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Wenn die thermische Energie viel größer ist als die Anziehungskräfte, dann haben wir Materie in ihrem gasförmigen Zustand. Moleküle im gasförmigen Zustand bewegen sich mit sehr hohen Geschwindigkeiten, und die Anziehungskräfte zwischen ihnen reichen nicht aus, um die Moleküle an einem Ort zu binden, so dass sich die Moleküle teilweise unabhängig voneinander bewegen.

Die ideale Gasgleichung hat eine Kombination aller einzelnen Gasgesetze erhalten. Das Boyle'sche Gesetz, das Charle'sche Gesetz, das Gay-Lussac'sche Gesetz und die Avogadro'schen Gesetze sind die Grundlage der idealen Gasgleichung,

PV = nRT

Wobei P der Druck des Gases ist, V das Molvolumen ist, T die Temperatur ist und R die Universalkonstante ist.

R = 0,082 l atm mol & supmin; ¹K & supmin; ¹ = 8,314 J mol & supmin; ¹K & supmin; ¹

Das Gas, das dieser Gleichung unter allen Temperatur- und Druckbedingungen entspricht, wird als ideales Gas bezeichnet, und das Gas, das dieser Gleichung unter allen Temperatur- und Druckbedingungen nicht entspricht, wird als reales Gas bezeichnet.

1. Das ideale Gas kann nicht verflüssigt werden, da es keine intermolekulare Anziehungskraft besitzt und das Molekül nicht kondensiert. Das reale Gas könnte verflüssigt werden, da es eine intermolekulare Anziehungskraft besitzt, die dazu beiträgt, die Gasmoleküle zusammenzubringen

2. Der Wärmeausdehnungskoeffizient hängt von der Temperatur (T) des Gases ab, aber der Wärmeausdehnungskoeffizient (ɑ) variiert von Gas zu Gas, dh α hängt von der Art des Gases ab.

3. Der Kompressibilitätskoeffizient (β) hängt in ähnlicher Weise vom Druck (P) des Gases ab und ist für alle Gase gleich, der Kompressibilitätskoeffizient (β) hängt jedoch auch von der Art des Gases ab.

4. Wenn ein ideales Gas durch einen porösen Stopfen von höherem Druck zu niedrigerem Druck innerhalb des isolierten Gehäuses gelangt, ändert sich die Temperatur des Gases nicht. Dies bestätigt, dass das ideale Gas keine intermolekulare Anziehungskraft aufweist. Wenn jedoch echte Gase durch den porösen Stopfen von höherem Druck zu niedrigerem Druck innerhalb des isolierten Gehäuses gelangen, tritt eine Temperaturänderung auf. Dies ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass reale Gase eine intermolekulare Anziehungskraft aufweisen. Wenn sich das Gas ausdehnt, müssen die Moleküle Energie aufwenden, um die intermolekulare Anziehungskraft zu überwinden, und daher fällt die Temperatur des Gases ab.

Bei einer Zwischentemperatur TB, die als Boyle-Temperatur bezeichnet wird, ist die anfängliche Steigung Null. Bei der Boyle-Temperatur tangiert die Z-gegen-P-Linie eines idealen Gases die eines realen Gases, wenn sich P Null nähert. Dieser steigt nur sehr langsam über die ideale Gasleitung.

Somit verhält sich das reale Gas bei der Boyle-Temperatur über einen weiten Druckbereich ideal, da sich der Größeneffekt von Molekülen und intermolekularen Kräften in etwa ausgleichen.

Somit können wir sehen, dass für H & sub2; und He die Temperatur von 0ºC über ihrer jeweiligen Boyle-Temperatur liegt und sie daher Z-Werte größer als eins haben.

Die anderen Gase bei 0 ° C liegen unter ihrer jeweiligen Boyle-Temperatur, so dass Heu im Niederdruckbereich Z-Werte kleiner als eins hat.

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