Gase - Chemie.

« Gase - Chemie. 1 EINLEITUNG Gase , allgemeine Bezeichnung für Stoffe, die sich im gasförmigen Aggregatzustand befinden.

Im Gegensatz zu Festkörpern oder Flüssigkeiten sind die Atome bzw.

Moleküle in einem Gas frei beweglich, wodurch sich die Anordnung der Bestandteile ständig ändert.

Aus diesem Grund besitzen Gase keine eigene Form und können jeden beliebigenRaum ausfüllen.

Sie dehnen sich außerdem frei aus und haben eine weit geringere Dichte als Flüssigkeiten und Festkörper. 2 IDEALES GASGESETZ Die Zustände der Materie, auch als Phasen bezeichnet, werden anhand der Ordnung innerhalb des betrachteten Systems festgelegt.

So haben beispielsweise die Moleküleeines Systems im Raum eine gewisse Bewegungsfreiheit.

Diese Freiheiten nennt man häufig auch Freiheitsgrade.

Für die geradlinige Bewegung (Translation) hätte man drei Möglichkeiten, nämlich vorwärts und rückwärts (erster Freiheitsgrad), seitwärts (zweiter Freiheitsgrad) und nach oben bzw.

nach unten (dritter Freiheitsgrad).

Es leuchtetnatürlich ein, dass Moleküle in einem Festkörper, im Gegensatz zu Gasmolekülen, in ihrer Bewegungsfreiheit eingeschränkt sind.

Neben den drei geradlinigen Bewegungengibt es außerdem auch noch drei Drehbewegungen (Rotation) – um eine der jeweiligen Raumachsen.

Und darüber hinaus sind auch Freiheitsgrade für Schwingbewegungen (Vibration) möglich – z.

B.

bei Festkörpermolekülen kleine Schwingungen um ihre Gitterplätze. Diese mikroskopischen Freiheitsgrade stehen in Zusammenhang mit dem makroskopischen Ordnungsbegriff.

Im Gegensatz zu Festkörpern gibt es in einem Gas keinemakroskopische Raumordnung.

Die Bewegung der Moleküle folgt rein statistischen Gesetzmäßigkeiten und ist nur durch die Gefäßwände begrenzt. Man hat empirische Gesetze entwickelt, welche die makroskopischen Größen miteinander verbinden.

Bei gewöhnlichen Gasen sind diese makroskopischen, beobachtbarenGrößen der Druck (p), das Volumen (V) und die Temperatur (T).

Nach dem Boyle-Mariotte’schen-Gesetz sind in einem Gas, das bei konstanter Temperatur gehalten wird, das Volumen und der Druck umgekehrt proportional (verhältnisgleich): Verkleinert man den Raum in dem sich ein Gas befindet, dann nimmt der Druck in diesem Gas zu.Folglich gilt rein mathematisch pV = Konstante. Das erste Gay-Lussac’sche Gesetz sagt aus, dass bei konstant gehaltenem Druck p das Volumen V eines Gases der absoluten Temperatur T direkt proportional ist und ferner dass bei konstant gehaltenem Volumen der Druck eines Gases proportional zur absoluten Temperatur ist.

Die Verbindung dieser Gesetzmäßigkeiten führt zum idealenGasgesetz: pV/T = R (pro Mol), in der Physik auch bekannt als Zustandsgleichung eines idealen Gases. Die Konstante R auf der rechten Seite der Gleichung ist eine universelle Konstante, deren Entdeckung ein Meilenstein der modernen Wissenschaft ist. 3 DIE KINETISCHE GASTHEORIE Mit den Fortschritten in der atomistischen Lehre über Materie wurde es möglich, für die oben angeführten empirischen (auf Erfahrungen beruhenden) Gesetze auch einemikroskopische Grundlage zu entwickeln.

Das Volumen eines Gases gibt die Ortsverteilung der enthaltenen Moleküle an.

Genauer ausgedrückt gibt die makroskopischeVariable V die verfügbare Größe des Raumes an, in dem sich ein Molekül bewegen kann.

Der Druck eines Gases, der mit Messgeräten außerhalb des Gefäßes abgelesen werden kann, zeigt die durchschnittliche Impulsänderung an, welche die Moleküle erfahren, wenn sie an die Gefäßwand stoßen und anschließend von ihr zurückprallen.

DieTemperatur des Gases ist der mittleren Bewegungsenergie der Moleküle proportional, und zwar dem Quadrat der mittleren Molekülgeschwindigkeit.

