Isobare Zustandsänderungen

Die Zustandsgleichung für Gase gibt die Beziehungen zwischen den thermischen Zustandsgrößen Druck, Temperatur und Volumen an. In vielen Fällen kann bei der Untersuchung thermodynamischer Prozesse zur Vereinfachung eine oder auch mehrere Zustandsgrößen als konstant angenommen werden.
Bei isobaren Zustandsänderungen eines Gases bleibt der Druck konstant.

Die Zustandskurve im p-V-Diagramm ist eine Parallele zur V-Achse (Bild 1). Ein solcher Prozess wird realisiert, wenn einem eingeschlossenen Gas eine Wärme Q von außen zugeführt wird und sich das Volumen so erhöht, dass der Druck konstant bleibt.
Die zugeführte Wärme Q erhöht die Temperatur des eingeschlossenen Gases und damit seine innere Energie U. Mit dem Ansteigen der Temperatur erhöht sich die kinetische Energie der Gasteilchen, was zu einem Druckanstieg führen würde. Um aber einen isobaren Prozess (p = konstant) zu realisieren, muss daher von dem Gas gleichzeitig Volumenarbeit verrichtet werden. Durch die Vergrößerung des Volumens wird der Druck konstant gehalten.

Quantitative Zusammenhänge

Bei konstantem Druck gilt für den Zusammenhang zwischen Volumen und Temperatur:
V T = konstant oder V 1 T 1 = V 2 T 2
Die zugeführte Wärme Q erzeugt bei einer isobaren Zustandsänderung eine Änderung der inneren Energie und des Volumens. Nach dem 1. Hauptsatz der Thermodynamik ergibt sich die Bilanz:
Q = Δ U W
Bei Verwendung des Modells ideales Gas kann die Volumenarbeit W, die das Gas zur Vergrößerung des Volumens um Δ V verrichtet, berechnet werden. Die Zustandsgleichung im Ausgangszustand ist:
p V = N k T
Nach Zuführung der Wärme Q erhöht sich die Temperatur des Gases um Δ T und das Volumen um Δ V .
Die Zustandsgleichung im Endzustand nach Aufnahme der Wärme Q ist daher:
p ( V + Δ V ) = N k ( T + Δ T )
Die vom Gas verrichtete Volumenarbeit ist damit:
W = p Δ V = N k Δ T
In analoger Weise kann auch die Änderung der inneren Energie des idealen Gases berechnet werden (siehe dazu den Beitrag „Isochore Zustandsänderungen“). Bei einer Erhöhung der Temperatur um Δ T ist die Änderung der inneren Energie eines idealen Gases:
Δ U = 3 2 N k Δ T
Aus dem 1. Hauptsatzes kann damit die Wärme bestimmt werden, die für eine Temperaturerhöhung um Δ T des idealen Gases bei einer isobaren Prozessführung notwendig ist:
Q = 3 2 N k Δ T + N k Δ T = 5 2 N k Δ T
Die Teilchenanzahl N kann durch die Stoffmenge n und die universelle Gaskonstante R ersetzt werden. Aus
N = n N A und R = N A k
ergibt sich für die Wärme:
Q = 5 2 n N A k Δ T = 5 2 n R Δ T Q = n C m p Δ T
Die Größe C mp , die molare Wärmekapazität bei konstantem Druck, ist für alle einatomigen Gase konstant. Sie hat einen Wert von:
C m p = 5 2 R = 20,8 kJ K kmol

Für zweiatomige Gase müssen bei der Berechnung der molaren Wärmekapazität neben den Freiheitsgraden der Translation auch zwei Freiheitsgrade der Rotation berücksichtigt werden, da sich die kinetische Energie der Teilchen gleichmäßig auf alle Freiheitsgrade verteilt (Gleichverteilungssatz)
C m p = 7 2 R = 29,1 kJ K kmol
Aus der molaren Wärmekapazität können auch theoretische Werte der spezifischen Wärmekapazitäten c p bei konstantem Druck einzelner Gase leicht bestimmt werden. Für das einatomige Helium ergibt sich z.B.:
c p = C m p M c p = 20,8 kJ kmol 4 kg K kmol c p = 5,2 kJ K kg

Diese theoretisch berechneten Werte, stimmen mit den experimentell ermittelten Werten gut überein.
Durch die Einführung der spezifischen Wärmekapazität können die molaren und die molekularen Größen ersetzt werden durch direkt messbare Größen. Für die Wärme, die für eine Temperaturerhöhung eines einatomigen Gases bei einer isobaren Prozessführung notwendig ist, ergibt sich mit der spezifischen Wärmekapazität bei konstantem Druck:

c p = C mp M und der molaren Masse M = m n die Gleichung für die Wärme: Q = n C mp Δ T = m c p Δ T n Stoffmenge in mol C mp molare Wärmekapazität eines einatomigen Gases Δ T Temperaturdifferenz m Masse c p spezifische Wärmekapazität bei konstantem Druck

Stand: 2010
Dieser Text befindet sich in redaktioneller Bearbeitung.

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