Dieses Gesetz besagt, dass das Produkt aus Druck und Volumen eines Idealen Gases eine Konstante ist.
Das heißt, verringert man das Volumen, in dem sich das Gas befindet, dann erhöht sich der Druck, vorausgesetzt, die Temperatur wir dabei konstant gehalten (bzw. man macht das Experiment langsam genug). Und umgekehrt verringert sich der Druck, wenn man das Volumen vergrößert.
Für uns Taucher bedeutet dies, dass wir bereits in zehn Metern Tiefe die doppelte Luftmenge verbrauchen, wie an der Oberfläche. In zwanzig Metern ist es schon drei mal soviel.
Man sollte das Bedenken, wenn man seinen Tauchgang plant. Glaubt mir, es gibt da unten nichts unangenehmeres als ohne Luft dazustehen.
Dieses Gesetz gemahnt den Taucher aber auch, beim Auftauchen ja wieder auszuatmen, da es sonst zu Lungenüberdruckunfällen kommen kann.
Das Henrysche Gesetz beschreibt, wie Gase von Flüssigkeiten oder in unserem Fall von den Geweben des Tauchers aufgenommen werden.
Setzt man die Flüssigkeit einem erhöhten Umgebungsdruck aus, so dringen die Gasmoleküle in sie ein, man spricht von Absorption. Dies geschieht so lange, bis an der Oberfläche ein Gleichgewicht entsteht zwischen den Molekülen die von der Flüssigkeit aufgenommen werden, und den Gasmolekülen, die in der selben Zeit von der Flüssigkeit wieder abgegeben werden.
Wird der Druck jetzt wieder erniedrigt, dann verlassen die Gasmoleküle die Flüssigkeit wieder, was je nach Beschaffenheit der Flüssigkeit (Oder der Gewebe des Tauchers) eine gewisse Zeit in Anspruch nimmt.
Ist der Unterschied zwischen Flüssigkeit und Umgebung zu groß kommt es zur Bildung von Gasblasen in der Flüssigkeit (Siehe dazu auch: Dekompressionserkrankung).
Nimmt die Temperatur eines Gases zu, dann dehnt es sich aus, bzw. der Druck in einem festen Volumen erhöht sich. Druck * Volumen = Konstante * Temperatur (in Kelvin).
Für ein ideales Gas würde das heißen, dass es am absoluten Nullpunkt (0 Kelvin = -273,15°C) kein Volumen mehr einnimmt, bzw. keinen Druck mehr auf die Behälterwände ausüben würde.
Man merkt schon das da etwas nicht stimmen kann wei jedes Gasmolekül ein kleines Volumen einnimmt, aber bei höheren Temperaturen ist dieses Modell ausreichend.
Es beschreibt sehr gut, was passiert, wenn wir unsere Pressluft in die Flaschen drücken, nämlich das die Flasche dabei warm wird. Kühlt die Flasche danach langsam wieder ab, dann sinkt auch der Druck in der Flasche.
Der Druck kommt dadurch zustande, dass die Gasmoleküle gegeneinander und gegen die Behälterwände stoßen. Bei hohen Temperaturen bewegen sie sich schneller und üben also größere Kräfte auf ihre Umgebung aus. Bei kleinen Temperaturen läßt diese Bewegung nach, der Druck fällt.
Das Daltonsche Gesetz besagt, dass sich der Gesamtdruck eines Gasgemisches aus der Summe der Partialdrücke seiner Bestandteile zusammensetzt.
Zusammensetzung der Luft |
||
|---|---|---|
|
Gas |
Prozentanteil |
Partialdruck (auf Meereshöhe) |
|
Stickstoff |
78,09% |
0,7809 Bar |
|
Sauerstoff |
20,95% |
0,2095 bar |
|
Kohlendioxid |
0,03% |
0,0003 bar |
|
Edelgase |
0,93% |
0,0093 bar |
Wenn man jetzt weiß, ab welchem Partialdruck Sauerstoff für den Organismus schädlich wird kann man nun ausrechnen wie tief man tauchen dürfte, wenn einen nicht vorher der Tiefenrausch umhauen würde (Siehe Sauerstoffvergiftung).
Dieser Effekt tritt bei Gasen auf, die sich sehr schnell stark ausdehnen können. In einem solchen Fall kommt es zu einer Abkühlung des Gases, das hat nichts mit den Gesetz von Gay-Lussac zu tun, dieser Effekt wir durch das Modell des idealen Gases nicht beschrieben.
Schwierigkeiten kann dieses Phänomen machen, wenn sich das Gas, das sich bei 200bar in der Flasche befindet in den Mitteldruckschlauch strömt, wo nur 10bar herrschen. Es dehnt sich dabei aus und kühlt ab. In ungünstigen Fällen, wenn die Luft zu feucht ist kann das zu einer Vereisung führen.
(Deshalb taucht man in kalten Gewässern mit zwei unabhängigen Automaten, die beide gegen eindringendes Wasser geschützt sein sollten. Selbstverständlich wird der Tauchgang sofort abgebrochen, wenn ein Automat "abbläst".)