Die Rückführung diesermakroskopischen Größen auf mechanische Größen wie Ort, Geschwindigkeit, Impuls und kinetische Energie der Moleküle, die auf Newtons Gesetze der Mechanik bezogenwerden können, sollten alle empirischen Gesetze erfüllen.

Dies stellt sich tatsächlich als allgemein gültig heraus. Der Zweig der Physik, der die Eigenschaften von Gasen auf die klassische Mechanik bezieht, nennt sich kinetische Gastheorie. Die kinetische Gastheorie liefert einerseits eine Grundlage für die ideale Gaszustandsgleichung.

Andererseits können durch sie Aussagen über viele andere Eigenschaften von Gasen getroffen werden, wie diestatistische Verteilung von Molekülgeschwindigkeiten und Transporteigenschaften (Wärmeleitfähigkeit, Viskosität und Diffusionskoeffizient). 3.1 Van-der-Waals-Gleichung Die ideale Gaszustandsgleichung beschreibt die Realität nur näherungsweise.

Reale Gase verhalten sich nicht genau wie vorausgesagt, in manchen Fällen können dieAbweichungen sogar sehr groß werden.

Ideale Gase könnten zum Beispiel niemals verflüssigt werden oder gar feste Gestalt annehmen, gleich wie stark sie abgekühlt oderverdichtet würden.

Es sind also gewisse Korrekturen an der idealen Gasgleichung pV = RTvorzunehmen.

Besonders geeignet und gut bekannt ist die Van-der-Waals- Zustandsgleichung: (p + a/V2) (V - b) = RT,wobei a und b veränderliche Parameter sind, die aus Messungen bestimmt werden, welche man am jeweiligen Gas ausführt.

Es handelt sich um materialspezifische Größen, nicht etwa um universelle Konstanten: Ihre Werte sind von Gas zu Gas verschieden. Die Van-der-Waals-Gleichung ist auch mikroskopisch interpretierbar.

Moleküle treten untereinander in Wechselwirkung.

Diese Wechselwirkung ist stark repulsiv (abstoßend)in unmittelbarer Nähe, wird schwach anziehend in mittlerem Abstand und verschwindet auf große Entfernungen.

Das ideale Gasgesetz muss durch Korrekturen angeglichenwerden, wenn abstoßende und anziehende Kräfte betrachtet werden.

So bewirkt z.

B.

die gegenseitige Abstoßung der Moleküle untereinander, dass Nachbarmoleküle ineinen bestimmten Bereich um ein Molekül nicht eindringen können.

Folglich ist für jedes Molekül, das eine freie Bewegung ausführt, ein gewisser Bruchteil des gesamtenRaumes nicht besetzbar.

In der Zustandsgleichung muss dieses nicht besetzbare Volumen (b) vom Gefäßvolumen (V) abgezogen werden, daher ergibt sich ( V - b). 3.2 Phasenübergänge Bei tiefen Temperaturen (verringerte Molekülbewegung) und bei hohem Druck bzw.

verringertem Volumen (kleinere Räume zwischen den Molekülen) kommen die Moleküleeines Gases unter den Einfluss der gegenseitigen Anziehungskraft.

Unter bestimmten (so genannten kritischen) Umständen gerät das gesamte System in einen gebundenenZustand mit hoher Dichte und erhält eine begrenzende Oberfläche.

Dies kennzeichnet den Beginn des flüssigen Zustands.

Der Vorgang wird als Phasenübergang bezeichnet.In der Van-der-Waals-Gleichung ist ein derartiger Phasenübergang möglich.

Sie beschreibt auch ein Zweiphasen-Koexistenzgebiet, das an einem kritischen Punkt endet,oberhalb dessen kein physikalischer Unterschied zwischen der flüssigen und der gasförmigen Phase besteht.

Diese Phänomene stimmen mit experimentellen Beobachtungenüberein.

Für die Praxis muss man allerdings zu Gleichungen greifen, die noch komplexer sind als die Van-der-Waals-Gleichung. Das verbesserte Verständnis der Eigenschaften von Gasen im Lauf des 19.

Jahrhunderts hat dazu geführt, dass die Prinzipien der Physik, der Chemie und der Technik weitreichend für Nutzanwendungen eingesetzt werden konnten. Siehe auch Thermodynamik; physikalische Chemie; Mol Microsoft ® Encarta ® 2009. © 1993-2008 Microsoft Corporation.

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