In einen geschlossenen Behälter werden verschiedene Gase eingefüllt – wie hängt die Molekülmasse von den Druckveränderungen ab?

Dieser Beitrag wurde zuletzt von he*aoyu8911 am 2017-6-22 17:29 bearbeitet. Der Druck wird bei niemandem steigen – er wird eher sinken, oder? Zunächst einmal ist es aufgrund der Anforderungen der Thermodynamik notwendig, den Partialdruck pB eines beliebigen Bestandteils B in einer gemischten Gasphase – egal ob es sich um ideale oder reale Gase handelt – als das Produkt aus dem Gesamtdruck p und seinem Molprozentsatz yB zu definieren. Das bedeutet: pB = p · yB. Dabei gilt yB = nB / n. Bei Gasen sollte bei gleicher Volumenmenge die Anzahl der Moleküle gleich sein. Der Gesamtdruck entspricht somit der Summe der Partialdrücke. In der Praxis weicht der Standardmolarvolumen jedoch dennoch ab. Was tatsächlich die Gaskonzentrationen beeinflusst, ist der direkte Einfluss des Siedepunkts auf den Druck. Im Allgemeinen verhalten sich Gase mit niedrigem Siedepunkt bei höheren Temperaturen und niedrigerem Druck eher wie ideale Gase. Beispielsweise liegt der Siedepunkt von Sauerstoff bei -183 °C und bei Wasserstoff bei -253 °C. Unter Normalbedingungen unterscheidet sich ihr Molarvolumen vom idealen Wert nur um etwa 0,1 %. Der Siedepunkt von Schwefeldioxid hingegen liegt bei -10 °C – unter Normalbedingungen beträgt die Abweichung des Molarvolumens vom idealen Wert 2,4 %.

Bei derselben Füllmenge hängt der Anstieg des Drucks nicht vom Molekulargewicht ab.

Man weiß nicht, was man sagen soll – schon ein wenig Wissen reicht aus, um es zu verstehen