Закон дальтона для давления. Законы дальтона

В конце XVIII и в первой половине XIX века ученые разных стран активно изучали поведение газообразной, жидкой и твердой материи при различных внешних условиях, опираясь в своих исследованиях на представления об атомном и молекулярном строении вещества. Одним из таких ученых был британец Закон для смеси газов, который в настоящее время носит его фамилию, рассматривается в данной статье.

Особые условия

Прежде чем формулировать закон Дальтона для смеси газов, следует разобраться с одним из понятий. Это очень важно, поскольку только для такого вещества справедлив этот закон. Речь идет об идеальном газе. Что же это такое?

Под идеальным полагается газ, для которого справедливы следующие требования:

размеры молекул и атомов в нем настолько малы, что их можно считать материальными точками, имеющими нулевой объем;
молекулы и атомы не взаимодействуют между собой.

Таким образом, идеальный газ представляет собой совокупность материальных точек, движущихся хаотично. Скорость их движения и масса однозначно определяют температуру всей смеси. Давление, которое исследуемое вещество оказывает на стенки сосуда, зависит от таких макроскопических параметров, как температура, объем сосуда и число молекул.

Для такой газовой модели справедливо равенство:

Оно называется и объединяет давление (P), температуру (T), объем (V) и количество вещества в молях (n). Величина R - это коэффициент пропорциональности, который равен 8,314 Дж/(К*моль).

Удивительное в этой формуле то, что она не включает ни одного параметра, который бы зависел от химической природы молекул и атомов.

Парциальное давление

Закон Дальтона для смеси газов идеальных предполагает знание еще об одном макроскопическом параметре - парциальном давлении.

Предположим, что имеется некоторая смесь, состоящая из 2-х компонентов, например, H 2 и He. Эта смесь находится в сосуде конкретного объема и на его стенки создает определенное давление. Поскольку молекулы водорода и атомы гелия не взаимодействуют друг с другом, тогда для любых расчетов макроскопических характеристик оба компонента можно рассматривать независимо друг от друга.

Парциальным давлением компонента называется давление, которое он создает независимо от остальных компонентов смеси, занимая предоставленный ему объем. В рассматриваемом примере можно говорить о парциальном давлении H 2 и такой же характеристики для He. Эта величина выражается в паскалях и обозначается для i-го компонента как P i .

Газовые смеси и закон Дальтона

Джон Дальтон, изучая различные летучие, включая водяной пар, при разных температурах и давлениях, пришел к следующему выводу: давление смеси совершенно любых подобных веществ в любых пропорциях равно сумме парциальных давлений всех его компонентов. Эта формулировка называется законом Дальтона для давления смеси газов и записывается следующим математическим равенством:

Здесь P tot - полное давление смеси.

Этот достаточно простой закон выполняется только для идеальных газовых смесей, компоненты которых не взаимодействуют химически друг с другом.

Другая формулировка закона Дальтона

Закон Дальтона для смеси газов может быть выражен не только через парциальные давления, но также через мольные доли каждого компонента. Получим соответствующую формулу.

Поскольку каждый компонент ведет себя независимо от других в газовой смеси, тогда для него можно записать уравнение состояния:

Это уравнение справедливо для каждого i-го компонента, поскольку для всех них температура T и объем V являются одинаковыми. Величина n i - это количество молей компонента i в смеси.

Выразим теперь парциальное давление, и разделим его на полное давление всей смеси, тогда получим:

P i /P tot = n i *R*T / V / (n *R*T/V) = n i /n

Здесь n - общее количество вещества во всей смеси. Его можно получить, если просуммировать все n i . Отношение n i /n называется мольной долей компонента i в смеси. Ее обычно обозначают символом x i . Через мольные доли закон Дальтона записывается так:

Часто представляется в виде атомных процентов компонентов в смеси. Например, 21 % O 2 в воздухе говорит о том, что его мольная доля равна 0,21, то есть каждая пятая молекула воздуха является кислородом.

Применение рассмотренного закона для решения задачи

Известно, что газовая смесь из кислорода и азота находится под давлением 5 атмосфер в баллоне. Зная, что в нем содержится 10 моль азота и 3 моль кислорода, необходимо определить парциальное давление каждого вещества.

