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Reale Gase

Zwischenmolekulare Kräfte

Die zwischenmolekularen Kräfte (Van-der-Waals-Kräfte), die wir bei realen Gasen finden, und der Umstand, dass sie ein Eigenvolumen (Kovolumen) besitzen, macht es nötig, die ideale Gasgleichung anzupassen, um damit die Eigenschaften realer Gase beschreiben zu können.

Der Einfluss der zwischenmolekularen Anziehungs- und Abstoßungskräfte (Lennard-Jones-Potenzial) wird umso stärker, je höher der Druck (und damit je kleiner der Abstand der Teilchen voneinander) und je tiefer die Temperatur ist (d.h. je näher dem Kondensationspunkt). Dabei wirken auf ein Molekül im Inneren des Gasvolumens Kräfte von vielen benachbarten Molekülen. Insgesamt heben sich diese Kräfte auf. Für ein Molekül nahe der Wand des Behältnisses resultiert jedoch eine nach innen gerichtete Kraft. Dadurch werden die Stöße der Moleküle mit der Wand abgeschwächt, und es resultiert ein geringerer Druck auf die Wand.

Abb.1

Schematische Darstellung der Anziehungs- und Abstoßungskräfte, die auf Teilchen eines realen Gases im Inneren eines Behältnisses (a) und in Wandnähe (b) wirken.

Dieser sogenannte Binnendruck (Kohäsionsdruck) muss zum gemessenen Druck p addiert werden, um den korrigierten Druck eines realen Gases zu erhalten.

( p + a V m 2 ) = R T oder ( p + a n 2 V 2 ) = R T p = gemessener Druck (Außendruck) π = a V m 2 = Binnendruck (Kohäsionsdruck) V m = V n = molares Volumen R = allgemeine Gaskonstante T = absolute Temperatur n = Stoffmenge V = Volumen (Gasbehälter)
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