Законът на Далтон за налягането. Законите на Далтон

В края на 18-ти и през първата половина на 19-ти век учени от различни страни активно изучават поведението на газообразна, течна и твърда материя при различни външни условия, основавайки своите изследвания на идеи за атомната и молекулярната структура на материята. Един от тези учени беше британският закон за смес от газове, който в момента носи неговото име, се обсъжда в тази статия.

Специални условия

Преди да формулирате закона на Далтон за смес от газове, трябва да разберете една от концепциите. Това е много важно, тъй като този закон е валиден само за такова вещество. Говорим за идеален газ. Какво е?

Идеален газ е този, за който се прилагат следните изисквания:

• размерите на молекулите и атомите в него са толкова малки, че могат да се считат за материални точки с нулев обем;
• молекулите и атомите не взаимодействат помежду си.

По този начин идеалният газ е колекция от материални точки, движещи се на случаен принцип. Скоростта на тяхното движение и масата еднозначно определят температурата на цялата смес. Налягането, което изпитваното вещество упражнява върху стените на съда, зависи от такива макроскопични параметри като температура, обем на съда и брой молекули.

За такъв газов модел е валидно равенството:

Нарича се и обединява налягане (P), температура (T), обем (V) и количеството вещество в молове (n). Стойността на R е коефициентът на пропорционалност, който е равен на 8,314 J/(K*mol).

Изненадващото в тази формула е, че тя не включва нито един параметър, който да зависи от химическата природа на молекулите и атомите.

Парциално налягане

Законът на Далтон за смес от идеални газове предполага познаване на още един макроскопичен параметър - парциалното налягане.

Да приемем, че има някаква смес, състояща се от 2 компонента, например H 2 и He. Тази смес се намира в съд с определен обем и създава определено налягане върху стените му. Тъй като водородните молекули и хелиевите атоми не взаимодействат помежду си, тогава за всякакви изчисления на макроскопични характеристики и двата компонента могат да се разглеждат независимо един от друг.

Парциалното налягане на даден компонент е налягането, което той създава независимо от другите компоненти на сместа, заемайки предоставения му обем. В разглеждания пример можем да говорим за парциалното налягане на H 2 и същите характеристики за He. Тази стойност се изразява в паскали и се обозначава за i-тия компонент като Pi.

Газови смеси и закон на Далтон

Джон Далтън, изучавайки различни летливи вещества, включително водна пара, при различни температури и налягания, стигна до следното заключение: налягането на смес от абсолютно всякакви подобни вещества във всякакви пропорции е равно на сумата от парциалните налягания на всичките му компоненти. Тази формулировка се нарича закон на Далтон за налягането на смес от газове и се записва, както следва:

Тук P tot е общото налягане на сместа.

Този доста прост закон е верен само за идеални газови смеси, чиито компоненти не реагират химически един с друг.

Друга формулировка на закона на Далтон

Законът на Далтон за смес от газове може да се изрази не само чрез парциални налягания, но и чрез моларни фракции на всеки компонент. Получаваме съответната формула.

Тъй като всеки компонент се държи независимо от другите в газовата смес, тогава уравнението на състоянието може да бъде написано за него:

Това уравнение е валидно за всеки i-ти компонент, тъй като за всички тях температурата T и обемът V са еднакви. Стойността n i е броят молове на компонент i в сместа.

Нека сега изразим парциалното налягане и го разделим на общото налягане на цялата смес, тогава получаваме:

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

Тук n е общото количество вещество в цялата смес. Може да се получи чрез сумиране на всички n i . Съотношението n i /n се нарича моларна фракция на компонент i в сместа. Обикновено се обозначава със символа x i. От гледна точка на молните фракции, законът на Далтон е написан, както следва:

Често се представя като атомни проценти на компонентите в смес. Например, 21% O 2 във въздуха означава, че неговата молна фракция е 0,21, тоест всяка пета молекула въздух е кислород.

Приложение на разглеждания закон за решаване на проблема

Известно е, че газова смес от кислород и азот е под налягане от 5 атмосфери в цилиндър. Знаейки, че съдържа 10 мола азот и 3 мола кислород, е необходимо да се определи парциалното налягане на всяко вещество.

За да отговорим на въпроса на проблема, нека първо намерим общото количество вещество:

n = n N2 + n O2 = 10 + 3 = 13 mol

x N2 = n N2 /n = 10/13 = 0,7692

x O2 = n O2 /n = 3/13 = 0,2308

Използвайки формулата на закона на Далтон чрез молната част на компонент, изчисляваме парциалното налягане на всеки газ в цилиндъра:

P N2 = 5*0,7692 = 3,846 атм.