Чтобы ответить на вопрос задачи, найдем сначала общее количество вещества:

n = n N2 + n O2 = 10 + 3 = 13 моль

x N2 = n N2 /n = 10/13 = 0,7692
x O2 = n O2 /n = 3/13 = 0,2308

Пользуясь формулой закона Дальтона через мольную долю компонента, рассчитываем парциальное давление каждого газа в баллоне:

P N2 = 5*0,7692 = 3,846 атм.
P O2 = 5*0,2308 = 1,154 атм.

Как видно из полученных цифр, сумма этих давлений даст 5 атмосфер. Парциальное давление каждого газа прямо пропорционально его мольной доли в смеси.

Газовые смеси. Закон Дальтона

Парциальным давлением называется та часть общего давления газовой смеси, которая обусловлена данным газом или паром. Парциальное газа в смеси равно тому давлению газа в смеси, которым он обладал бы один, занимая такой же объём, какой занимает смесь при той же температуре.

Закон Дальтона. При отсутствии химических реакций общее давление газовой смеси Р общ равно сумме парциальных давлений всех входящих в неё газов р 1 , р 2 , р 3 …,р n ˸

Р общ = р 1 + р 2 + … + р n . (62)

Парциальное давление данного газа пропорционально доле ᴇᴦο молекул от общего количества молекул смеси (мольной доле)˸

p i = P общ ·X i = P общ · . (63)

Мольная доля Х i – есть отношение числа молей данного вещества – n i (или определённого вида частиц) к общему числу молей вещества (или частиц), находящихся в системе n i .

Мольную долю можно относить либо ко всей системе, либо к какой-то фазе. В последнем случае берётся отношение числа молей данного вещества в этой фазе к общему числу молей вещества, образующих данную фазу. Сумма мольных долей всех веществ, образующих систему (или фазу), равна единице.

Состав газовых смесей можно выразить также с помощью весовых, объёмных частей. Весовой долей данного газа в смеси называется отношение массы этого газа к массе газовой смеси. Если обозначим весовые доли газов через G 1 , G 2 , G 3 , …, G i ; а массы газов в смеси – через m 1 , m 2 , m 3, …, m i и общую массу газовой смеси – через m, то тогда получаем˸

G 1 = G 2 = G 3 = … G n = (64)

G 1 + G 2 + G 3 + … + G n =1

m 1 + m 2 + m 3 + … + m n = m.

Чтобы выразить состав газовой смеси в объёмных единицах, необходимо объёмы газов, составляющих смесь, привести к одному давлению и одной температуре. Объём отдельного газа, входящего в состав смеси, приведённого к давлению смеси, называется приведённым объёмом. Для того, чтобы найти приведённый объём газа при давлении газовой смеси Р общ и температуре Т, необходимо воспользоваться законом Бойля - Мариотта˸

p 1 V общ = v 1 P общ; p 2 V общ = v 2 P общ; p 3 V общ = v 3 P общ; … ; p n V общ = v n P общ,

где v 1 , v 2 , v 3 , …, v n – приведённые объёмы отдельных газов, составляющих смесь; р 1 , р 2 , р 3 , …, р n – парциальные давления отдельных газов;

v 1 = v 2 = v 3 = …; v n = (65)

Сумма приведённых объёмов отдельных газов равняется общему объёму смеси˸

v 1 + v 2 + v 3 + … + v n = V общ.

Отношение приведённых объёмов отдельных газов к общему объёму смеси называется объёмной долей и выражается через r˸

r 1 = r 2 = r 3 = …; r n = (66)

Для газовых смесей состав, выраженный объёмными и мольными долями одинаков, т.е.˸

Газовые смеси. Закон Дальтона - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Газовые смеси. Закон Дальтона" 2015, 2017-2018.

На практике чаще встречаются не чистые газы, а их смеси. Компоненты смеси занимают один и тот же объем и имеют одинаковую температуру. Концентрация смеси равна сумме концентраций компонентов смеси, т. е.

Тогда по формуле (4.5) давление смеси равно:

Введем обозначения:

где - парциальные давления.

В общем случае для описания движения микрочастиц, необходимо применять законы квантовой механики . Статистическая физика, описывающая макросистемы, состоящие из микрочастиц, движение которых описывается законами квантовой механики, называется квантовой статистикой .

