم الجزيئات مقارنة بالحجم الإجمالي للحاوية. أما بالنسبة لدرجات الحرارة المنخفضة، فإن حركة الغازات تكون أقل، وبالتالي تتمتع الجزيئات بحركة أقل، وتتأثر تصادماتها بالقوى الجزيئية، مما يؤدي إلى تقليل عدد التصادمات في الحاوية وتقليل الضغط في الغاز المثال.