P O2 = 5*0,2308 = 1,154 атм.

Както се вижда от получените цифри, сумата от тези налягания ще даде 5 атмосфери. Парциалното налягане на всеки газ е право пропорционално на неговата молна фракция в сместа.

Газови смеси. Закон на Далтон

Парциалното налягане е тази част от общото налягане на газовата смес, която се дължи на даден газ или пара.Частичният газ в сместа е равен на налягането на газа в сместа, което би имал сам, заемайки същия обем, какъвто сместа заема при същата температура.

Закон на Далтон.При липса на химични реакции, общото налягане на газовата смес P total е равно на сумата от парциалните налягания на всички газове, включени в нея p 1, p 2, p 3 ..., p n ˸

P общо = p 1 + p 2 + ... + p n. (62)

Парциалното налягане на даден газ е пропорционално на фракцията ᴇᴦο молекули от общия брой молекули на сместа (моларна фракция)˸

p i = P общо ·X i = P общо · . (63)

Молна фракция X i е съотношението на броя молове на дадено вещество - n i (или определен тип частица) към общия брой молове на веществото (или частиците), разположени в системата n i.

Молната фракция може да се припише или на цялата система, или на някаква фаза. В последния случай се взема отношението на броя молове от дадено вещество в тази фаза към общия брой молове на веществото, образуващо дадена фаза. Сумата от молните фракции на всички вещества, образуващи система (или фаза), е равна на единица.

Съставът на газовите смеси може да се изрази и с тегловни и обемни части. Тегловната част на даден газ в смес е съотношението на масата на този газ към масата на газовата смес.Ако означим тегловните фракции на газовете с G 1, G 2, G 3, ..., G i; и масите на газовете в сместа - през m 1, m 2, m 3, ..., m i и общата маса на газовата смес - през m, тогава получаваме˸

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.

За да се изрази съставът на газова смес в обемни единици, е необходимо да се приведат обемите на газовете, които съставляват сместа, до едно и също налягане и температура. Обемът на отделен газ, включен в смес, намален до налягането на сместа, се нарича намален обем.За да се намери редуцираният обем газ при налягане на газовата смес Ptot и температура T, е необходимо да се използва законът на Бойл-Мариот˸

p 1 V общо = v 1 P общо; p 2 V общо = v 2 P общо; p 3 V общо = v 3 P общо; ... ; p n V общо = v n P общо,

където v 1, v 2, v 3, ..., v n са намалените обеми на отделните газове, които съставляват сместа; р 1, р 2, р 3, …, р n – парциални налягания на отделните газове;

v 1 = v 2 = v 3 = …; v n = (65)

Сумата от намалените обеми на отделните газове е равна на общия обем на сместа˸

v 1 + v 2 + v 3 + … + v n = V общо.

Съотношението на намалените обеми на отделните газове към общия обем на сместа се нарича обемна фракцияи се изразява чрез r˸

r 1 = r 2 = r 3 = ...; r n = (66)

За газовите смеси съставът, изразен чрез обемни и молни фракции, е един и същ, т.е.˸

Газови смеси. Закон на Далтон – понятие и видове. Класификация и характеристики на категорията "Газови смеси. Закон на Далтон" 2015, 2017-2018.

На практика най-често се срещат не чисти газове, а смеси от тях. Компонентите на сместа заемат еднакъв обем и имат еднаква температура. Концентрацията на сместа е равна на сумата от концентрациите на компонентите на сместа, т.е.

Тогава, съгласно формула (4.5), налягането на сместа е равно на:

Нека въведем следната нотация:

Където - парциални налягания.

Като цяло, за да се опише движението на микрочастиците, е необходимо да се приложат законите на квантовата механика. Статистическата физика, която описва макросистеми, състоящи се от микрочастици, чието движение се описва от законите на квантовата механика, се нарича квантова статистика.

Една от основните концепции на статистиката (както класическа, така и квантова) е вероятност. Нека всяка физическа система е в различни физически състояния. Да приемем, че тези състояния са дискретни, т.е. физичните величини, които ги характеризират, се променят скокообразно и всяко състояние се характеризира с определена стойност x i на някаква физическа величина x.