Одним из основных понятий статистики (как классической, так и квантовой) является вероятность . Пусть какая-либо физическая система может находиться в различных физических состояниях. Предположим, что эти состояния дискретны, т.е. характеризующие их физические величины изменяются скачками и каждое состояние характеризуется определенным значением х i некоторой физической величины х.

В некоторых состояниях система будет проводить большее время, в некоторых - меньшее. Будем измерять величину х некоторое число раз N. Обозначим N i - число измерений, каждое из которых дает значение измеряемой величины х, равное х i . Вероятность w i того, что величина х имеет значение х i , называется предел отношения числа N i к полному числу измерений N при стремлении N к бесконечности, т.е.:

(1.16)

Дискретное значение физических величин - характерная особенность всех микрочастиц (атомов, молекул). Например, энергия вращательного и колебательного движения молекулы может меняться только дискретно, скачками. Про такую величину говорят, что она квантуется.

Вместе с тем, можно с большой точностью считать, что энергия поступательного движения молекул не квантуется, т.е. изменяется непрерывно, значит, непрерывно меняется и скорость молекул газа, а также и координата молекул в пространстве. Для непрерывной случайной величины, например, скорости молекулы v, вероятность dw v того, что скорость молекулы v принимает значения в интервале от v до v + dv вычисляется так:

(1.17)

здесь N - полное число измерений скорости, dN v - число измерений, в которых скорость молекулы попали в интервал от v до v + dv.

Очевидно, что:

Это следует из определения вероятности (1.17):

Аналогично и для непрерывной случайной величины. Из (1.18) следует, что:

(1.19)

Барометрическая формула

Барометрическая формула дает зависимость давления р идеального газа, находящегося в однородном поле тяжести при постоянной температуре Т, от высоты z:

(1.20)

где p o - давление при z = 0, m o - масса молекулы, k - постоянная Больцмана .

Распределение Больцмана.

Максвеллом было получено следующее соотношение:

(1.23)

здесь - вероятность обнаружения молекулы в бесконечно малом прямоугольном параллелепипеде в пространстве скоростей, изображенном на рис. 1.3.

Другими словами, это вероятность того, что молекула имеет проекцию скорости на ось х в интервале от v х до v х + dv х и в подобных же интервалах для значений v y и v z .

Из (1.23) видно, что вероятность не зависит от направления вектора , а зависит только от его модуля. Поэтому в формуле (1.23) в качестве элементарного объема в пространстве скоростей вместо прямоугольного параллелепипеда можно взять бесконечно тонкий сферический слой (см. рис. 1.4), радиус которого v, а толщина dv. В этом элементарном объеме все модули скоростей с отклонением, не превышающем dv, равны v. Перейдем, таким образом, от dv х, dv y ,dv z к 4πv 2 dv, где 4πv 2 - площадь сферы в пространстве скоростей, изображенной на рис. 1.4.

После чего формула (1.23) принимает вид:

(1.24)

Формулу (1.24) обычно записывают в виде:

(1.25)

где (1.26)

Полученную Д.К. Максвеллом функцию F(v) принято называть функцией распределения вероятностей или функцией распределения Максвелла.

Из (1.25) следует, что:

поэтому F(v) называют еще и плотностью вероятности.

График функции распределения Максвелла приведен на рис. 1.5.

Формулировка: общее давление смеси и газов равно сумме парциальных давлений газов, составляющих эту смесь.

Парциальное давление газа - это такое давление, которое бы оказывал газ, если бы он в системы был один и занимал весь тот объем, который занимает система.

44 г - 6,02*
4 г - х
4= 66,22*

Задача. На сжигание 2 г металла потребляется 400 мл кислорода. Найти эквивалент металла.

Задача. Относительная плотность по водороду равна 14. Рассчитать молярную массу.

М=28 г/моль

Химическая термодинамика

Химическая термодинамика- это раздел курса физической химии, в котором изучаются процессы теплообмена между системой и окружающей средой, а также свойства системы, находящейся в равновесии.

Основные понятии.

Система- это материальная часть Вселенной, которая подвергается теоретическому и экспериментальному изучению.

Границы раздела между системой и окружающей средой может носить как реальный, так и фиктивный (мнимый) характер.

