Ideale Gase p ·V = n ·R ·T p ·V = const V = Vo(1+ ·t) V n P (Druck) in Pa V (Volumen) in m3 n (Stoffmenge) in mol R (Gaskonst.) in J·mol -1 ·K-1 T (Temperatur) in K daraus ableitbar Boyle-Mariottesches Ges. (T, n = const.) Gay-Lussacsches Ges. (p, n = const.) VO, mol = 22,414 Avogadrosches Ges. (p, T = const.) p ·V = const V = Vo(1+ ·t) V n
(Gesetz der Partialdrucke) Daltonsches Gesetz (Gesetz der Partialdrucke) In einer Gasmischung üben die Teilchen jedes einzelnen gasförmigen Bestandteils in einem gegebenen Volumen denselben Druck aus wie wenn sie allein anwesend wären. damit
Kinetische Gastheorie Druck eines Gases (bei V,T = const.) hängt nur von n, nicht von der Art des Gases ab - offenbar ist die mittlere kinetische Energie der Translation für alle Gasteilchen (unabhängig von ihrer Masse) gleich. d.h. weil für H2: 1820 m s-1 (273 K) 3640 m s-1 (1092 K) für O2: 455 m s-1 (273 K) weil m(H2)=(1/16)m(O2) für zwei verschiedene Gase: Grahamsches Effusionsges.
Van der Waals-Gleichung Reale Gase Bei tiefen Temperaturen und hohen Drucken weichen echte, reale Gase von den idealen Gasgesetzen ab. p ·V = n ·R ·T [(p ·V)/(n ·T)] = R Zwei Gründe für Abweichen vom idealen Verhalten: 1) Anziehungskräfte (van der Waals-Kräfte) 2) Eigenvolumen der Gasteilchen Van der Waals-Gleichung a, b: Konstante für verschiedene Gase, müssen experimentell ermittelt werden