Fisico olandese. Laureatosi
all'università di Leida (1873), si dedicò alla ricerca occupandosi
soprattutto di fenomeni termodinamici. Interessandosi in particolare della
teoria cinetica dei gas, scoprì l'importante equazione di stato dei gas
reali, nota appunto come
equazione di van der W.
(V. OLTRE), grazie alla quale nel 1910 gli fu
assegnato il premio Nobel per la fisica. A lui si deve la conoscenza delle forze
di attrazione intermolecolari, sempre presenti negli elementi e nei composti
chimici allo stato solido, liquido e gassoso, note come
forze di van der
W. (V. OLTRE) (Leida 1837 - Amsterdam 1923).
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Equazione di van der W.: consente di prevedere l'esistenza di una
temperatura critica nei gas reali. Essa viene espressa dalla seguente relazione:
(P + n2a/V2) (V - nb) = nRT
in cui
n è il numero dei modi;
a e
b sono due
costanti caratteristiche di ogni gas; la costante
b è detta
covolume (volume proprio di ciascuna molecola);
P corrisponde alla
pressione e
V al volume mentre
a/V2 è l'effetto
dell'attrazione molecolare. Il termine (
V {--} b) rappresenta il vero
volume libero della massa gassosa. L'equazione di
V. è necessaria
per correggere la
legge di Boyle e Mariotte per i gas reali, secondo la
quale la pressione, in un gas a temperatura costante, è inversamente
proporzionale al volume del gas stesso. ║
Forze di van der W.:
servono a spiegare la differenza di comportamento fra un gas reale e un gas
perfetto. Tali forze sono dovute a fenomeni di polarizzazione della
configurazione elettronica di un atomo in seguito all'effetto degli atomi che lo
circondano. Gli atomi viciniori, infatti, portano alla formazione di dipoli che
rispettivamente si attraggono. Le forze intramolecolari di
V. hanno
notevole importanza per gli atomi e le molecole dei gas rari, dell'ossigeno,
degli alogeni, dell'azoto e di molti composti organici. A causa di tali forze si
ha un aumento del punto di fusione e di ebollizione, proporzionale all'aumento
della complessità della molecola.