Если система обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то такая система называется открытой.

Если система не обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то такая система называется изолированной.

Если обменивается энергией и не обменивается веществом, то называется закрытой.

Экзотермическая реакция- реакция, проходящая с поглощением теплоты.

Эндотермическая реакция- реакция, проходящая с выделением теплоты.

Функция состояния F (p,V,T…) называется функция состояния, если ее значение не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другого, а зависит только от значения параметров в начальном и конечном состоянии.

1. Потенциальная энергия (т.к. ее значение зависит только от разности высот и не зависит от пути перехода)
2. pV
3. Внутренняя энергия системы.

Система находится в состоянии термодинамического равновесия, если одновременно осуществляется механизм равновесия (давление во всех точка системы одинаково), термодинамическое и химическое равновесие (это состав исходных веществ и продуктов реакции во всех точках одинаково).

Обратимым называется такой процесс, при котором система переходит из одного состояния в другое через непрерывный ряд равновесных процессов. При этом параметры системы и окружающей среды отличаются друг от друга на бесконечно малую величину. В противном случае процесс называется необратимым.

Гомогенной называется система, в которой компоненты находятся в одной фазе. Гетерогенной называется система, в которой компоненты находятся в разной фазе. Рассмотрим является ли теплота и работа функциями состояния. И работа, и теплота- это форма передачи энергии. Работа в виде упорядоченного движения частиц, теплота - в хаотическом.

Рассмотрим процесс расширения идеального газа при t=const

1. Процесс обратимый

d- бесконечно малая из функции состояния

p внутр= p вн

2. Процесс необратимый

Таким образом, величина механической работы не является функцией состояния. Зависит от пути перехода процесса из одного состояния в другое и поэтому ее малое изменение теплоты будет обозначать.

I закон термодинамики.

Формулировка: внутренняя энергия системы является функцией состояния, это значит что не важно по какому пути идет процесс.

Рассмотрим частные случаи.

1. При р=const

Энтальпия

Физический смысл энтальпий - это тепловой эффект реакции при р=const.

2. При V=const

Физический смысл - тепловой эффект реакции при V=const

Термохимия. Закон Гесса.

Тепловой эффект реакции обусловлен тем, что энергия продуктов отличается от энергии реагентов.

Выделение тепла (реакция экзотермическая)

Поглощение тепла (реакция эндотермическая)

Если реакция проходит через ряд промежуточных состояний, то тепловой эффект реакции не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое, а зависит только от значения параметров системы в конечном и начальном состояниях.

I следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции.

nj, ni- стехиометрические коэффициенты - теплота образования

Тепловое эффект реакции - образование 1 моль сложного вещества из простых.

o - стандартное состояние

Все теплоты образования измеряются для стандартного состояния (298К, Па, для жидкостей с концентрацией 1 моль в 1 литре, для твердых веществ выбирается наиболее устойчивая кристаллографическая модификация)

В термохимии теплоты образования простых веществ условно принимаем равных нулю.

I следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот сгорания реагентов и продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции.

Теплота сгорания - тепловой эффект реакции полного сгорания одного моля вещества в токе калориметра при атмосферном давлении.

Задача. Определить теплоту сгорания

(кДж/моль) : -873,79 -1966,91 2254,21 0

= (-873,79-1566,97)-(-2254,81)=13,51- экзотермическая реакция, т.е. на 1 моль уксусной кислоты выделяется 13,51 тепла.

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа.

Теплоемкости

то тепло, которое нужно сообщить 1 моль вещества, чтобы нагреть на.

Для того чтобы рассчитать тепловой эффект реакции при температуре, нужно рассчитать тепловой эффект при 298К изменения теплоемкости денной реакции (разность сумм тепловых эффектов продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов)

Несмотря на то, что теплоемкость зависит от температуры, для расчетов будем считать, что теплоемкость не зависит от температуры и температуру будем брать 298 К.

II закон термодинамики. Существует функция состояния S называется энтропией. dS-полный дифференциал, который в обратимых процессах равен

dS = , в необратимых - dS . =

Для изолированных систем теплообмена с окружающей средой не происходит, поэтому для обратимых процессов, для необратимых.

Для изолированных систем самопроизвольно протекающих процессов (необратимые процессы) идут с возрастанием энтропии.

