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Gase

Gase bestehen aus räumlich weit voneinander getrennten Molekülen oder Atomen in schneller Bewegung. Zwei (oder mehrere) beliebige Gase können in jedem Verhältnis völlig homogen vermischt werden (Diffusion) .Ähnliches gilt nicht generell auch für Flüssigkeiten. Da zwischen den Molekülen eines Gases relativ große Zwischenräume bestehen , können die Moleküle eines zweiten Gases leicht dazwischen geschoben werden. Dasselbe passiert bei der Kompression eines Gases, nur werden hier die Moleküle durch Druck enger zusammen gebracht. Ein Gas füllt ein Gefäß immer vollständig aus.

Druck

Druck ist definiert als Kraft pro Fläche. In der Chemie ist der Atmosphärendruck eine wichtige Bezugsgröße.

Barometer

Der Atmosphärendruck wird mit Hilfe eines Barometers gemessen. Das älteste Modell, aus dem 17. Jhr., besteht aus einem am Ende verschlossenen Rohr von etwa 85 cm Länge. Dieses wurde mit Quecksilber gefüllt und in ein offenes, mit Quecksilber gefülltes Gefäß gestellt. Das Quecksilber im Rohr sinkt auf ein bestimmtes Maß weit ab. Der Atmospärendruck, der außen auf der Quecksilberoberfläche lastet, hält eine Säule bestimmter Höhe im Rohr fest. Der Zwischenraum zwischen dem Quecksilber und dem Rohrende ist ein fast perfektes Vakuum. Da Quecksilber bei Raumtemperatur nur sehr wenig flüchtig ist, befindet sich nur eine vernachlässigbare Menge Quecksilberdampf im Zwischenraum. Der Druck innerhalb des Rohres auf der Höhe des Bezugsniveaus stammt allein vom Gewicht der Quecksilbersäule; dieser Druck ist gleich dem außen herrschenden Atmosphärendruck.
Die Höhe der Quecksilbersäule ist ein direktes Maß für den Atmosphärendruck. Der Athmosphärendruck ist von der Höhenlage des Standorts und, in geringem Maße vom Wetter abhängig. Der mittlere Druck auf Höhe des Meeresspiegels bei 0°C hält eine Quecksilbersäule von 760 mm Höhe. Dieser Druck wird Normaldruck genannt.

Das Avogadrosche Gesetz

Schon 1808 konnten chemische Versuche nachweisen, das die Volumina von Gasen, die bei Reaktionen verbraucht werden oder entstehen, in einem ganzzahligen Verhältnis zueinander stehen, sofern alle Volumina bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gemessen werden.

Eine der untersuchten Reaktionen war die von Wasserstoffgas mit Chlorgas, bei der Chlorwasserstoffgas („gasförmige Salzsäure") entsteht:

1 Volumen Wasserstoff + 1 Volumen Chlor --> 2 Volumen Chlorwasserstoff

Damals kannte man noch keine chemischen Formeln, heute würde man formulieren:

1 H2 (g) + 1 Cl2 (g) --> 2 HCl (g)

Die Erklärung für diese Volumenverhälnisse wurde 1811 von Amedeo Avogadro gegeben. Nach dem Avogadroschen Gesetz enthalten gleiche Volumina beliebiger Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl von Molekülen.

Diese genaue Beziehung der Volumeneinheiten untereinander gilt nur für Gase.

Wenn gleiche Volumina zweier Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleich viele Moleküle enthalten, dann gilt umgekehrt auch:
Eine gleich große Zahl von Molekülen zweier Gase beansprucht bei gleichem Druck und gleicher Temperatur das gleiche Volumen. Dies gilt unabhängig von der Art der Moleküle, weil sie räumlich so weit von einander getrennt sind das ihre Form und oder Größe vernachläßigbar ist.

Ein Mol eines Gases besteht aus 6,022*1023 Teilchen (Avogadrosche Zahl). Ein Mol eines Gases nimmt unter gleichen Druck-Temperatur-Bedingungen das gleiche Volumen wie ein beliebiges anderes Gas ein.
Unter Normalbedingungen (0°C und 1 atm) nimmt ein Mol eines Gases ein Volumen von 22,414 Litern ein.

Das ideale Gasgesetz

Druck, Volumen und Temperatur sind Zustandsgrößen. Für Gase gibt es eine enge Beziehung zwischen diesen Größen und der Stoffmenge:

p * V = n * R * T

Dabei ist p der Druck, V das Volumen, n die Stoffmenge und T die Temperatur in Kelvin und R ist die ideale Gaskonstante.
Die meisten Gase erfüllen unter gewöhnlichen Bedingungen recht gut die Gleichung. Ein hypothetisches Gas, das unter allen Bedingungen die Gleichung exakt erfüllt, nennt man ideales Gas. Die Gleichung wird deshalb ideales Gasgesetz genannt. Die Gleichung beschreibt einen einfachen Kurvenverlauf:

