Basiswissen

Lässt man ein vorher zusammengedrücktes Gas - etwa in einer Druckflasche - über ein Ventil entweichen kühlt es sich oft extrem stark ab. Bei Druckluftflaschen von Tauchern kann das bis zur tödlichen Vereisung des Ventils führen. Dieses Phänomen heißt Joule-Thomson-Effekt und ist hier kurz erklärt.

Bildbeschreibung und Urheberrecht — 183 °C: der Flüssigsauerstoff fließt von einem großen Vorratstank im Hintergrund in eine kleineres, mobiles Gefäß im Vordergrund. Die linke Anzeige am großen Behälter zeigt einen Druck von knapp unter 5 bar an. Die rechte kreisförmige Anzeige ist sinngemäß beschriftet mit dem Füllgrad und hat je eine eigene Anzeige für Flüssigsauerstoff und Flüssigstickstoff. Die Aufnahme entstand in der Aachener Innenstadt.☛

Beschreibung der Effekte

Der Joule-Thomson-Effekt bezeichnet die Temperaturänderung eines Gases bei einer (isenthalpen) Verringerung des Drucks. Unter Normalbedingungen, das heißt normalen Temperaturen und Drücken, wie sie etwa in einem Laborraum herrschen, gilt für die meisten Gase und deren Gemische, dass die Temperatur bei der Entspannung sinkt. Es gibt aber auch Gase, bei denen die Temperatur dann ansteigt, zum Beispiel Wasserstoff, Helium und Neon. Verständlich wird das, wenn man die Kräfte betrachtet, die zwischen den Gasteilchen wirken.

Physikalische Gründe

Der Joule-Thomson-Effekt tritt bei allen realen Gasen auf, nicht aber bei idealen Gasen: reale Gase haben Kräfte, die auch über eine Entfernung hinweg zwischen den Molekülen des Gases wirken. Ideale Gase denkt man sich ohne solche Kräfte. Bei einem ideal Gas wirken nur dann Kräfte zwischen den Gasteilchen, wenn sie zusammen stoßen. Bei realen Gasen aber wirken auch Fernkräfte. Diese intermolekularen Kräfte realer Gase - anziehende sowohl als auch abstoßende - sind der Grund für den Joule-Thomson-Effekt.

Erwärmung bei Kompression

Die Wirkung anziehender Kräfte zwischen Molekülen überwiegt: man stelle sich dazu einige punktförmig gedachte Gasteilchen in einem abgeschlossenen kleinen Behälter vor. Zwischen realen Gasteilchen in der Wirklichkeit herrschen oft anziehende Kräfte: die Teilchen ziehen sich gegenseitig also an. Das heißt: bewegen sie sich aufeinander zu, beschleunigen sie sich gegenseitig auch durch ihre Anziehungskräfte. Umgekehrt: bewegen sie sich voneinander fort, bremsen sie sich durch die Anziehung gegenseitig ab. Nimmt man den Teilchen also Raum weg, in den hinein sie sich voneinander entfernen könnten, dann nimmt man ihnen damit auch die Möglichkeit, sich weiter gegenseitig abzubremsen. Verringert man also die Größe eines Behälters in dem ein solches Gas enthalten ist, dann halten sich die Gasteilchen auch näher beieinander auf und sind damit im Durchschnitt schneller als in einem größeren Behälter. Daher kommt die Erwärmung realer Gase bei Kompression (Zusammendrücken): man nimmt ihnen die Möglichkeit weg, sich bei einer Entfernung über größerer Abstände durch die anziehenden Kräfte abzubremsen.

Abkühlung bei Kompression

Die Wirkung abstoßender Kräfte zwischen Molekülen überwiegt: man stelle sich dazu einige punktförmig gedachte Gasteilchen in einem abgeschlossenen kleinen Behälter vor. Zwischen realen Gasteilchen in der Wirklichkeit herrschen oft abstoßende Kräfte: die Teilchen stoßen sich gegenseitig also ab. Das heißt: bewegen sie sich aufeinander zu, bremsen sie sich gegenseitig ab. Umgekehrt gilt: bewegen sie sich voneinander fort, beschleunigen sie sich durch die Abstoßung und werden damit schneller. Nimmt man den Teilchen also Raum weg, in den hinein sie sich voneinander entfernen könnten, dann nimmt man ihnen damit auch die Möglichkeit, sich weiter gegenseitig zu beschleunigen. Verringert man aber die Größe eines Behälters in dem ein solches Gas enthalten ist, dann halten sich die Gasteilchen auch näher beieinander auf und sind damit im Durchschnitt langsamer als in einem größeren Behälter. Daher kommt die Abkühlung realer Gase bei Kompression (Zusammendrücken).

Wann überwiegt welche Effekt?

Das hängt von den betrachteten Art des Gases, dem Druck und der Temperatur ab, in dem sich das Gas zu Beginn befindet. Die tatsächlichen Zusammenhänge sind sehr kompliziert und Gegenstand der Thermodynamik. Ob sich die Temperatur erhöht oder verringert sagt der sogenannte 👉 Joule-Thomson-Koeffizient

Kein Effekt bei idealen Gasen

Nur reale Gase können den Joule-Thomson-Effekt zeigen. Ideale Gase zeigen ihn nicht. Während man im Modell der realen Gase anziehende oder auch abstoßende Kräfte zwischen den Teilchen des Gases annimmt, die auch dann wirken, wenn sich die Teilchen gerade nicht berühren, geht man bei idealen Gasen davon aus, dass nur in dem Zeitpunkt Kräfte zwischen den Teilchen wirken, wenn sie zusammen stoßen. Oft modelliert man auch auch reale Gase als ideal, weil damit Berechnungen erheblich einfacher werden ohne dass die dadurch gemachten Abweichungen zwischen den Rechenergebnissen und der Wirklichkeit nennenswert groß werden. Die grundlegende Formel zum Rechnen mit einem als ideal gedachten Gas ist die ideale Gasgleichung:

pV = nRT

In Worten: das Produkt aus dem Druck p und dem Volumen V ist immer gleich dem Produkt aus der Stoffmenge n (quasi die Anzahl der Teilchen), der universellen Gaskonstanten R und der absoluten Temperatur T. Die Stoffmenge n und die Gaskonstante R können dabei als feste konstante Werte angesehen werden. Nach dieser Gleichung sind Druck und Volumen eines Gases umgekehrt proportional (Produktgleichheit) zueinander, solange die Temperatur des Gases sich nicht ändert. Nach dieser Gleichung führt eine Kompression zu einem kleineren Wert für V. Das aber führt nicht zu einer Erhöhung der Temperatur. Die Temperatur wird für ideale Gase als konstant angenommen. Um die Gleichung weiter zu erfüllen, muss entsprechend der Druck zunehmen. Diese Beziehung idealer Gase bezeichnet man als 👉 Gesetz von Boyle-Mariotte