Viele reale Gase verhalten sich bei nicht zu kleinen Temperaturen wie ideale Gase. Besonders bei Helium-Gas kann man zu sehr tiefen Temperaturen übergehen, ohne dass es vom Verhalten eines idealen Gases abweicht.

Die meisten realen Gases verflüssigen aber unterhalb einer bestimmten Temperatur (und werden bei noch tieferen Temperaturen sogar fest), oder auch bei erhöhtem Druck. Nur weit oberhalb dieses Verflüssigungspunktes verhalten sie sich näherungsweise wie ein ideales Gas.

Was ist nun das Besondere eines idealen Gases? Bei idealen Gasen ist eine potenzielle Energie infolge gegenseitiger Wechselwirkungen der Gasteilchen gegenüber ihrer mittleren kinetischen Energie vernachlässigbar. Alle idealen Gase verhalten sich gleichartig; sie sind durch Druck p, Volumen V und absoluter Temperatur T eindeutig bestimmt. Es gilt:

Dabei ist: p Druck in Pa, V Volumen in m³, T absolute Temperatur in K, n Molzahl in mol, R allgemeine Gaskonstante R =  8,314 J/(K·mol.

Das ist das allgemeine Gasgesetz. Verdoppelt man bei konstanter Temperatur T das Volumen V, sinkt der Druck p auf die Hälfte ab. Verdoppelt man bei konstantem Volumen V die Temperatur, so steigt auch der Druck p auf das doppelte an.

Früher hat man das bei Helium (He) genutzt und damit ein sehr genau arbeitendes Thermometer gebaut, das bis zu wenigen K oberhalb des absoluten Temperaturnullpunkt Temperaturen messen konnte. Denn He wird erst bei ca. 4 K flüssig. Heute stehen andere Möglichkeiten zur Messung der Temperatur zur Verfügung, die bis zu viel tieferen Temperaturen reichen.

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( September 2013 )