Ich lerne etwas über ideales und nicht ideales Gasverhalten in Chemie, und mein Lehrbuch und meine Online-Quellen sagen zwei Dinge:
Meine Frage ist: Führt eine Erhöhung der Temperatur nicht zu einem höheren Druck (unter der Annahme eines starren Behälters), und widersprechen sich daher die beiden allgemeinen Aussagen?
Außerdem verstehe ich, warum das Komprimieren eines Gases zur Druckerhöhung zu einem nicht idealen Verhalten führt: Das tatsächliche Volumen der Gasmoleküle macht sich im Vergleich zum Behältervolumen bemerkbar. Aber in einem starren Behälter verändert die Erhöhung der Temperatur zur Erhöhung des Drucks eines Gases nicht genau die Volumenabmessungen. Warum sollten sich Gase im letzteren Szenario nicht ideal verhalten? (Druck ist hoch, daher ist Gas laut Lehrbuch nicht ideal)
Die wichtigsten Annahmen, die hier relevant sind, sind, dass die Größe der einzelnen Moleküle im Vergleich zum durchschnittlichen Abstand zwischen ihnen vernachlässigbar ist und dass die intermolekularen Potentiale vernachlässigt werden können. Die erste wird hinfällig, wenn die Moleküle zu nahe beieinander liegen, dh wenn die Anzahldichte der Teilchen zu hoch ist. Letzteres wird durch eine Kombination aus hoher Anzahldichte (da der Abstand kleiner wird, die Stärke des Potentials zunimmt) und niedriger Temperatur (denn selbst wenn die Teilchen nahe beieinander liegen, wenn das intermolekulare Potential vernachlässigbar ist im Vergleich zu der durchschnittliche kinetische Energie, kann noch vernachlässigt werden).
Tatsächlich kann sich ein Gas bei hoher Temperatur und hohem Druck immer noch ideal verhalten, solange die Anzahldichte nicht zu hoch ist. Viele Quellen, die ich gesehen habe, dass Zustandsgase für hohe Drücke nicht ideal sind, gehen implizit davon aus, dass die Temperatur fest ist, wenn sich der Druck ändert, und es ist in der Tat wahr, dass Gase bei fester Temperatur bei hohem Druck weniger ideal werden. Es ist nur so, dass mit zunehmender Temperatur auch der Schwellendruck zunimmt, bei dem das Gas nicht ideal wird.
Die Gründe für nicht ideales Verhalten sind für die beiden von Ihnen beschriebenen Szenarien unterschiedlich und heben sich daher nicht gegenseitig auf.
Das ideale Gasgesetz ist eine Näherung, die gut funktioniert, wenn die Gasmoleküle sehr weit voneinander entfernt sind und nicht sehr oft kollidieren. sie liegen bei niedrigen Temperaturen und hohen Drücken eng beieinander und kollidieren bei hohen Temperaturen häufiger und mit größerer Kraft, sodass die Annäherung in diesen Fällen nicht gut funktioniert.
Bei niedrigen Temperaturen und hohen Drücken kann das von den Gasmolekülen selbst eingenommene Volumen nicht vernachlässigt werden und muss in das Gasgesetz einbezogen werden. (Beachten Sie auch, dass immer dann, wenn die Temperatur so hoch ist, dass das Gas zu einer Flüssigkeit zu kondensieren beginnt, das Gasgesetz vollständig versagt und nicht verwendet werden kann.) Bei hohen Temperaturen erfahren die Moleküle, die aufeinander treffen, eine zusätzliche Abstoßung, die das Kompressibilitätsgesetz ändert für das Gas, und das ideale Gasgesetz beginnt, ungenaue Vorhersagen zu liefern.
Diese beiden Effekte können mit komplizierteren Näherungen berücksichtigt werden, die diese Physik in das Modell einbeziehen.
Brian Yang
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