В някои държави системата ще прекарва повече време, в други по-малко време. Ще измерим количеството x определен брой пъти N. Нека означим N i като броя измервания, всяко от които дава стойността на измереното количество x, равна на x i. Вероятността w i величината x да има стойност x i се нарича граница на отношението на числото N i към общия брой измерения N, когато N клони към безкрайност, т.е.:

(1.16)

Дискретността на физичните величини е характерна черта на всички микрочастици (атоми, молекули). Например, енергията на въртеливо и вибрационно движение на молекула може да се променя само дискретно, на скокове. Такова количество се нарича квантувано.

В същото време можем да приемем с голяма точност, че енергията на транслационното движение на молекулите не е квантована, т.е. се променя непрекъснато, което означава, че скоростта на газовите молекули се променя непрекъснато, както и координатите на молекулите в пространството. За непрекъсната случайна променлива, например скоростта на молекула v, вероятността dw v, че скоростта на молекула v приема стойности в интервала от v до v + dv, се изчислява, както следва:

(1.17)

тук N е общият брой измервания на скоростта, dN v е броят на измерванията, при които скоростта на молекулата пада в интервала от v до v + dv.

Очевидно е, че:

Това следва от определението за вероятност (1.17):

Същото важи и за непрекъсната случайна променлива. От (1.18) следва, че:

(1.19)

Барометрична формула

Барометричната формула дава зависимостта на налягането p на идеален газ, намиращ се в еднородно гравитационно поле при постоянна температура T от височината z:

(1.20)

където p o е налягането при z = 0, m o е масата на молекулата, k е константата на Болцман.

Разпределение на Болцман.

Максуел получи следната връзка:

(1.23)

тук е вероятността за откриване на молекула в безкрайно малък правоъгълен паралелепипед в скоростното пространство, показано на фиг. 1.3.

С други думи, това е вероятността молекулата да има проекция на скоростта върху оста x в интервала от v x до v x + dv x и в подобни интервали за стойностите v y и v z.

От (1.23) става ясно, че вероятността не зависи от посоката на вектора, а зависи само от неговия модул. Следователно във формула (1.23) като елементарен обем в пространството на скоростите, вместо правоъгълен паралелепипед, можем да вземем безкрайно тънък сферичен слой (виж фиг. 1.4), чийто радиус е v, а дебелината е dv. В този елементарен обем всички скоростни модули с отклонение, непревишаващо dv, са равни на v. Затова нека преминем от dv x, dv y, dv z към 4πv 2 dv, където 4πv 2 е площта на сферата в пространството на скоростите, показана на фиг. 1.4.

След което формула (1.23) приема формата:

(1.24)

Формула (1.24) обикновено се записва като:

(1.25)

Където (1.26)

Получено от Д.К. Функцията на Максуел F(v) обикновено се нарича функция на разпределение на вероятностите или функция на разпределение на Максуел.

От (1.25) следва, че:

следователно F(v) се нарича още плътност на вероятността.

Графиката на функцията на разпределение на Максуел е показана на фиг. 1.5.

Формулировка: общото налягане на сместа и газовете е равно на сумата от парциалните налягания на газовете, които съставляват тази смес.

Парциалното налягане на газ е налягането, което газът би упражнил, ако беше сам в системата и заемаше целия обем, който заема системата.

• 44 г - 6,02*
• 4 г - х
• 4= 66,22*

Задача. Изгарянето на 2 g метал изразходва 400 ml кислород. Намерете металния еквивалент.

Задача. Относителната плътност на водорода е 14. Изчислете моларната маса.

М=28 g/mol

Химическа термодинамика

Химическата термодинамика е раздел от курса по физическа химия, който изучава процесите на топлообмен между система и околната среда, както и свойствата на система в равновесие.

Основни понятия.

Системата е материална част от Вселената, която подлежи на теоретично и експериментално изследване.

Границите между системата и средата могат да бъдат както реални, така и фиктивни (въображаеми).

Ако една система обменя материя и енергия с околната среда, тогава такава система се нарича отворена.

Ако една система не обменя материя и енергия с околната среда, тогава такава система се нарича изолирана.

Ако обменя енергия и не обменя материя, той се нарича затворен.

Екзотермична реакция е реакция, която протича с абсорбиране на топлина.

Ендотермичната реакция е реакция, която отделя топлина.

Функцията на състоянието F (p,V,T...) се нарича функция на състоянието, ако нейната стойност не зависи от пътя на прехода на системата от едно състояние в друго, а зависи само от стойностите на параметрите в начално и крайно състояние.

• 1. Потенциална енергия (тъй като нейната стойност зависи само от разликата във височината и не зависи от пътя на прехода)
• 2.pV
• 3. Вътрешна енергия на системата.

