Unterschied zwischen Idealgas und Echtgas

IDEALES GAS vs REALES GAS

Die Materiezustände sind flüssig, fest und gasförmig, was an ihren Schlüsselmerkmalen zu erkennen ist. Feststoffe haben eine starke molekulare Zusammensetzung, die ihnen eine bestimmte Form und Masse verleiht, Flüssigkeiten haben die Form ihres Behälters, da sich die Moleküle entsprechend zueinander bewegen, und Gase werden an Luft diffundiert, da sich die Moleküle frei bewegen. Die Eigenschaften von Gasen sind sehr unterschiedlich. Es gibt Gase, die stark genug sind, um mit anderen Stoffen zu reagieren, es gibt sogar einen sehr starken Geruch, und einige können sich in Wasser lösen. Hier werden wir einige Unterschiede zwischen Idealgas und Echtgas feststellen können. Das Verhalten realer Gase ist sehr komplex, während das Verhalten idealer Gase viel einfacher ist. Das Verhalten von Echtgas kann greifbarer sein, wenn das Verhalten des idealen Gases vollständig verstanden wird.

Dieses ideale Gas kann als "Punktmasse" betrachtet werden. Es bedeutet einfach, dass das Teilchen extrem klein ist, wenn seine Masse fast Null ist. Ideale Gaspartikel haben daher kein Volumen, während reale Gaspartikel ein reales Volumen haben, da reale Gase aus Molekülen oder Atomen bestehen, die typischerweise etwas Platz beanspruchen, obwohl sie extrem klein sind. Im idealen Gas wird die Kollision oder der Aufprall zwischen den Partikeln als elastisch bezeichnet. Mit anderen Worten, während der Kollision der Teilchen ist weder anziehende noch abstoßende Energie enthalten. Da die Energie zwischen den Partikeln fehlt, bleiben die kinetischen Kräfte in Gasmolekülen unverändert. Im Gegensatz dazu werden Kollisionen von Partikeln in realen Gasen als nicht elastisch bezeichnet. Echte Gase bestehen aus Partikeln oder Molekülen, die sich mit dem Einsatz abstoßender Energie oder Anziehungskraft sehr stark anziehen können, wie Wasserdampf, Ammoniak, Schwefeldioxid und dergleichen.

Der Druck ist im idealen Gas im Vergleich zum Druck eines realen Gases viel höher, da die Teilchen nicht über die Anziehungskräfte verfügen, die es den Molekülen ermöglichen, zurückzuhalten, wenn sie bei einem Aufprall zusammenstoßen. Daher kollidieren Partikel mit weniger Energie. Unterschiede, die sich zwischen idealen Gasen und realen Gasen unterscheiden, können am deutlichsten betrachtet werden, wenn der Druck hoch ist, diese Gasmoleküle groß sind, die Temperatur niedrig ist und wenn die Gasmoleküle starke Anziehungskräfte extrahieren.

PV = nRT ist die Gleichung des idealen Gases. Diese Gleichung ist wichtig für ihre Fähigkeit, alle grundlegenden Eigenschaften von Gasen miteinander zu verbinden. T steht für Temperature und sollte immer in Kelvin gemessen werden. "N" steht für die Anzahl der Mole. V ist das Volumen, das normalerweise in Litern gemessen wird. P steht für Druck, bei dem er normalerweise in Atmosphären (atm) gemessen wird, er kann jedoch auch in Pascal gemessen werden. R gilt als ideale Gaskonstante, die sich niemals ändert. Da jedoch alle realen Gase in Flüssigkeiten umgewandelt werden können, entwickelte der niederländische Physiker Johannes van der Waals eine modifizierte Version der idealen Gasgleichung (PV = nRT):

(P + a / V2) (V - b) = nRT. Der Wert von „a“ ist sowohl konstant als auch „b“ und sollte daher für jedes Gas experimentell bestimmt werden.

ZUSAMMENFASSUNG:

1.Idealgas hat kein bestimmtes Volumen, während Echtgas ein bestimmtes Volumen hat.

2.Idealgas hat keine Masse, während Echtgas Masse hat.

3. Die Kollision idealer Gaspartikel ist elastisch, während sie für reales Gas nicht elastisch ist.

4.Keine Energie beim Zusammenstoß von Partikeln im idealen Gas beteiligt. Die Kollision von Partikeln in echtem Gas zieht Energie an.

5.Der Druck ist im Vergleich zu Echtgas im Idealgas hoch.

6.Idealgas folgt der Gleichung PV = nRT. Echtgas folgt der Gleichung (P + a / V2) (V - b) = nRT.