Dalton törvénye

A Wikipédiából, a szabad lexikonból.

Dalton törvénye szerint egy gázelegy össznyomása egyenlő az egyes összetevőinek parciális nyomása összegével. Ezt az empirikus törvényt John Dalton 1801-ben állította fel mérései alapján és a tökéletes, vagy ideális gázokra érvényes.

Matematikailag: n számú gáz elegyének P nyomását az alábbi összeggel lehet kifejezni:

P = p_1 + p_2 + \cdots + p_i + \cdots + p_n

ahol p_{1},\ p_{2},\ p_{i} jelenti ez egyes komponensek parciális nyomását. A törvény azzal a feltételezéssel igaz, hogy a komponensek nem lépnek kémiai reakcióba egymással.

Ha a Dalton-törvényt a Boyle–Mariotte-törvénnyel és az Avogadro-törvénnyel vetjük egybe, arra következtetésre jutunk, hogy a tökéletes gázok elegyeiben egy gáz parciális nyomásának és az össznyomás viszonya egyenlő a móltörtjével.

\ p_{i} =Px_i,

ahol x_i\ az elegy i-edik komponensének a móltörtje.

Az alábbi összefüggés lehetőséget ad bármelyik egyedi gázkomponens térfogat koncentrációjának meghatározására:

p_i =\frac{Pc_i}{1 000 000},

ahol: c_i\ = az i-eik komponens koncentrációja ppm-ben kifejezve.

A Dalton-törvényt nem teljesen követik a reális – a valóságban előforduló – gázok. Az eltérés nagyobb nyomásoknál jelentős. Ilyen esetekben a molekulák által elfoglalt hely szignifikánssá válik ahhoz képest, hogy mennyi az üres hely közöttük. Ezen kívül a kis átlagos távolság a molekulák között megnöveli a molekulák közötti erőket.