Druckdiagramm

Wenn ein Gas bei konstantem Druck erwärmt wird, dehnt es sich aus. Eine Temperaturerhöhung um 1°C bewirkt eine Ausdehnung um 1/273 des Volumens, das bei 0°C eingenommen wird.
Völlig gleichartig ist auch die Abhängigkeit des Drucks, wenn die Temperatur erhöht wird. Für jedes °C Temperaturerhöhung steigt der Druck um 1/273 des Druckes, der bei 0°C herrscht.
(Diese Beobachtungen nennt man die Gay-Lussacschen Gesetze)

Die kinetische Gastheorie

Mit Hilfe der kinetischen Gastheorie können die bei Gasen herrschenden Gesetzmäßigkeiten erklärt werden. Sie basiert auf folgenden Postulaten:

1.) Gase bestehen aus Teilchen (Molekülen oder Atomen), die im Raum weit verteilt sind. Das Volumen der einzelnen Teilchen ist vernachlässigbar klein im Vergleich zum Gesamtvolumen.

2.) Die Teilchen im Gas befinden sich in ständiger, schneller und geradliniger Bewegung. Sie stoßen miteinander und mit der Gefäßwand zusammen. Bei den Stößen kann Energie von einem Teilchen auf ein anderes übertragen werden, aber insgesamt geht keine kinetische Energie verloren.

3) Die mittlere kinetische Energie („Geschwindigkeit der Teilchen") hängt von der Temperatur ab; sie nimmt mit der Temperatur zu. Bei gegebener Temperatur ist die mittlere kinetische Energie für alle Gase die gleiche.

4.) Anziehungskräfte zwischen den Teilchen sind vernachlässigbar.

Die Gasgesetze können mit der kinetischen Theorie erklärt werden. Nach der Theorie kommt der Druck durch die ständigen Kollisionen der Teilchen mit der Gefäßwand zustande. Wenn die Zahl der Teilchen pro Volumeneinheit vergrößert wird, verursacht die vergrößerte Zahl von Kollisionen einen erhöhten Druck. Eine Verkleinerung des Volumens vermehrt die Zahl der Teilchen pro Volumeneinheit. Verkleinerung des Volumens bewirkt also eine Druckerhöhung.

Gas

Mit zunehmender Temperatur nimmt die mittlere kinetische Energie und damit die mittlere Geschwindigkeit der Teilchen zu. Die Stöße gegen die Gefäßwände werden heftiger und häufiger. Als Konsequenz steigt der Druck mit der Temperatur.

Reale Gase

Das ideale Gasgesetz erfaßt das Verhalten eines idealen Gases („das gibt es gar nicht") - ein Gas, das die Voraussetzungen der kinetischen Gastheorie erfüllt. Unter gewöhnlichen Druck- und Temperatur-Verhältnissen erfüllen reale Gase das ideale Gasgesetz recht gut, bei niedrigen Temperaturen und/oder hohen Drücken, jedoch nicht. Die Kurven realer Gase weichen von der Kurve eines idealen Gases, in den Grenzbereichen, deutlich ab.

Hierfür gibt es zwei Gründe:

Intermolekulare Anziehungskräfte:

Eine der Voraussetzungen der kinetischen Gastheorie ist das Fehlen von Anziehungskräften zwischen den Molekülen. Solche Anziehungskräfte müssen jedoch existieren, anderenfalls wäre es nicht möglich, Gase zu verflüssigen, denn intermolekulare Anziehungskräfte halten die Moleküle einer Flüssigkeit zusammen. Je höher der Druck ist, desto mehr rücken die Moleküle aneinander und desto stärker macht sich die intermolekulare Anziehungskraft bemerkbar.

Molekularvolumen:

Die kinetische Gastheorie geht von punktförmigen Molekülen aus, die keinen eigenen Raumbedarf haben. Dementsprechend ist nach dem idealen Gasgesetz das Volumen gleich Null, wenn beim absoluten Temperatur-Nullpunkt die molekulare Bewegung zum Stillstand gekommen ist. Die Moleküle realer Gase haben aber ein eigenes Volumen. Bei Druckerhöhung werden die Abstände zwischen den Molekülen verringert, aber die Moleküle selbst können nicht „zusammengequetscht" werden.

Verflüssigung von Gasen:

Wegen der intermolekularen Anziehungskräfte verhalten sich Moleküle so ähnlich, als hätten sie eine klebrige Oberfläche. Wegen der hohen Geschwindigkeit der Moleküle und wegen der großen Zahl von Stößen können die Moleküle in einem Gas nicht aneinander haften bleiben.
Bei Absenkung der Temperatur nehmen die Molekülgeschwindigkeiten ab und die Stöße werden weniger heftig --> die Moleküle können aneinander haften bleiben. Ähnlich wirkt eine Erhöhung des Drucks; die Moleküle sind weniger weit von einander entfernt und die Anziehungskräfte werden deshalb wirksamer. Bei Druckerhöhung und/oder Temperaturerniedrigung weicht das Gas immer mehr vom idealen Verhalten ab und wird schließlich flüssig.

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