Echte Gase: Abweichung von der Idealität

Der Begriff "reale Gase" unter Chemikern und Physikern wird gewöhnlich solche Gase genannt, deren Eigenschaften am meisten von ihrer intermolekularen Wechselwirkung abhängen. Obwohl in jedem spezialisierten Nachschlagewerk kann man lesen, dass ein Mol dieser Stoffe unter normalen Bedingungen und stationären Zustand ein Volumen von etwa 22.41108 Liter einnimmt. Eine solche Behauptung gilt nur für sogenannte "ideale" Gase, für die nach der Clapeyron-Gleichung die Kräfte der gegenseitigen Anziehung und Abstoßung von Molekülen nicht wirken und das von diesem besetzte Volumen vernachlässigbar klein ist.

Natürlich existieren solche Substanzen nicht in der Natur, daher haben alle diese Argumente und Berechnungen eine rein theoretische Orientierung. Aber echte Gase, die bis zu einem gewissen Grad von den Gesetzen der Idealität abweichen, finden sich sehr oft. Zwischen den Molekülen solcher Substanzen gibt es immer Kräfte der gegenseitigen Anziehung, aus denen folgt, dass ihr Volumen sich etwas von dem abgeleiteten perfekten Modell unterscheidet. Und alle wirklichen Gase haben unterschiedliche Abweichungsgrade von der Idealität.

Aber hier sehen wir eine sehr klare Tendenz: Je mehr der Siedepunkt der Substanz sich null Grad Celsius nähert, desto stärker wird diese Verbindung vom idealen Modell sein. Die Gleichstellung des realen Gases, die dem niederländischen Physiker Johannes Diederik van der Waals angehörte, wurde von ihm im Jahre 1873 abgeleitet. In dieser Formel werden mit der Form (p + n ² a / V ² ) (V – nb) = nRT zwei sehr wichtige Korrekturen im Vergleich zur Clapeyron-Gleichung (pV = nRT) eingeführt, die experimentell bestimmt wird. Die erste von ihnen berücksichtigt die Kräfte der molekularen Wechselwirkung, die nicht nur durch die Art des Gases beeinflusst werden, sondern auch durch ihr Volumen, ihre Dichte und ihren Druck. Die zweite Korrektur bestimmt die Molekülmasse der Substanz.

Die wichtigste Rolle, die diese Anpassungen bei hohen Gasdrücken erlangen, Zum Beispiel für Stickstoff mit einer Geschwindigkeit von 80 atm. Die Berechnungen unterscheiden sich von der Idealität um etwa fünf Prozent, und mit einem Anstieg des Drucks auf vierhundert Atmosphären wird der Unterschied hundert Prozent erreichen. Daraus folgt, dass die Gesetze eines idealen Gasmodells sehr ungefähre sind. Die Abweichung von ihnen ist sowohl quantitativ als auch qualitativ. Die erste ist in der Tatsache manifestiert, dass die Clapeyron-Gleichung für alle realen gasförmigen Stoffe sehr ungefähr erfüllt ist. Retreats von qualitativer Natur sind viel tiefer.

Echte Gase können vollständig in einen flüssigen und einen festen Aggregatzustand verwandelt werden , was unmöglich wäre, wenn sie der Clapeyron-Gleichung strikt folgen. Intermolekulare Kräfte, die auf solche Substanzen wirken, führen zur Bildung verschiedener chemischer Verbindungen. Dies ist im theoretischen idealen Gassystem wieder unmöglich. Die so gebildeten Bindungen werden als chemische Bindungen oder Valenzbindungen bezeichnet. In dem Fall, in dem das reale Gas ionisiert wird, beginnen sich Coulomb-Anziehungskräfte darin zu manifestieren, die das Verhalten von beispielsweise einem Plasma bestimmen, das eine quasi-neutrale ionisierte Substanz ist. Dies gilt besonders im Hinblick auf die Tatsache, dass die Plasmaphysik heute eine ausgedehnte, sich schnell entwickelnde wissenschaftliche Disziplin ist, die bei der Astrophysik, der Theorie der Ausbreitung von Funkwellensignalen, im Problem der kontrollierten nuklearen und thermonuklearen Reaktionen eine äußerst breite Anwendung hat .

Chemische Bindungen in realen Gasen durch ihre Natur unterscheiden sich praktisch nicht von molekularen Kräften. Beide von ihnen, im Großen und Ganzen, kochen auf die elektrische Wechselwirkung zwischen elementaren Ladungen, von denen die gesamte atomare und molekulare Struktur der Materie konstruiert wird. Allerdings wurde ein vollständiges Verständnis der molekularen und chemischen Kräfte nur mit dem Aufkommen der Quantenmechanik möglich.

Es lohnt sich zu erkennen, dass nicht jeder Zustand der Materie, der mit der Gleichung des niederländischen Physikers vereinbar ist, in der Praxis verwirklicht werden kann. Dazu ist auch ein thermodynamischer Stabilitätsfaktor erforderlich. Eine der wichtigen Voraussetzungen für eine solche Stabilität der Substanz ist, dass die isotherme Druckgleichung strikt an der Tendenz liegt, das gesamte Körpervolumen zu reduzieren. Mit anderen Worten, wenn der Wert von V zunimmt, müssen alle Isothermen des realen Gases stetig gesenkt werden. Mittlerweile werden auf den isothermen Plots von Van der Waals unterhalb der kritischen Temperaturmarke steigende Bereiche beobachtet. Die Punkte, die in solchen Zonen liegen, entsprechen dem instabilen Zustand der Substanz, der in der Praxis nicht realisiert werden kann.