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Gas

 

[niederländisch, zu griechisch cháos »leerer Raum«, »Luftraum«], Materie im gasförmigen Aggregatzustand. Die zwischen den allgemeinen als Gasmoleküle bezeichneten Gasteilchen (Atome bei Edelgasen und Metalldämpfen, sonst Moleküle) herrschenden zwischenmolekularen Kräfte, die bei den Flüssigkeiten noch einen Zusammenhalt aller Teilchen bewirken, sind in Gasen so gering, dass sich die Gasmoleküle von Zusammenstößen abgesehen - frei im Raum bewegen können. Dadurch können Gase jeden zur Verfügung stehenden Raum gleichmäßig ausfüllen, sofern sie nicht durch äußere Kräfte (z. B. die Erdatmosphäre durch die Schwerkraft der Erde) in einem bestimmten Bereich gehalten werden. Ein z. B. in einem Gefäß eingeschlossenes Gas übt dadurch auf die Gefäßwände oder auch auf die Oberfläche eines im Gasraum befindlichen festen oder flüssigen Körpers einen an jeder Stelle gleich großen Druck p > 0 aus. Dieser Gasdruck ist bei gegebener Gasmenge umso größer, je kleiner das Volumen V des Gasraums und je höher die Temperatur T des Gases ist. Der thermodynamische Zustand eines Gases wird durch diese drei Zustandsgrößen festgelegt. Sie sind durch die verschiedenen Gasgesetze, besonders durch die thermische Zustandsgleichung, miteinander verknüpft. Die kinetische Gastheorie erklärt das Verhalten der Gase mithilfe der Gesetze der Punktmechanik sowie statistische Methoden unter Berücksichtigung quantenmechanischer Erkenntnisse. Die einzelnen Gasteilchen, im weiteren Sinn die Fermionen in einem Fermi-Gas (speziell die Elektronen in einem Elektronengas) und die Bosonen in einem Bose-Gas, bewegen sich entsprechend den statistischen Gesetzmäßigkeiten, denen sie unterliegen (normalerweise die Boltzmann-Statistik, bei Auftreten von Quanteneffekten die Fermi-Dirac-Statistik oder die Bose-Einstein-Statistik), vollkommen ungeordnet auf geradlinigen Bahnen, die nur durch Zusammenstöße mit anderen Gasteilchen (nach Durchlaufen der mittleren freien Weglänge - unter Normalbedingungen etwa 10^-7 m) oder Stöße auf die Gefäßwand gestört werden. Die Geschwindigkeit, die sie im Mittel besitzen, ist dabei nur von der Gastemperatur und der Masse der Gasteilchen abhängig. Für Luftmoleküle beträgt diese Geschwindigkeit z. B. unter Normalbedingungen etwa 480 m/s, während die Geschwindigkeit der H₂-Moleküle des Wasserstoffgases unter gleichen Bedingungen bei etwa 1 680 m/s liegt. Der Gasdruck entspricht dem bei der Reflexion der Gasmoleküle an einer Wand insgesamt pro Flächeneinheit auf diese übertragenen Impuls.

 

Als ideales Gas wird ein Gas bezeichnet, bei dem man voraussetzt, dass die thermische Zustandsgleichung p · V = n · RT für beliebige Drücke p, Volumina V (beziehungsweise Dichten ρ ) und Temperaturen T gilt (n die Molzahl, R die allgemeine Gaskonstante). Die wirklichen, realen Gase verhalten sich erfahrungsgemäß bei genügend hohen Temperaturen und genügend geringen Dichten nahezu wie ideale Gase (z. B. Luft und die meisten in der Technik verwendeten Gase bei Normaltemperatur), d. h., sie befolgen weitgehend das Boyle-Mariotte-Gesetz und das Gay-Lussac-Gesetz. Bei tieferen Temperaturen und größeren Dichten bewirken bei den realen Gasen die Größe der Gasmoleküle sowie die Kräfte zwischen ihnen eine zunehmende Abweichung vom idealen Verhalten, bis schließlich die Anziehung der Partikel die Wirkung ihrer Bewegung überwiegt: Das Gas kondensiert. Eine Kondensation (Verflüssigung) kann jedoch nur stattfinden, wenn die Temperatur kleiner als die für jedes Gas charakteristische kritische Temperatur (Gasverflüssigung, kritischer Zustand) ist. Als permanente Gase bezeichnete man früher solche Gase, die mit den damals erreichbaren Tieftemperaturen noch nicht verflüssigt werden konnten, wie Sauerstoff und Stickstoff sowie v. a. Helium und Wasserstoff. Heute können alle gewöhnlichen Gase in den flüssigen oder festen Zustand übergeführt werden.

