Równanie van der Waalsa
Z Wikipedii
Równanie van der Waalsa jest równaniem stanu gazu wiążące parametry stanu gazu ( ciśnienie p, objętość V i temperaturę T).
Wyprowadzone przez van der Waalsa w roku 1873 jako rozszerzenie równania stanu gazu idealnego (równanie Clapeyrona), van der Waals wprowadził poprawkę uwzględniającą objętość cząsteczek gazu (b) oraz oddziaływanie wzajemne cząsteczek gazu (a/V2).
Najczęściej podawane jest dla objętości molowej gazu (dla 1 mola gazu, V = Vm):
Gdzie:
- a - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca oddziaływanie między cząsteczkami gazu (cząsteczki gazu przyciągają się, w wyniku czego rzeczywiste ciśnienie gazu na ścianki naczynia jest mniejsze niż w przypadku, gdyby tego oddziaływania nie było)
- b - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca skończone rozmiary cząsteczek (cząsteczki zajmują jakąś objętość)
- p - ciśnienie,
- Vm = V/n - objętość molowa, gdzie:
- T - Temperatura bezwzględna,
- R - uniwersalna stała gazowa
Parametry a i b zgodnie z teorią powinny być związane z parametrami punktu krytycznego gazu, zwanymi też stałymi krytycznymi, które mogą być też w zastosowaniach praktycznych traktowane jako parametry dopasowania:
oraz 
gdzie:
- Tc - Temperatura krytyczna
- pc - ciśnienie krytyczne
Dla dowolnej ilości moli gazu n w objętości V równanie van der Waalsa przybiera postać:
Równanie van der Waalsa stanowi na ogół bardzo dobre przybliżenie równania stanu gazów rzeczywistych, szczególnie dla dużych ciśnień i w temperaturach i ciśnieniu zbliżonych do parametrów skraplania gazu i powyżej.
Jeśli można zaniedbać oddziaływanie między cząsteczkami (a=0) i rozmiary samych cząsteczek (b=0) czyli traktować gaz jako gaz doskonały, to równanie van der Waalsa przechodzi w równanie Clapeyrona. Bardziej ogólnym równaniem opisujacym gazy rzeczywiste jest wirialne równanie stanu gazu.
