Allgemeines Gasgesetz

Die streng reglementierten Voraussetzungen des allgemeinen Gasgesetzes (kein Eigenvolumen, keine Wechselwirkungen) treten in Wirklichkeit bei keinem Gas auf, sodass in der Natur keine idealen Gase vorherrschen. Dennoch lassen sich die einfachen Gasgesetze in erster Näherung auch auf Gase wie Stickstoff oder Sauerstoff anwenden.

Um eine möglichst genaue Beschreibung der Gasgesetze zu erhalten, sollte man die Temperatur so hoch und den Druck so niedrig wie möglich wählen.

Als Zustandsgrößen dienen Druck (p), Volumen (V) und Temperatur (T). Es herrschen einfache Beziehungen zwischen diesen Zustandsgrößen und der Stoffmenge n (in mol); es resultiert eine sog. Zustandsgleichung für ideale Gase:

${\displaystyle p\times V=n\times R\times T}$

• p = Druck (in hPa)
• V = Volumen (in m³)
• n = Stoffmenge (in mol)
• R = allg. Gaskonstante (8,31 Pa · m³ · mol^-1 · K^-1)
• T = Temperatur (in K)

Die allg. Gaskonstante, abgekürzt R, besitzt für alle idealen Gase den selben Wert. Dieser lässt sich experimentell bestimmen. In Gasgesetzen verwendet man für die Temperatur nicht °C (Celsius), sondern die Temperaturskala in K (Kelvin). Hierbei muss man wissen, dass der absolute Nullpunkt (0 K) -273,15°C entspricht. Trägt man anschließend in einem Diagramm bei gleich bleibendem Druck das gemessene Volumen einer bestimmten Gasmenge gegen die Temperatur auf, so erhält man eine Gerade (p₁, p₂, p₃, usw.)

Will man wissen, welches Volumen 1 mol (n = 1) eines idealen Gases unter Normbedingungen (0°C, 1,013 bar) entspricht, so kann man mit dem allg. Gasgesetz den Wert 0,0224 m³ (= 22,4 L) errechnen. Dieses Volumen bezeichnet man auch als Molvolumen (V_m, Einheit: L/mol) unter Normbedingungen. Entsprechend einem Mol eines Stoffes (6 · 10²³ Moleküle, Avogadro-Konstante), befindet sich diese Anzahl an Molekülen bei idealen Gasen (unter Normbedingungen) in einem Volumen von 22,4 Liter.

• "Chemie für Mediziner" - A. Zeeck et. al., Urban & Fischer-Verlag, 7. Auflage