Системата е в състояние на термодинамично равновесие, ако механизмът на равновесие (налягането във всички точки на системата е еднакво), термодинамично и химично равновесие (това е съставът на изходните вещества и продуктите на реакцията във всички точки е еднакъв) се извършва едновременно.

Обратим процес е процес, при който системата преминава от едно състояние в друго чрез непрекъсната поредица от равновесни процеси. В този случай параметрите на системата и средата се различават един от друг с безкрайно малко количество. В противен случай процесът се нарича необратим.

Система, в която компонентите са в една и съща фаза, се нарича хомогенна. Система, в която компонентите са в различни фази, се нарича хетерогенна. Нека помислим дали топлината и работата са функции на състоянието. И работата, и топлината са форми на пренос на енергия. Работата е под формата на подредено движение на частици, топлината е под формата на хаотично движение.

Нека разгледаме процеса на разширяване на идеален газ при t=const

1. Процесът е обратим

d-инфинитезимална на функцията състояние

p int = p int

2. Процесът е необратим

По този начин количеството механична работа не е функция на състоянието. Зависи от пътя на прехода на процеса от едно състояние в друго и следователно неговата малка промяна в топлината ще покаже.

Първи закон на термодинамиката.

Формулировка: вътрешната енергия на системата е функция на състоянието, това означава, че няма значение по кой път върви процесът.

Нека разгледаме специални случаи.

1. При р=const

Енталпия

Физическото значение на енталпиите е топлинният ефект на реакцията при p=const.

2. Когато V=const

Физичен смисъл - топлинен ефект на реакция при V=const

Термохимия. Законът на Хес.

Топлинният ефект на реакцията се дължи на факта, че енергията на продуктите се различава от енергията на реагентите.

Отделяне на топлина (екзотермична реакция)

Топлинна абсорбция (ендотермична реакция)

Ако реакцията преминава през няколко междинни състояния, тогава топлинният ефект на реакцията не зависи от пътя на прехода на системата от едно състояние в друго, а зависи само от стойностите на параметрите на системата в крайното и началното състояние.

I следствие от закона на Хес: топлинният ефект на реакцията е равен на разликата в сумите на топлините на образуване на продукти и реагенти, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.

nj, ni - стехиометрични коефициенти - топлина на образуване

Топлинният ефект на реакцията е образуването на 1 мол сложно вещество от прости.

o - стандартно състояние

Всички топлини на образуване се измерват за стандартното състояние (298K, Pa, за течности с концентрация 1 мол в 1 литър, за твърди вещества е избрана най-стабилната кристалографска модификация)

В термохимията топлината на образуване на прости вещества условно се приема за равна на нула.

I следствие от закона на Хес: топлинният ефект на реакцията е равен на разликата в сумите на топлините на изгаряне на реагентите и продуктите, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.

Топлината на изгаряне е топлинният ефект от реакцията на пълно изгаряне на един мол вещество в калориметърен ток при атмосферно налягане.

Задача. Определете топлината на изгаряне

(kJ/mol) : -873.79 -1966.91 2254.21 0

= (-873.79-1566.97)-(-2254.81) = 13.51 - екзотермична реакция, т.е. На 1 мол оцетна киселина се отделя 13,51 топлина.

Зависимост на топлинния ефект на реакцията от температурата. Уравнение на Кирхоф.

Топлинни мощности

топлината, която трябва да се предаде на 1 мол вещество, за да се загрее.

За да се изчисли топлинният ефект на реакция при температура, е необходимо да се изчисли топлинният ефект при 298 К на промяната в топлинния капацитет на реакцията (разликата в сумите на топлинните ефекти на продуктите и реагентите, като се вземе като се вземат предвид стехиометричните коефициенти)

Въпреки факта, че топлинният капацитет зависи от температурата, за изчисленията ще приемем, че топлинният капацитет не зависи от температурата и ще приемем температурата да бъде 298 K.

II закон на термодинамиката. Има функция на състоянието S, наречена ентропия. dS-общ диференциал, който при обратими процеси е равен на

dS = , в необратимо - dS . =

За изолирани системи не се извършва топлообмен с околната среда, следователно за обратими процеси, за необратими.

За изолираните системи спонтанните процеси (необратимите процеси) протичат с увеличаване на ентропията.

Ако системата е в термодинамично състояние 1, което съответства на броя на микросъстоянията, тогава системата преминава в термодинамично състояние 2, ако съответства на по-голям брой микросъстояния

Физическото значение на ентропията е мярка за молекулярно разстройство.

