1. Frage: Was sind überhaupt ideale und reale Gase ? In meinem beschis..... Buch steht nix dazu. Kann es sein, dass ideale GAse ohne Wechselwirkungen ziwschen den Teiclhen sind und reale mit Abstoßung oder Anziehung ? Wie ist die genaue Definition??
2. Frage: Ich hbae die molaren Volumina von
Wasserstoff=22,43
Methan=22,36
Ammoniak=22,08
Stickstoff =22,40
Kohlenstoffmonoxid (wie ist die Summenformel davon?)= 22,40
und Xylol (wie ist denn hieer die Summenformel?)= 21,90
Woran erkenne ich, bei welchen GAsen, die abstoßende und bei welchen die anziehenden Kräfte überwiegen HAt das etwas mit der Elektronegativität(EN) zu tun
Wenn ja, wäre es bei Wasserstoff dann ausgeglichen
Und wie ist es bei den anderen
Ich versteh das nicht
echtmolli
05.02.2001, 15:11
Hi!!
1. ideale gase verhalten sich so, das wechselwirkungen und eigenvolumen der teilchen vernachlässigt werden können.
somit ergibt sich für ideale gase die gleichung: p*V= konst. (T= konst.)
ein beispiel sind die edelgase.
Die konstante ist n*R*T. R ist 8,3145 [J/K*mol](Gaskonstante). n stoffmenge [mol]. T temperatur [K].
>> Ideale Gasgleichung: p*V=n*R*T
Trägt man jetzt einmal p*V gegen p Auf (T= konst.)
verhalten sich reale gase nur bei geringem druck annähernd ideal!!
erhöht man p wird p*V kleiner als der idealwert( da anziehung zwichen den teilchen Coulombanziehung)erreicht ein minimun und steigt dann an, schneidet die ideale parallele. ab einem best. druck sind die tleichen so dicht aneinander, dass die abstossungskräfte überwiegen und p*V grösser als der idealwert ist.
wird dir jetzt gern mal ne grafik zeigen!!
diese abweichungen beinhaltet der van der waals koeffizient a.
noch ein bsp.: wie verhalten sich druck und volumen im idealen??
ergeben eine potenzfkt.(P->0 V-> unendlich)
im realen ist das nur bei hohen temperaturen der fall, ansonsten sind bereiche dabei, in denen der druck konstant bleibt>> aggregatszustandswechsel (g>>l).
im idealen wird bei T= 0 V= 0
im realen müsste V= dem eigenvolumen der teilchen werden.
Van der waals parameter b.
(P+a/V²)*(V-b)=n*R*T van der waalssche gleichung.
demnach hat die grösse von a was mit einer deiner fragen zu tun.
sie gibt nämlich aufschluss über anziehung und abstossung und ist in büchern für viele gase angegeben.(Tafelwerk) z.B.: He 3,34 kPa*m^6/kmol²; sauerstoff dagegen:138.
so jetzt ist genung.
gruss jan!
Nina1
13.03.2005, 17:15
Ich kann mir das nicht vorstellen, was es sich mit dem Volumen auf sich hat.
Bei tiefen Temperaturen sind alle Gase erst flüssig und dann fest, das beweist
dass die Gasmoleküle ein Volumen haben.Auch wenn`s blöd klingt, ich kann diesen
Zusammenhang nicht verstehen, ich meine `das beweist dass sie ein Volumen haben`.
Und wieso kann bei idealen Gasen die Wechselwirkung und Eigenvolumen vernachlässigt
werden?
HF
13.03.2005, 18:22
Weil sie "unendlich weit" voneinander entfernt sind.
nobody
13.03.2005, 18:27
Ich kann mir das nicht vorstellen, was es sich mit dem Volumen auf sich hat.
Bei tiefen Temperaturen sind alle Gase erst flüssig und dann fest, das beweist
dass die Gasmoleküle ein Volumen haben.Auch wenn`s blöd klingt, ich kann diesen
Zusammenhang nicht verstehen, ich meine `das beweist dass sie ein Volumen haben`.
Und wieso kann bei idealen Gasen die Wechselwirkung und Eigenvolumen vernachlässigt
werden?
Die Näherung ideales Gas ist nur für niedrige Drücke und hohe Temperaturen "gültig". Natürlich besitzt jedes reale Gas ein Eigenvolumen. Allerdings hat man versucht, den Zustand des Gases unter vereifachenden Bedingungen zu erklären. Ein Punkt ist, dass das Eigenvolumen im vergleich zum Gesamtvolumen welches das Gas einnimmt zu vernachlässigen ist.
Muzmuz
14.03.2005, 10:41
der punkt ist, dass es ideale gase nicht gibt
das "ideale gas" ist ein modell, das gewisse eigenschaften hat, die in vielen fällen mit jenen von realen gasen entsprechen
diese eigenschaften können leicht berechnet werden, und die ergebnisse stimmen oft mit jenen realer gase überein
in einigen punkten unterscheiden sie sich jedoch beträchtlich:
"theoretisch" haben teilchen von idealen gasen keine wechselwirkungen untereinander und keine räumliche ausdehnung
das klingt sehr theoretisch und die folgen davon sind nicht einfach verständlich
aber welche auswirkungen hat das ?
ideale gase können nicht mittels temperatur verflüssigt oder resublimiert werden (reale gase schon)
ideale gase können durch druckerhöhung nicht verflüssigt oder in eine superkritische flüssigkeit umgewandelt werden (reale gase schon)
ideale gase haben bei T=0 (sprich: 0 Kelvin oder -273,15°C) ein volumen bzw einen druck von 0 (reale gase sind in der nähe von 0 K schon feststoffe)
bei realen gasen unter hohen drücken sitzen die teilchen schon so eng aneinander, dass das eigenvolumen nicht vernachlässigt werden kann
bei niedrigen temperaturen ist die geschwindigkeit der teilchen zu gering, als dass folgen von wechselwirkungen (abstoßung oder anziehung) nicht gleich durch die brown'sche bewegung verwischt werden
hier greifen die zustandsgleichungen der idealen gase nicht mehr, so wie schon bemerkt wurde
daher: ideale gase sind ein theoretisches modell, das oft gut passt und mit dem sich rechnen lässt, jedoch nur bedingt mit der realität übereinstimmt
lg,
Muzmuz
Nina1
14.03.2005, 18:41
Danke, die Antwort war super, sehr aufschlussreich für mich. :)