Im Gegensatz zu Molekülen in einer Flüssigkeit oder einem Festkörper können sich Moleküle in einem Gas frei in dem Raum bewegen, in dem Sie sie einschließen. Sie fliegen umher und kollidieren gelegentlich miteinander und mit den Containerwänden. Der Kollektivdruck, den sie auf die Behälterwände ausüben, hängt von ihrer Energiemenge ab. Sie beziehen Energie aus der Wärme in ihrer Umgebung, wenn also die Temperatur steigt, steigt auch der Druck. Tatsächlich hängen die beiden Größen durch das ideale Gasgesetz zusammen.
TL; DR (zu lang; nicht gelesen)
In einem starren Behälter ändert sich der von einem Gas ausgeübte Druck direkt mit der Temperatur. Wenn der Behälter nicht starr ist, ändern sich sowohl das Volumen als auch der Druck gemäß dem idealen Gasgesetz mit der Temperatur.
Das ideale Gasgesetz
Das ideale Gasgesetz wurde über einen Zeitraum von Jahren durch die experimentelle Arbeit mehrerer Personen abgeleitet und folgt aus dem Boyle-Gesetz und dem Charles- und Gay-Lussac-Gesetz. Erstere besagt, dass bei einer gegebenen Temperatur (T) der Druck (P) eines Gases multipliziert mit dem Volumen (V), das es einnimmt, eine Konstante ist. Letzteres sagt uns, dass, wenn die Masse des Gases (n) konstant gehalten wird, das Volumen direkt proportional zur Temperatur ist. In seiner endgültigen Form lautet das ideale Gasgesetz:
PV=nRT
wobei R eine Konstante ist, die als ideale Gaskonstante bezeichnet wird.
Wenn Sie die Masse des Gases und das Volumen des Behälters konstant halten, sagt Ihnen diese Beziehung, dass sich der Druck direkt mit der Temperatur ändert. Wenn Sie verschiedene Temperatur- und Druckwerte grafisch darstellen würden, wäre das Diagramm eine gerade Linie mit positiver Steigung.
Was ist, wenn ein Gas nicht ideal ist?
Ein ideales Gas ist eines, bei dem angenommen wird, dass die Teilchen vollkommen elastisch sind und sich nicht anziehen oder abstoßen. Außerdem wird davon ausgegangen, dass die Gasteilchen selbst kein Volumen haben. Obwohl kein reales Gas diese Bedingungen erfüllt, kommen viele nahe genug, um diese Beziehung anwenden zu können. Sie müssen jedoch reale Faktoren berücksichtigen, wenn der Druck oder die Masse des Gases sehr hoch werden oder das Volumen und die Temperatur sehr niedrig werden. Für die meisten Anwendungen bei Raumtemperatur bietet das ideale Gasgesetz eine hinreichend gute Annäherung an das Verhalten der meisten Gase.
Wie sich der Druck mit der Temperatur ändert
Solange Volumen und Masse des Gases konstant sind, ergibt sich das Verhältnis zwischen Druck und Temperatur:
P=KT
wobei K eine Konstante ist, die aus dem Volumen, der Anzahl der Gasmole und der idealen Gaskonstante abgeleitet wird. Wenn Sie ein Gas, das ideale Gasbedingungen erfüllt, in einen Behälter mit starren Wänden geben, damit sich das Volumen nicht ändern kann, Verschließen Sie den Behälter und messen Sie den Druck an den Behälterwänden. Sie werden sehen, dass er beim Absenken des Behälters abnimmt Temperatur. Da diese Beziehung linear ist, benötigen Sie nur zwei Messungen von Temperatur und Druck, um eine Linie zu ziehen, aus der Sie den Druck des Gases bei einer bestimmten Temperatur extrapolieren können.
Diese lineare Beziehung bricht bei sehr niedrigen Temperaturen zusammen, wenn die unvollkommene Elastizität des Gases Moleküle wird wichtig genug, um die Ergebnisse zu beeinflussen, aber der Druck nimmt immer noch ab, wenn Sie die Temperatur. Die Beziehung ist auch nichtlinear, wenn die Gasmoleküle groß genug sind, um eine Klassifizierung des Gases als ideal auszuschließen.