Колкото по-голям е хаосът, толкова по-голямо е S.

За да изчислите промяната в ентропията по време на реакция, трябва да познавате всички участници в реакцията.

Стандартните стойности на ентропията на всички вещества при 298 К са дадени в справочника на термодинамичните величини.

III закон на термодинамиката.

Ентропията на идеален кристал при абсолютна температура 0 Келвин е S=0.

Идеален кристал е кристал, в който атомите заемат всички възли на кристалната решетка в строго съответствие с геометричните закони. При 0 K в такъв кристал напълно липсва осцилаторно, ротационно, транслационно движение на частиците, т.е. едно единствено микросъстояние се описва от едно единствено макросъстояние.

Изчисляване на промяната на ентропията при нагряване.

Процесите на фазови преходи са изобарно-изотермични и обратими, следователно промяната в ентропията за обратим процес е равна на отношението на топлината на образуване на продукта към температурата.

Енергия на Гибс.

Изменението на енергията на Гибс като критерий за спонтанно протичане на процес в затворени системи.

Обратим процес Необратим процес

DG - изотермичен потенциал

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

DG=DH-TDS< 0

(Енергия на Гибс)

• ?S>?U/T
• ?H-T?S

Изохорно-изотермичен потенциал

Състояние на баланс

Физическото значение на промяната в енергията на Гибс: максималната полезна работа, извършена от системата.

Ако има фазов преход

Физическо значение: ако енталпията характеризира желанието на системата за ред (т.е. да се намали енергийният резерв), тогава ентропията характеризира желанието на системата за хаос, а енергията на Гибс е резултантната стойност на тези противоположно насочени процеси.

Химически баланс.

Термодинамиката дава възможност да се определи не само посоката на процеса (по знака на енергията на Гибс), но и да се изчисли количествено системата в състояние на равновесие.

Помислете за хомогенна газообразна реакция

равновесна константа

Равновесната константа е равна на отношението на парциалните налягания на продуктите към парциалните налягания на изходните вещества до степени, равни на техните стехиометрични коефициенти.

Условия за изместване на химичното равновесие (принцип на Le Chatelier)

Формулировка: ако към система в равновесие се приложи сила отвън, тогава равновесието се измества в посока, която отслабва приложената сила.

I. Ефект на температурата върху изместването на равновесието (изобара на Van't Hoff)

Повишаването на температурата насърчава протичането на тази реакция, което намалява необходимата топлина и измества равновесието към изотермична реакция.

Колкото по-висока е температурата, толкова повече тя влияе върху изместването на равновесието.

II. Влиянието на налягането върху изместването на равновесието.

равновесие

Налягането на газовите системи се определя от броя на ударите на молекулите върху стените на съда.

С увеличаване на налягането равновесието се измества към онези вещества, които заемат по-малък обем (към намаляване на броя на молекулите).

III. Влияние на състава.

Увеличаването на концентрацията на един от реагентите спомага за изместване на равновесието към образуването на реакционни продукти.

Основното уравнение за изчисляване на химичното равновесие от таблицата на термодинамичните величини е

(всички вещества са газове) при T = 600K.

(kJ) (J/mol)

7,22 J/mol К

При заместване получаваме:

Отговор: - 84%

Колкото по-голяма е отрицателната енергия на Гибс, толкова по-голяма е стойността на равновесната константа; следователно продуктите на реакцията ще преобладават в равновесната система.

Ако равновесната константа е по-малка от 1, тогава енергията на Гибс е по-голяма от 0.

Химична кинетика.

Химическата кинетика е дял от физическата химия, който изучава протичането на процеси във времето.

Средната скорост е промяната в концентрацията на реагенти или продукти за определен период от време.

Истинската (мигновена) скорост

Скоростта на реакцията винаги е положителна стойност, а знакът зависи от концентрацията на изходните вещества или продукти ("-" - изходни вещества, "+" - продукти). Тангентата на допирателната към кривата ви позволява да изчислите истинската скорост във всеки момент от времето.

За хетерогенни реакции:

S-масов интерфейс.

Закон за масовото действие.

Законът за действието на масите е основният закон на формалната кинетика.

Помислете за хомогенна реакция, при която всички вещества са в газообразни състояния. Твърдение на закона: скоростта на реакцията е право пропорционална на концентрацията на реагентите в степени, равни на стехиометричните коефициенти.

Физическото значение на константата на скоростта е скоростта на реакцията, ако концентрацията е 1.

