Periodisches System der Elemente. Van der Waals.

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KinetischeTheorie.

nu r unterhalb einer ganz bestimmten, für jeden Stoff charakteristischen Tem-peratur — der „kritischen Temperatur" dieses Stoffes — und unterhalb eines ganzbestimmten für jeden Stoff ebenfalls charakteristischen Druckes —■ des „kri-tischen Druckes" — möglich ist. Unter Anwendung höheren Druckes bzw.höherer Temperatur als der „kritischen" kann man, ohne daß eine Trennungln Flüssigkeit und Dampf eintritt, also „kontinuierlich" vom flüssigen zumgasförmigen Zustand und umgekehrt übergehen. Den Zustand, bei dem der■Uruck gleich dem kritischen Druck, die Temperatur gleich der kritischen Tem-peratur, und demnach das Molekularvolum eines reinen Stoffes gleich seinem>>kritischen Volum" ist, bezeichnet man als den kritischen Punkt.

Geht man nun von einem Gleichgewicht einer Flüssigkeit mit ihrem Dampfbe i niedriger Temperatur aus und nähert sich durch Erhöhen von Druck undTemperatur dem kritischen Punkt, so werden Flüssigkeit und Dampf in allenihren stofflichen Eigenschaften immer ähnlicher und ähnlicher, um schließlichlm kritischen Punkte vollständig identisch zu werden.

Die hier in groben Zügen geschilderten Verhältnisse unter einen Gesichts-Punkt zu bringen, sogar mit großer Annäherung quantitativ zu formulieren,gelang J. D. van der Waals (1873), der sich bei der Aufstellung seiner Theorieau f die inzwischen von Clausius, Maxwell und Boltzmann ausgearbeitete>>kinetische Theorie" der Gase stützen konnte.

Nach dieser Theorie ist der Druck eines Gases durch die Stöße der herum-liegenden und zusammenprallenden Moleküle auf die Gefäßwände bedingt,fahrend die Temperatur des Gases proportional der mittleren lebendigen Krafta er fortschreitenden Bewegung der Moleküle ist.

Um die Anschauungen der kinetischen Gastheorie auch auf den Zustand Erweiterung der1X1 der Nähe der Verflüssigung sowie den Flüssigkeitszustand selbst übertragen kmetlscheQ

7 , b ö & b Theorie durch

^ U können, machte van der Waals zwei Annahmen. 1. Als Raum, in dem van der waals.üle Moleküle sich bewegen können, kommt nicht der gesamte vom Gas ein-genommene Raum in Frage, sondern nur der freie Raum. Da nämlich dieMoleküle selbst ein Volumen haben, so wird die Anzahl der ZusammenstößeUrn so größer, je größer dieses wirkliche Volumen der Moleküle im VergleichZur u Gesamtvolum ist. Da aber der Druck nach der kinetischen Theorie0ri der Zahl der Zusammenstöße abhängt, so muß in der Boyle-Gayu ssacschen Formel von dem Gesamtvolumen ein bestimmtes „Covolumen",

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as van der Waals mit b bezeichnet, abgezogen werden. Unter Berück-

ichtigung der nichtzentralen Zusammenstöße der Moleküle ergibt sich in erster

nnäherung, daß dies Covolumen gleich dem vierfachen des wirklich von den

°lekülen eingenommenen Raumes ist. 2. Das Volumen ist nicht bloß ab-

an gig von dem äußeren Druck. Zu diesem äußeren Druck, der das Volumen

u verkleinern strebt, tritt vielmehr bei hinreichender Annäherung der Moleküle

lri e Anziehungskraft der Moleküle untereinander hinzu, die sich zum Druck

Ediert. Aus gewissen theoretischen Gründen setzt van der Waals diesen

^ n eren Zusatzdruck umgekehrt proportional dem Quadrat des Volumens. Den

ro Portionalitätsfaktor nennt er a.