Die Gasgesetze sind eine Reihe physikalisch-chemischer Gesetze, die das Verhalten von Gasen beschreiben, wenn sie sich in einem geschlossenen System befinden.
Diese Gesetze wurden Ende des 18. Jahrhunderts entwickelt und setzen den Druck, die Temperatur und das Volumen eines bestimmten Gases mathematisch in Beziehung.
Die Zustandsgleichung eines idealen Gases leitet sich aus der kinetischen Gastheorie ab, die das Verhalten von Gasteilchen (Atome und Moleküle) erklärt. Die bewegten Teilchen (kinetische Energie) kollidieren untereinander und mit den Wänden des Behälters und beeinflussen dabei Druck, Temperatur und Volumen.
Die wichtigsten Gasgesetze sind:
ideales Gasgesetz
Das ideale Gasgesetz ist eines der Gasgesetze und stellt die Zustandsgleichung eines idealen Gases dar. Es ist eine gute Annäherung an das Verhalten einiger Gase unter bestimmten Bedingungen, weist jedoch einige Einschränkungen auf.
Das ideale Gasgesetz kann mit der folgenden Gleichung ausgedrückt werden:
P·V=n·R·T
Wo,
-
P ist der Druck.
-
V ist das Volumen.
-
n ist die Menge der Substanz oder die Anzahl der Mol.
-
R ist eine Konstante, die vom Gas abhängt.
-
T ist die Temperatur.
Boyle-Mariotte-Gesetz
Das Boyle-Mariotte-Gesetz besagt, dass bei konstanter Temperatur das Volumen eines Gases umgekehrt proportional zum Druckanstieg ist.
Dieses Gesetz beschreibt das Druck-Volumen-Verhältnis eines Gases in einem isothermen Prozess, also ohne Temperaturänderung. Aus Sicht der modernen Physik ist das Gesetz eine Folge der Clapeyron-Mendeleev-Gleichung.
Robert Boyle stellte dieses Gesetz 1662 experimentell fest. Edm Mariotte wiederum entdeckte es 1676 auf eigene Faust wieder.
Gay-Lussac-Gesetz
Das Gesetz von Gay-Lussac besagt, dass bei konstantem Volumen der Druck einer gegebenen Gasmasse direkt proportional zu ihrer absoluten Temperatur ist. Das heißt, mit steigender Temperatur steigt der Druck, wenn das Volumen konstant bleibt.
P/T = konstant
Das Gesetz von Gay-Lussac wird auch als Gesetz der isochoren Transformation bezeichnet, da es bei konstantem Volumen durchgeführt wird. Es wurde 1787 vom französischen Physiker Jacques Charles entdeckt, erstmals jedoch 1802 von Louis Joseph Gay-Lussac festgestellt.
Jacques Charles zeigte, dass bei einer isochoren Umwandlung eines Gases das Verhältnis zwischen Druck und Temperatur konstant bleibt.
Die molekulare Erklärung des Charles-Gesetzes besteht darin, dass durch Erhöhung der Temperatur einer Gasmenge die Durchschnittsgeschwindigkeit ihrer Moleküle zunimmt. Die Moleküle kollidieren häufiger mit den Wänden des Behälters und üben einen stärkeren Aufprall aus, wodurch sich der Druck erhöht, den die Gasmoleküle auf sie ausüben.
Auf dieser Seite verwenden wir den Namen Gay-Lussac-Gesetz, um die Beziehung zwischen Druck und Temperatur bei konstantem Volumen zu bezeichnen, und das Charles-Gesetz für die Beziehung zwischen Volumen und Temperatur bei konstantem Druck.
Charles' Gesetz
Das Gesetz von Charles besagt, dass bei unverändertem Druck und Menge eines Gases das Verhältnis zwischen Volumen und Temperatur konstant bleibt und direkt proportional zueinander ist.
V/T = konstant
Manchmal wird der Name Gay-Lussac auch verwendet, um sich auf das Gesetz von Charles zu beziehen, das die Temperatur und den Druck eines Gases bei konstantem Druck in Beziehung setzt. Tatsächlich verkündete Louis Joseph Gay-Lussac das Gesetz von Charles im Jahr 1802, während Jacques Charles es 15 Jahre zuvor, im Jahr 1787, entdeckt hatte.
Bereits 1702 hatte Guillaume Amontons diesen Zusammenhang bei Gasen vorhergesehen.
Avogadros Gesetz
Das Gesetz von Avogadro besagt, dass Gase mit gleichem Volumen, gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl an Teilchen (oder Molekülen) enthalten. Die Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Gasvolumen ist also unabhängig von der Größe oder Masse der Gasmoleküle.
Die Anzahl der Moleküle in einem Mol Substanz ist die Avogadro-Zahl: ungefähr 6,022·10 23 Teilchen/mol.
Folglich sind die Dichten der verschiedenen Gase unter gleichen Temperatur- und Druckbedingungen proportional zu ihren Molekularmassen.
Dieses Gesetz ist nach Amedeo Avogadro benannt, der es 1811 vorschlug.
Henrys Gesetz
Das von William Henry im 19. Jahrhundert formulierte Henry-Gesetz ist ein grundlegendes Prinzip, das eine Beziehung zwischen der Konzentration eines Gases in einer Lösung und seinem Partialdruck in der Gasphase über der Lösung herstellt.
Obwohl es unter extremen Bedingungen Einschränkungen aufweist, wird dieses Gesetz in der Chemie, Biologie, Chemieingenieurwesen und Geologie häufig verwendet, um die Löslichkeit von Gasen in Flüssigkeiten zu verstehen und zu manipulieren.
Grahams Gesetz
Das vom britischen Chemiker Thomas Graham vorgeschlagene Grahamsche Gesetz besagt, dass die Diffusionsrate (oder Effusionsrate) von Gasmolekülen umgekehrt proportional zur Quadratwurzel ihrer Dichte ist.
Mit anderen Worten: Leichtere Gase diffundieren oder entweichen schneller als schwerere Gase durch ein poröses Medium oder durch kleine Öffnungen.
Wenn Sie beispielsweise die Diffusionsraten von Helium (einem leichten Gas) und Xenon (einem schwereren Gas) durch einen Gummiballon vergleichen, wird Helium aufgrund seiner geringeren Dichte viel schneller diffundieren.
Daltonsches Gesetz (Partialdruckgesetz)
Das vom britischen Chemiker John Dalton vorgeschlagene Daltonsche Gesetz besagt, dass der von einer Gasmischung ausgeübte Gesamtdruck gleich der Summe der Partialdrücke jedes Gases in der Mischung ist. Mit anderen Worten: Jedes Gas in einer Mischung übt einen Druck aus, als ob es den gesamten Raum alleine einnehmen würde, ohne mit anderen vorhandenen Gasen zu interagieren.
Wenn Sie beispielsweise ein Gasgemisch aus Sauerstoff und Stickstoff haben, ist der von dem Gemisch ausgeübte Gesamtdruck die Summe der Partialdrücke von Sauerstoff und Stickstoff. Dieses Gesetz ist von grundlegender Bedeutung in der Gaschemie und wird zur Bestimmung der Zusammensetzung von Gasgemischen verwendet.