 

Im Falle der realen Gase ist es nicht mehr möglich, eine allgemeine gültige Zustandsgleichung anzugeben. Ihre Zustandsgleichungen enthalten vielmehr stoffspezifische Parameter für das Eigenvolumen der Gasmoleküle und für die unterschiedlichen zwischenmolekularen Kräfte. Von vielen Stoffen wird die Van-der-Waals-Zustandsgleichung gut erfüllt; sie bietet die Möglichkeit, mithilfe eines einfachen analytischen Ausdruckes die Phänomene der Verflüssigung und des Auftretens von kritischen Punkten zu erklären. Im Gegensatz zu den idealen Gasen, bei denen weder Nah- noch Fernordnung auftritt (d. h., die Örter der punktförmig gedachten Gasteilchen sind in jedem Augenblick statistisch über den Raum verteilt), tritt in realen Gasen mit zunehmender Annäherung an den flüssigen Zustand Nahordnung auf.

 

Geschichte:

 

Dass Gase voneinander unterscheidbare Stoffe sind, stellte zuerst J. B. van Helmont fest, der die Bezeichnung Gas einführte und ein »Gas Sylvestre« (Kohlendioxid) und ein »Gas Pingue« (Methan) als von der Luft verschieden ansah. R. Boyle isolierte 1659 mehrere Gase (Wasserstoff u. a.), hielt diese jedoch nur für Modifikationen von Luft (»airs«). Erst 1674 konnte John Mayow (* 1640, ✝ 1679) nachweisen, dass nur ein Teil der Luft bei Verbrennung und bei der Atmung verbraucht wird. Die zweite Hälfte des 18. Jahrhunderts wurde das Zeitalter der Chemie der Gase, der »pneumatischen Chemie«. 1754 bewies J. Black, dass man ein Gas, das Kohlendioxid, aus dem Festkörper Magnesiumcarbonat entwickeln kann. Er zeigte, dass es auch bei Verbrennung von Holzkohle und bei der Atmung entsteht. 1766 entdeckte und beschrieb H. Cavendish den Wasserstoff und 1774 J. Priestley den Sauerstoff. Die Entdeckung des Sauerstoffs ermöglichte es A. L. Lavoisier, die herrschende Phlogistontheorie G. E. Stahls durch die Oxidationstheorie der Verbrennung zu ersetzen. Er erkannte auch die Gase als chemisch unterscheidbare Stoffe und stellte fest, dass atmosphärische Luft kein Element, sondern ein Gemisch von Gasen ist. Durch die Einbeziehung der Gase in die Betrachtung chemischer Umsätze wurde er zum Schöpfer der quantitativen Chemie.

 

Der Weg zur Zustandsgleichung der idealen Gase begann im 17. Jahrhundert, nachdem R. Boyle (1662) und, unabhängig von ihm, E. Mariotte (1679) das nach ihnen benannte Gesetz fanden. Die Temperaturabhängigkeit der im Boyle-Mariotte-Gesetz auftretenden Konstante ist von G. Amontons (1702), J. H. Lambert (1779), J. A. C. Charles (1799) und J. L. Gay-Lussac (1802) untersucht worden und als Gay-Lussac-Gesetz bekannt geworden. 1811 stellte A. Avogadro das bis 1858 unbeachtet gebliebene, dann aber von S. Cannizzaro propagierte avogadrosche Gesetz auf (1814 ebenfalls von A. M. Ampère ausgesprochen). Aufgrund der Arbeiten von H. V. Regnault (1862) wurde die molare Gaskonstante eingeführt und die bekannte Zustandsgleichung idealer Gase aufgestellt. 1873 leitete J. D. van der Waals eine erste Zustandsgleichung realer Gase ab, der zahlreiche weitere Zustandsgleichungen folgten, u. a. die von M. Berthelot (1903), Alfred Wohl (* 1863, ✝ 1939) (1914), L. A. Beattie und Owen C. Bridgeman (1928). Währenddessen waren im 19. Jahrhundert noch verschiedene elementare Gase entdeckt worden, völlig überraschend darunter ab 1894 die Edelgase, v. a. durch W. Ramsay und Lord Rayleigh. Das radioaktive Radon (Radiumemanation) entdeckte 1900 Friedrich Ernst Dorn (* 1848, ✝ 1916).

 

Weitere Informationen zu diesem Thema finden Sie v. a. auch in den folgenden Artikeln:

 

Brenngase · Erdgas · Flüssiggase · Gichtgas · Raffineriegas · Synthesegas · Vergasung

 

Literatur:

 

Laws of gases, hg. v. C. Barus u. a. (New York 1899, Nachdr. ebd. 1981);

 

Hb. der Physik, hg. v. S. Flügge, Bd. 12: Thermodynamik der G. (1958);

 L. Medard u. a.: Gas encyclopedia (Amsterdam 1976);

 R. C. Reid u. a.: The properties of gases and liquids (New York ⁴1987).