Wie bereits in den vorherigen Kapiteln erwähnt, befasst sich die Thermodynamik mit der Energetik chemischer Reaktionen. So ist es ebenfalls ein Teilgebiet der Thermodynamik, das (Reaktions)Verhalten von Gasen zu ermitteln. Eine Möglichkeit, Zustandsgrößen wie Druck, Temperatur oder Volumen zu bestimmen, ist das allgemeine Gasgesetz (nur gültig für ideale Gase). In der Natur verhalten sich aber viele Gase nicht ideal und werden deshalb als reale Gase bezeichnet; die sind jedoch mathematisch sehr schwer zu berechnen. Daher verwendet man in der Thermodynamik oftmals eine vereinfachte Modellvorstellung des Gases, welches dann als ideales Gas bezeichnet wird.
Ideale Gase, d.h. alle Teilchen eines idealen Gases werden als Massepunkte betrachtet und haben untereinander bzw. mit den Wänden des Volumens nur ideal elastische Stoßvorgänge (keine Wechselwirkung der Gasteilchen untereinander, z.B. van-der-Waals-Wechselwirkung, die die einzelnen Teilchen gegenseitig anzieht)
In der Natur verhalten sich Gase nicht exakt nach dem einfachen Modell des idealen Gases,da die Gasteilchen eine Ausdehnung größer als null besitzen (reale Gasteilchen besitzen ein Eigenvolumen, werden nicht wie ein ideales Gas als Punkt betrachtet => das Volumen realer Gase größer ist als das Volumen eines idealen Gases). Zudem existieren zwischen den Teilchen realer Gase Wechselwirkungen, z.B. van-der-Waals-Wechselwirkung. Die Anziehungskräfte führen dazu, dass besonders bei einem hohen Druck der Gasdruck des realen Gases niedriger als der Druck des idealen Gases ist.
Im Normalfall ist Verwendung eines idealen Gases als Modell ausreichend, da die Wechselwirkungen zwischen den Gasteilchen vernachlässigbar klein sind (Gas besitzt ein größeres Volumen als ein Feststoff oder Flüssigkeit). Sollte ein Modell eines realen Gases benötigt werden, muss beachtet werden, dass das Volumen größer und der Druck kleiner als bei einem idealen Gas ist (kompliziertere Rechnung).
Ein ideales Gas ist ein Modellgas, das sich nach dem idealen Gasgesetz verhält. Es hat keine Wechselwirkungen zwischen den Teilchen und diese haben kein Eigenvolumen. Ein reales Gas auf der anderen Seite, verhält sich nicht komplett nach dem idealen Gasgesetz, da die Teilchen Wechselwirkungen untereinander haben und ein Eigenvolumen besitzen.
Für das ideale Gasgesetz werden zwei Hauptannahmen gemacht: Gasmoleküle haben kein Eigenvolumen und es gibt keine Anziehungskräfte zwischen den Gasmolekülen.
Das ideale Gasgesetz besagt, dass das Produkt aus Druck und Volumen eines idealen Gases proportional zur absoluten Temperatur ist.
Bei Niedrigdruck ist das Volumen der Gasteilchen vernachlässigbar klein im Vergleich zum Gesamtvolumen des Gases, daher verhalten sie sich fast wie ideale Gase. Bei Hochdruck wirken aber Wechselwirkungen untereinander und Eigenvolumen deutlich stärker ins Gewicht und das Verhalten weicht von dem eines idealen Gases ab.
Bei hohen Temperaturen verwischt der Unterschied zwischen idealen und realen Gasen, da die kinetische Energie der Teilchen so hoch ist, dass Wechselwirkungen untereinander vernachlässigbar werden. Bei niedrigen Temperaturen ist das nicht so.
Nein, das ideale Gasgesetz gilt nicht für reale Gase, da bei diesen die Gasteilchen ein Nicht-Null-Eigenvolumen haben und zwischen ihnen Wechselwirkungen bestehen.
Die van der Waalsche Zustandsgleichung ist eine Modifikation des idealen Gasgesetzes, die sowohl das Eigenvolumen der Gasteilchen als auch die zwischenmolekularen Kräfte berücksichtigt. Sie bietet einen realistischeren Einblick in das Verhalten von realen Gasen.
Anormale Gase sind Gase, die sich nicht wie ideale Gase verhalten, auch bei normalen Bedingungen. Sie zeigen Abweichungen vom idealen Gasgesetz aufgrund von starken Wechselwirkungen zwischen den Teilchen oder großem Eigenvolumen.
Wenn ein reales Gas auf sehr hohe Temperaturen erhitzt wird, dann steigt die kinetische Energie der Gasteilchen. Dadurch werden intermolekulare Anziehungskräfte vernachlässigbar und das Gas verhält sich fast wie ein ideales Gas.
Das Volumen eines realen Gases nimmt unter hohem Druck ab, weil Wechselwirkungen zwischen den Gasteilchen zunehmen und sie näher aneinander rücken – sie werden quasi “zusammengedrückt”.