Если система находится в термодинамическом состоянии 1, которое соответствует числу микросостояний, то система переходит в термодинамическое состояние 2, если ему соответствует большее число микросостояний

Физический смысл энтропии - мера молекулярного беспорядка.

Чем больше хаотичность, те больше S.

Для расчета изменения энтропии в ходе реакции надо знать всех участвующих в реакции.

Стандартные значения энтропий всех веществ при 298 К приводятся в справочнике термодинамических величин.

III закон термодинамики.

Энтропия идеального кристалла при температуре абсолютного 0 по Кельвину равна S=0.

Идеальный кристалл - кристалл, в котором атомы занимают все узлы кристаллической решетки в строгом соответствии с геометрическими законами. При 0 К в таком кристалле полностью отсутствует колебательное, вращательное, поступательное движение частиц, т.е., одно единственное микросостояние описывается одним единственным макросостоянием.

Расчет изменения энтропии при нагревании.

Процессы фазовых переходов являются изобарно-изотермическими и обратимыми, поэмому изменение энтропии для обратимого процесса равно отношению теплоты образования продукта к температуре.

Энергия Гиббса.

Изменение энергии Гиббса как критерий самопроизвольного течения процесса в закрытых системах.

Обратимый процесс Необратимый процесс

DG- изотермический потенциал

?S=?U/T
?H-T?S=0 P,T=const
?S_ >?H/T

DG=DH-TDS < 0

(энергия Гиббса)

?S>?U/T
?H-T?S

Изохорно-изотермический потенциал

Состояние равновесия

Физический смысл изменения энергии Гиббса: максимально полезная работа, которая совершает система.

Если есть фазовый переход

Физический смысл: если энтальпия характеризует стремление системы к упорядоченности (т.е. к понижению запаса энергии), то энтропия характеризует стремление системы к хаотичности, а энергий Гиббса является результатирующей величиной этих противоположно направленных процессов.

Химическое равновесие.

Термодинамика дает возможность определить не только направление процесса (по знаку энергии Гиббса), но и количественного расчета системы в состоянии равновесия.

Рассмотрим гомогенную газообразную реакцию

константа равновесия

Константа равновесия равна отношению парциальных давлений продуктов к парциальным давлениям исходных веществ в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам.

Условия смещения химического равновесия (принцип Ле Шателье)

Формулировка: если на систему, находящуюся в равновесии, извне действует сила, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет приложенное воздействие.

I. Влияние температуры на смещение равновесия (изобара Вант-Гоффа)

Повышение температуры способствует протеканию той реакции, которая уменьшает положенное тепло, смещает равновесие в сторону изотермической реакции.

Чем больше, тем больше температура влияет на смещение равновесия.

II. Влияние давления на смещение равновесия.

равновесие

Давление газообразных систем обусловлено числом ударений молекул о стенки сосуда.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону тех веществ, которые занимают меньший объем (в сторону уменьшения числа молекул).

III. Влияние состава.

Увеличение концентрации одного из реагентов способствует смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции.

Основным уравнением для расчета химического равновесия по таблице термодинамических величин является

(все вещества газы) при Т = 600К.

(кДж) (Дж/моль)

7,22 Дж/моль К

При подстановке получим:

Ответ: - 84%

Чем больше отрицательная энергия Гиббса, тем больше значение константы равновесия, следовательно, в равновесной системе будут преобладать продукты реакции.

Если константа равновесия меньше 1, то энергия Гиббса больше 0.

Химическая кинетика.

Химическая кинетика - это раздел физической химии, которая изучает протекание процессов во времени.

Средняя скорость - изменение концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени.

Истинная (мгновенная) скорость

Cкорость реакции всегда величина положительная, а знак зависит от того, какую концентрацию берет, исходных веществ или продуктов («-» -исходные вещества, «+»- продукты). Тангенс угла наклона касательной к кривой позволяет рассчитать истинную скорость в каждый момент времени.

Для гетерогенных реакций:

S-поверхность раздела масс.

Закон действующих масс.

Закон действующих масс - это основной закон формальной кинетики.

Рассмотрим гомогенную реакцию, где все вещества в газообразных состояниях. Формулировка закона: скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Физический смысл константы скорости - скорость реакции, если концентрация равна 1.

