1.8
Die Van-der-Waals-Gleichung
Das ideale Gasgesetz, das auf den Annahmen vernachlässigbarer intermolekularer Anziehung und eines vernachlässigbaren Volumens von Gasmolekülen basiert, scheitert bei hohem Druck und niedrigen Temperaturen.
Hier kompensiert die van-der-Waals-Gleichung, eine modifizierte Version des idealen Gasgesetzes, diese Abweichungen durch Einführung von Korrekturen.
Die erste Korrektur im Druckterm passt die Differenz zwischen realem Gasdruck und idealem Gasdruck an. Da sich die Gasmoleküle gegenseitig anziehen, ist der reale Gasdruck niedriger als der ideale Wert.
Diese Anziehungskräfte verringern sowohl die Häufigkeit als auch die Kraft von Kollisionen mit Containerwänden. Daher ist die Druckreduktion direkt proportional zum Quadrat der molaren Molekülkonzentration.
Die zweite Korrektur erfolgt im Volumenterm, der das tatsächlich verfügbare Volumen für Gasmoleküle als Gesamtvolumen abzüglich des durch intermolekulare abstoßenden Wechselwirkungen ausgeschlossenen Volumen berechnet.
Die Konstanten 'a' und 'b', bekannt als Van-der-Waals-Koeffizienten, repräsentieren die Stärke der attraktiven bzw. abstoßenden Wechselwirkungen zwischen Gasmolekülen. Beachten Sie, dass beide Koeffizienten empirische K
Das ideale Gasgesetz basiert auf zwei vereinfachenden Annahmen: Erstens, dass es keine intermolekularen Anziehungen zwischen Gasmolekülen gibt, und zw…
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