Was ist Zustandsgleichung – Definition

Staatsgleichung

In der Thermodynamik ist eine Zustandsgleichung eine thermodynamische Gleichung in Bezug auf Zustandsvariablen, die den Zustand der Materie unter einer gegebenen Menge physikalischer Bedingungen charakterisiert. Zustandsgleichungen beschreiben Gase, Flüssigkeiten, Flüssigkeitsgemische, Feststoffe und das Innere von Sternen. In der Festkörperphysik wird eine Zustandsgleichung verwendet, um darzustellen, wie sich das Volumen oder die äquivalente Dichte eines Materials als Funktion der Tiefe, dh als Funktion des Drucks und der Temperatur ändert.

Die bekannteste Anwendung einer Zustandsgleichung ist die Korrelation der Dichte von Gasen und Flüssigkeiten mit Temperaturen und Drücken.

Vielleicht ist eines der ersten Ausdrücke einer Zustandsgleichung das Boyle-Mariotte-Gesetz . Ende des 17. Jahrhunderts untersuchten Robert William Boyle und Edme Mariotte unabhängig voneinander den Zusammenhang zwischen Volumen und Druck eines Gases bei konstanter Temperatur. Die Ergebnisse bestimmter Experimente mit Gasen bei relativ niedrigem Druck veranlassten Robert Boyle, ein bekanntes Gesetz zu formulieren. Es sagt, dass:

Für eine feste Gasmasse bei konstanter Temperatur ist das Volumen umgekehrt proportional zum Druck.

Das heißt, wenn Sie beispielsweise die Lautstärke um das 10-fache erhöhen, wird der Druck um das 10-fache verringert. Wenn Sie das Volumen halbieren, verdoppeln Sie den Druck.

Sie können dies mathematisch ausdrücken als:

pV = konstant

Dieses Gesetz ist eines der Gasgesetze , die Ende des 18. Jahrhunderts vollständig ausgearbeitet wurden. Diese Gesetze oder Aussagen gingen dem idealen Gasgesetz voraus, da diese Gesetze einzeln als Sonderfälle der idealen Gasgleichung betrachtet werden, wobei eine oder mehrere der Variablen konstant gehalten werden.

Eine der bekanntesten Zustandsgleichungen ist die für ideale Gase, das ideale Gasgesetz . Da ideales Gas als eines definiert wird, bei dem alle Stöße zwischen Atomen oder Molekülen vollkommen elastisch sind und bei dem keine intermolekularen Anziehungskräfte vorhanden sind, gibt es in der Natur kein wirklich ideales Gas. Andererseits nähern sich alle realen Gase bei niedrigen Drücken (Dichten) und moderaten Temperaturen dem Idealzustand an. Bei niedrigen Drücken sind die Moleküle so weit voneinander entfernt, dass sie nicht miteinander interagieren.

pV = nRT

wo:

• p ist der absolute Druck des Gases
• n ist die Substanzmenge
• T ist die absolute Temperatur
• V ist die Lautstärke
• R  ist die ideale oder universelle Gaskonstante, die dem Produkt der Boltzmann-Konstante und der Avogadro-Konstante entspricht.

In dieser Gleichung ist das Symbol R eine Konstante, die als universelle Gaskonstante bezeichnet wird und für alle Gase den gleichen Wert hat, nämlich R = 8,31 J / mol K.

Die Kraft des idealen Gasgesetzes liegt in seiner Einfachheit. Wenn zwei der thermodynamischen Variablen p, v und T angegeben sind, kann die dritte leicht gefunden werden. Das ideale Gasgesetz wird jedoch bei höheren Drücken und niedrigeren Temperaturen ungenau und kann Phasenänderungen, beispielsweise eine Kondensation von einem Gas zu einer Flüssigkeit, nicht vollständig vorhersagen. Daher wurde eine Reihe genauerer Zustandsgleichungen für Gase und Flüssigkeiten entwickelt. Zum Beispiel die 1877 formulierte Van-der-Waals-Zustandsgleichung.