Boyle-Mariotte-Gesetz

Boyle-Ma|ri|ot|te-Ge|setz ['bɔɪl-mar'jɔt-; nach dem engl. Chemiker R. Boyle (1627–1691) u. dem frz. Physiker E. Mariotte (ca. 1620–1684)]: Bei konstanter Temp. sind Druck (p) u. Volumen (V) eines idealen Gases einander umgekehrt proportional: p · V = konstant, vgl. Gasgesetz.

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Boyle-Mariotte-Gesetz

 

['bɔɪl mar'jɔt-], von R. Boyle entdeckte und E. Mariotte bestätigte, exakt nur für ideale Gase und bei hinreichend langsamer (adiabatischer) Druckänderung gültige Beziehung zwischen Druck p und Volumen V bei festgehaltener Temperatur T einer vorgegebenen Gasmenge. Presst man ein Gas bei konstanter Temperatur auf die Hälfte seines Volumens zusammen, so steigt sein Druck auf das Doppelte, d. h. das Produkt aus Druck und Volumen bleibt unverändert: p · V = const. Viele reale Gase, z. B. Luft, Wasserstoff und Helium, gehorchen diesem Gesetz unter normalen Bedingungen mit großer Annäherung. Abweichungen von dem Boyle-Mariotte-Gesetz treten bei Kohlendioxid und Dämpfen auf, v. a. bei hohen Drücken. Diese Abweichungen sind jedoch temperaturabhängig. Während die Isothermen der idealen Gase im pV-p-Diagramm Parallelen zur p-Achse sind, weisen sie bei realen Gasen in einem bestimmten Bereich ein Minimum auf und steigen danach an; die Verbindungslinie ihrer Minima (Boyle-Punkte) ist die Boyle-Kurve. Es gibt für jedes Gas eine bestimmte Temperatur, die Boyle-Temperatur, bei der das Gas auch bei verhältnismäßig hohen Drücken noch dem Boyle-Mariotte-Gesetz genügt; sie beträgt z. B. für Wasserstoff —164 ºC, für Luft 54 ºC und für Kohlendioxid 500 ºC.