Задача. Как ще се промени скоростта на директната реакция, ако налягането се увеличи 3 пъти?

Ако налягането се увеличи 3 пъти, тогава концентрацията се увеличава 3 пъти (уравнение на Менделеев-Клейперон)

Отговор: ще се увеличи 27 пъти

За хетерогенни реакции скоростта зависи само от концентрацията на газообразни вещества, т.к за твърди тела е постоянна стойност.

Редът на реакцията се означава с n и се определя от сумата на показателите в закона за действието на масите. За елементарни реакции, протичащи на един етап, редът и молекулярността съвпадат, за сложните реакции не.

Изучаването на реда на реакцията е метод за изучаване на нейния механизъм.

1) Кинетично уравнение от първи ред (всички реакции на разлагане)

Нека концентрацията в началния момент от време е мол/литър. Ако в момента

X мола вещество а, тогава

По този начин, за реакция от първи ред, графиката в InC() координатите е права линия с отрицателен наклон и tg ни позволява да изчислим константата на скоростта

2) Кинетично уравнение на реакция от втори ред

Приемаме, че първоначалната концентрация на веществата е еднаква.

Ако един мол/литър е реагирал в момента, тогава

3) Кинетично уравнение на реакция от трети ред Ако в нито един от случаите InC не работи права линия, тогава механизмът на реакцията е сложен, т.е. Реакцията протича на няколко етапа. Общата скорост на цялата реакция е равна на сумата от скоростите на всички етапи.

Втората характеристика на реакция от първи ред е полуживотът

Ефектът на температурата върху скоростта на реакцията. Уравнение на Вант Хоф.

За всяко повишаване на температурата с 1°C скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти.

правило на Вант Хоф

Теория на Арениус.

Ключови точки:

• 1) За да възникне химично взаимодействие на веществата, трябва да настъпи техният сблъсък
• 2) Енергията на частиците трябва да бъде по-голяма или равна на енергията на активиране на реакцията
• 3) Сблъсъци на частици трябва да възникнат във функционалната група

Енергията на активиране е минималната енергия, която трябва да бъде придадена на молекула, за да се осъществи химично взаимодействие.

С повишаване на температурата енергията на активиране се увеличава.

където K е константата на скоростта, A е предекспоненциалният фактор, R е универсалната газова константа, T е температурата в Келвин.

1) Аналитичен

Разделете уравнение (1) на (2)

Ако са известни стойностите на две константи на скоростта при две температури, тогава може да се изчисли енергията на активиране на реакцията.

2) Графика

Недостатъци на теорията на Арениус:

• 1) Действителната скорост често е по-ниска от тази, изчислена по теоремата на Арениус
• 2) теорията не обяснява явлението катализа.

Определена реакция отнема 16 минути при температура 2. Колко време ще отнеме тази реакция да протече при температура 5, ако =3.

Законите на Далтон

Законите на Далтон

В съвременния свят електронните технологии се развиват със скокове и граници. Всеки ден се появява нещо ново и това не са само малки подобрения на съществуващите модели, но и резултатите от използването на иновативни технологии, които позволяват значително подобряване на производителността.

Индустрията за производство на инструменти не изостава от електронните технологии - в крайна сметка, за да се разработят и пуснат на пазара нови устройства, те трябва да бъдат щателно тествани, както на етапа на проектиране и разработка, така и на етапа на производство. Появяват се ново измервателно оборудване и нови методи за измерване, а оттам и нови термини и понятия.

Този раздел е предназначен за тези, които често се сблъскват с неразбираеми съкращения, абревиатури и термини и биха искали да разберат по-добре тяхното значение.

Законите на Далтон- два физични закона, които определят общото налягане и разтворимостта на смес от газове. Формулиран от Джон Далтън в началото на 19 век.

Формулиране на закони

Закон за общото налягане на смес от газове

Налягането на смес от химически невзаимодействащи идеални газове е равно на сумата от парциалните налягания.

Закон за разтворимостта на компонентите на газовата смес

При постоянна температура разтворимостта в дадена течност на всеки от компонентите на газовата смес, разположена над течността, е пропорционална на тяхното парциално налягане.

Граници на приложимост

И двата закона на Далтон са стриктно изпълнени за идеални газове. За реалните газове тези закони са приложими при условие, че тяхната разтворимост е ниска и поведението им е близко до това на идеален газ.

История на откритието

Законът за добавяне на частични налягания е формулиран през 1801 г. В същото време правилната теоретична обосновка, основана на молекулярно-кинетичната теория, е направена много по-късно.