JOHANNES DIDERIK VAN DER WAALS

Nobel Física-1910

  

         Van der Waals había estudiado ya mucho él solo cuando ingresó en la Universidad de Leiden en 1862. Su tesis doctoral versó sobre la naturaleza de los gases y su fase líquida, que atrajo mucho su atención, y que fue la nota dominante en su larga vida dedicada a la investigación. Le nombraron profesor de física en la Universidad de Ámsterdam en 1877, donde permaneció hasta su retiro, treinta años después.

         El trabajo de su vida representa una mejora decisiva en la anticuada obra clásica de Boyle y Charles. Boyle había descubierto la relación entre presión y volumen, y Charles había logrado con bastante precisión la que existía entre temperatura y volumen. Las dos relaciones se combinaban en una ecuación:

R=P*V/T

donde P representa a presión de una cantidad de gas, V su volumen y T su temperatura absoluta. R representa una constante. En condiciones ideales en una muestra de gas, si una de las tres variables se variaba, los otros dos valores se ajustaban para mantener el valor de R constante.

         Sin embargo, esto no es completamente exacto en la realidad. En algunos gases la ecuación es casi exacta y tanto más cuanto más se eleve la temperatura y descienda la presión. Se creyó que para un gas ideal o “perfecto” era completamente válida y sin parangón.

         Van der Waals se interesó en el por qué la ecuación de los “gases perfectos” no respondía a los gases reales. Meditó en la teoría cinética de los gases realizada por Maxwell y Boltzmann. Se podía aceptar la ecuación de los gases perfectos admitiendo dos suposiciones: que no había fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas y que estas moléculas tenían de tamaño cero. Ninguna de las suposiciones es correcta, hay pequeñas fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas y aunque pueden ser de un tamaño pequeñísimo no es cero. Teniendo en cuenta esto, Van der Waals, en 1873 hizo una versión algo más complicada de la ecuación de los gases, en la que introducía dos constantes más. Estas constantes eran diferentes para cada gas y tenían que determinarse para que fuese perfecta porque en cada gas las moléculas tienen un tamaño particular y ejercen distintas atracciones intermoleculares.

         Al usar la temperatura, presión y volumen de un gas en su punto crítico (donde el gas y el líquido tienen igual densidad y no pueden distinguirse uno del otro) Van der Waals consiguió otra ecuación que no necesitaba constantes nuevas y que era válida para cualquier gas.

         Como resultado del trabajo de Van der Waals se descubrió que el efecto Joule-Thomson de que un gas se enfría cuando se le permite expansionarse, solo era exacto por debajo de una cierta temperatura, que es característica para cada gas. En la mayor parte de los gases esta temperatura es lo suficientemente alta para que los físicos trabajen con comodidad con los gases enfriados por el método de Joule-Thomson. Pero el hidrógeno y helio tienen esa temperatura característica muy baja  y su licuefacción no se pudo efectuar por expansión (el método más conveniente y usado), cosa que consiguieron bajando la temperatura hasta ese punto por otros métodos. Solamente cuando se consiguió ese descenso fue cuando Dejar y Kamerlingh-Onnes pudieron aproximarse al cero absoluto.

         En 1910 recompensaron a Van der Waals con el premio Nobel de física por su trabajo en la ecuación de los gases.