Gas - Gesetze

Das allgemeine Gasgesetz (für ideale Gase):

Die die Stoffmenge eines bestimmten Gases ebenso wie die allgemeine Gaskonstante einen konstanten Wert bilden, kann das allgemeine Gasgesetz auch in folgender Form niedergeschrieben werden.

p1 * V1 / T1 = p2 * V2 / T2

Das Gesetz von Boyle und Mariotte:

Ist bei der Betrachtung zweier Gaszustände die Temperatur konstant, d.h. ist T1 = T2, so geht das allgemeine Gesetz in das Gesetz von Boyle - Mariotte über.

p1 * V1 = p2 * V2

Das Gesetz von Gay - Lussac:

Ist in Betrachtung zweier Gaszustände das Volumen oder der Druck konstant, d.h. ist V1 = V2 oder ist p1 = p2, so geht das allgemeine Gesetz in das Gasgesetz von Gay-Lussac über.

V1 / T1 = V2 / T2

bei Annahme eines konstanten Volumens wird

p1 / T1 = p2 / T2

Das Gesetz von Dalton: (Partialdruckgesetz)

Das Dalton´sche Gesetz sagt sinngemäß aus, dass in einem Gemisch idealer Gase der Partialdruck jeder Komponente gleich dem Druck ist der sich einstellt, wenn das einzelne Gas das Gesamtvolumen allein ausfüllen würde. Der Gesamtdruck des Gasgemisches ist also gleich der Summe der einzelnen Gemischanteile.

p = pp1 + pp2 + pp3 + .........

In den USA wird die sogenannte T Formel benützt, die den Zusammenhang zw. Partialdruck, Gesamtdruck, und Konzentration beschreibt.

Dies bedeutet:              ppk = p* Konz. k                 p = ppk / Konz k                Konz k = ppk / p

Joule-Thomson- Effekt:

Wieso können atemgesteuerte Dosiereinrichtungen überhaupt bei Temperaturen über 0 'C einfrieren? Auch wenn die Gesetze von Boyle und Mariotte sowie von Gay-Lussac dies ignorieren, üben Gasmoleküle schwache Anziehungskräfte aufeinander aus.
Das führt bei sehr niedrigen Temperaturen sogar zum "Aneinanderkleben" der Moleküle, zur Kondensation als Flüssigkeit, die nach den obengenannten Gesetzen nicht eintreten dürfte.
Unter hohem Druck, wenn sich die Moleküle erheblich näher kommen müssen, "hilft" diese Anziehungskraft dem Kompressor. Die überschüssige Energie tritt als zusätzliche Wärme auf. Wird das Gas später, nachdem es die Umgebungstemperatur angenommen hat, wieder entspannt, werden die Moleküle beim Auseinanderstreben durch die Anziehungskraft gebremst, das Gas kühlt sich ab. Entspannt man Luft von 200 bar auf 1 bar, kühlt sie sich um ca. 40 'C ab! Obwohl die Wärmezufuhr über die metallischen Bauteile des Druckminderers (1. Stufe) einer atemgesteuerten Dosiereinrichtung diese Temperaturen erheblich mindert, sind Temperaturen unter 0 °C (Bildung von Eiskristallen) für die entnommene Luft kaum vermeidbar.  Hohe Luftentnahmen, z. B. Füllen von Hebebojen oder übertriebene "Luftduschen" bei Wechselatmung erhöhen die Einfriergefahr. Die beste Vorbeugung ist ein komplettes zweites System.

Das Gesetz von Henry, Gase in Flüssigkeiten:

Wenn ein Gas mit einer Flüssigkeit zusammenkommt, so stoßen die Moleküle des Gases gegen die Oberfläche der Flüssigkeit und dringen zum Teil in diese ein. Man sagt dann, sie sind in der Flüssigkeit gelöst. Die gelösten Teilchen werden mit der Bewegung der Flüssigkeitsmoleküle fortgeführt, und es werden immer mehr Gasmoleküle in der Flüssigkeit gelöst.
Allmählich setzt nun auch der umgekehrte Prozess ein: Gasmoleküle verlassen die Flüssigkeit wieder hinein in den Gasraum. Schließlich stellt sich ein Gleichgewichtszustand ein, in dem innerhalb einer Zeiteinheit ebenso viele Gasmoleküle in der Flüssigkeit gelöst werden wie aus der Flüssigkeit entweichen. Von diesem Gleichgewichtszustand sagt man: Die Flüssigkeit ist mit dem betreffenden Gas gesättigt.
Die bei 1 bar Partialdruck lösliche Gasmenge ist für verschiedene Gasarten, wie auch für verschiedene Flüssigkeiten sehr unterschiedlich. Zum Beispiel löst sich von Stickstoff in flüssigem Fett eine fünfmal so große Menge wie in Wasser. Neben dieser Eigenschaft gibt es zwei physikalische Größen, die einen wichtigen Einfluss auf die Menge des gelösten Gases haben: Druck und Temperatur.
Wenn also eine bestimmte Menge Gas bei einem Druck von 1 bar in einer Flüssigkeit gelöst wird, dann wird bei einem Druck von 2 bar die doppelte Menge und bei einem Druck von 3 bar die dreifache Menge gelöst.
Für Gasgemische gilt, dass die Löslichkeit jedes Teilgases so groß ist, wie wenn es allein mit seinem Teildruck vorhanden wäre.
Die Löslichkeit der Gase wird durch die Temperatur beeinflusst: Je niedriger die Temperatur, desto größer die Löslichkeit . Die Erhöhung der Temperatur unserer Flüsse vermindert z. B. deren Sauerstoffgehalt.
Wenn der Druck eines Gases über einer mit diesem Gas gesättigten Flüssigkeit sinkt, so ist in der Flüssigkeit mehr Gas gelöst als nach dem Henryschen Gesetz zulässig: Die Flüssigkeit ist übersättigt. Es treten mehr Gasmoleküle aus der Flüssigkeitsoberfläche aus als in sie ein dringen, bis nach einer gewissen Zeit wieder ein Gleichgewichtszustand erreicht ist. Wenn jedoch die Übersättigung ein gewisses Maß überschreitet, tritt das Gas nicht nur aus der Flüssigkeitsoberfläche aus, sondern es bilden sich auch Gasblasen im Innern der Flüssigkeit. Diesen Vorgang kann man beim Öffnen einer Mineralwasser- oder Sektflasche deutlich beobachten.
Die Gase im Atemgemisch eines Tauchers werden in seinem Körper je nach dem Teildruck der einzelnen Gase gelöst. Der Vorgang bis zur Sättigung dauert jedoch einige Zeit. Darum hängt die gelöste Menge außerdem von der Zeit ab, während der der Taucher dieses Gas unter erhöhtem Druck atmet.
Jedes Gas wird in Lösung bleiben, solange der Druck gleich bleibt. Steigt der Taucher jedoch auf, so werden mehr und mehr Moleküle aus dem Gewebe entweichen. Bei kontrollierter Aufstiegsgeschwindigkeit, d. h. bei kontrollierter Druckminderung anhand von Austauchtabellen zum Beispiel, wird das Gas noch in Lösung aus den Gewebe zur Lunge transportiert und abgeatmet.
Wenn der Taucher jedoch zu schnell auf. taucht und die Druckverminderung schneller erfolgt, als der Körper toleriert dann können Bläschen im Blut entstehen und in der Blutbahn Gefäße verstopfen. Daraus resultiert ein mehr oder weniger starker Dekompressionsunfall.