Задача. Как изменится скорость прямой реакции, если давление увеличить в 3 раза.

Если давление увеличивается в 3 раза, то и концентрация увеличивается в 3 раза (уравнение Менделеева-Клайперона)

Ответ: увеличится в 27 раз

Для гетерогенных реакций скорость зависит только от концентрации газообразных веществ, т.к. у твердых веществ она есть величина постоянная.

Порядок реакции обозначается n, определяется суммой показателей степеней в законе действующих масс. Для элементарных реакций, которые протекают в одну стадию, порядок и молекулярность совпадают, для сложных - не совпадает.

Изучение порядка реакции является методом изучения ее механизма.

1) Кинетическое уравнение I порядка (все реакции распада)

Пусть в начальный момент времени концентрация - а молей/литр. Если в момент времени

Х молей вещества а, то

Таким образом, для реакции I порядка графиком в координатах InC() является прямая с отрицательным наклоном, и tg позволяет рассчитать константу скорости

2) Кинетическое уравнение реакции II порядка

Считаем, что первоначальная концентрация веществ равна.

Если в момент времени прореагировало а молей/литр, то

3) Кинетическое уравнение реакции III порядка Если нив одном из случаев InC , прямая не получилась, то механизм реакции является сложным, т.е. реакции протекает в несколько стадий. Общая скорость всей реакции равна сумме скоростей всех стадий.

Второй характеристикой реакции I порядка является период полураспада

Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Вант-Гоффа.

При повышении температуры на каждые 1С скорость реакции возрастает на 2-4 раза.

правило Вант - Гоффа

Теория Аррениуса.

Основные положения:

1) Чтобы произошло химическое взаимодействие веществ, должно произойти их столкновение
2) Энергия частиц должна быть больше или равна энергии активации реакции
3) Столкновения частиц должно происходить на функциональную группу

Энергия активации - эта та минимальная энергия, которую нужно сообщить молекуле, чтобы произошло химическое взаимодействие.

С ростом температуры энергия активации растет.

где K- константа скорости, А- предэкспотенциальный множитель, R-универсальная газовая постоянная, Т-температура в Кельвинах.

1) Аналитический

Разделим (1) уравнение на (2)

Если известны значения двух констант скоростей при двух температурах, то можно рассчитать величину энергии активации реакции.

2) Графический

Недостатки теории Аррениуса:

1) Реальная скорость часто оказывается ниже, чем рассчитанная по теореме Аррениуса
2) теория не объясняет явление катализа.

Некоторая реакция протекает за 16 мин при температуре 2 За сколько эта реакция будет протекать при температуре 5, если =3.

Законы Дальтона

В современном мире электронная техника развивается семимильными шагами. Каждый день появляется что-то новое, и это не только небольшие улучшения уже существующих моделей, но и результаты применения инновационных технологий, позволяющих в разы улучшить характеристики.

Не отстает от электронной техники и приборостроительная отрасль - ведь чтобы разработать и выпустить на рынок новые устройства, их необходимо тщательно протестировать, как на этапе проектирования и разработки, так и на этапе производства. Появляются новая измерительная техника и новые методы измерения, а, следовательно – новые термины и понятия.

Для тех, кто часто сталкивается с непонятными сокращениями, аббревиатурами и терминами и хотел бы глубже понимать их значения, и предназначена эта рубрика.

Законы Дальтона — два физических закона, определяющих суммарное давление и растворимость смеси газов. Сформулированы Джоном Дальтоном в начале XIX века.

Формулировка законов

Закон о суммарном давлении смеси газов

Давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений.

Закон о растворимости компонентов газовой смеси

При постоянной температуре растворимость в данной жидкости каждого из компонентов газовой смеси, находящейся над жидкостью, пропорциональна их парциальному давлению.

Пределы применимости

Оба закона Дальтона строго выполняются для идеальных газов. Для реальных газов эти законы применимы при условии, если их растворимость невелика, а поведение близко к поведению идеального газа.

История открытия

Закон сложения парциальных давлений был сформулирован в 1801 году. При этом правильное теоретическое обоснование, основанное на молекулярно-кинетической теории, было сделано значительно позже.

КАТЕГОРИИ