Unterschied zwischen Idealgas und Echtgas

Ideales Gas gegen echtes Gas
 

Gas ist einer der Zustände, in denen Materie existiert. Es hat widersprüchliche Eigenschaften von Feststoffen und Flüssigkeiten. Gase haben keine Ordnung und belegen einen bestimmten Raum. Ihr Verhalten wird stark von Variablen wie Temperatur, Druck usw. Beeinflusst.

Was ist ideales Gas??

Idealgas ist ein theoretisches Konzept, das wir für unsere Studienzwecke verwenden. Damit ein Gas ideal ist, sollten sie folgende Eigenschaften haben. Fehlt eines davon, gilt das Gas nicht als ideales Gas.

• Zwischenmolekulare Kräfte zwischen Gasmolekülen sind vernachlässigbar.

• Die Gasmoleküle werden als Punktpartikel betrachtet. Verglichen mit dem Raum, in dem sich die Gasmoleküle befinden, sind die Volumina der Moleküle daher unbedeutend.

Normalerweise füllen gasförmige Moleküle jeden Raum aus. Wenn ein großer Raum von Luft eingenommen wird, ist das Gasmolekül selbst im Vergleich zum Raum sehr klein. Daher ist die Annahme von Gasmolekülen als Punktpartikel bis zu einem gewissen Grad korrekt. Es gibt jedoch einige Gasmoleküle mit einem beträchtlichen Volumen. Das Ignorieren des Volumes führt in diesen Fällen zu Fehlern. Nach der ersten Annahme müssen wir berücksichtigen, dass keine molekulare Wechselwirkung zwischen gasförmigen Molekülen besteht. In der Realität gibt es jedoch zumindest schwache Wechselwirkungen. Gasförmige Moleküle bewegen sich jedoch schnell und zufällig. Daher haben sie nicht genug Zeit, um inter molekulare Wechselwirkungen mit anderen Molekülen herzustellen. Wenn man also in diesem Winkel betrachtet, ist es gewissermaßen gültig, auch die erste Annahme zu akzeptieren. Obwohl wir sagen, ideale Gase seien theoretisch, können wir nicht sagen, dass sie zu 100% wahr ist. Es gibt einige Fälle, in denen Gase als ideale Gase wirken. Ein ideales Gas wird durch drei Variablen, Druck, Volumen und Temperatur, charakterisiert. Die folgende Gleichung definiert ideale Gase.

PV = nRT = NkT

P = absoluter Druck

V = Volumen

n = Anzahl der Mole

N = Anzahl der Moleküle

R = Universalkonstante

T = absolute Temperatur

K = Boltzmann-Konstante

Obwohl es Einschränkungen gibt, bestimmen wir das Verhalten von Gasen anhand der obigen Gleichung.

Was ist echtes Gas??

Wenn eine der beiden oben genannten Annahmen ungültig ist, werden diese Gase als echte Gase bezeichnet. In der natürlichen Umgebung begegnen wir tatsächlich echten Gasen. Ein echtes Gas variiert bei sehr hohen Drücken vom Idealzustand. Dies liegt daran, dass bei einem sehr hohen Druck das Volumen, in dem das Gas eingefüllt wird, sehr kleiner wird. Verglichen mit dem Raum können wir die Größe des Moleküls nicht ignorieren. Außerdem kommen ideale Gase bei sehr niedrigen Temperaturen in den realen Zustand. Bei niedrigen Temperaturen ist die kinetische Energie gasförmiger Moleküle sehr niedrig. Daher bewegen sie sich langsam. Aus diesem Grund gibt es eine intermolekulare Wechselwirkung zwischen Gasmolekülen, die wir nicht ignorieren können. Für echte Gase können wir die obige ideale Gasgleichung nicht verwenden, weil sie sich anders verhält. Für die Berechnung realer Gase gibt es kompliziertere Gleichungen.

Was ist der Unterschied zwischen idealen und realen Gasen?? • Ideale Gase haben keine intermolekularen Kräfte und die Gasmoleküle werden als Punktpartikel betrachtet. Im Gegensatz dazu haben echte Gasmoleküle eine Größe und ein Volumen. Weiterhin haben sie intermolekulare Kräfte. • Ideale Gase können in der Realität nicht gefunden werden. Bei bestimmten Temperaturen und Drücken verhalten sich Gase jedoch auf diese Weise. • Gase verhalten sich bei hohen Drücken und niedrigen Temperaturen wie echte Gase. Reale Gase verhalten sich bei niedrigen Drücken und hohen Temperaturen als ideale Gase. • Ideale Gase können mit der PV = nRT = NkT-Gleichung in Beziehung gesetzt werden, echte Gase dagegen nicht. Für die Bestimmung realer Gase gibt es viel kompliziertere Gleichungen.