Dalton törvénye

A Wikipédiából, a szabad lexikonból.

Dalton törvénye (kémia, fizika) szerint egy gázkeverék össznyomása egyenlő az egyes összetevőinek parciális nyomása összegének. Ezt az empirikus törvényt John Dalton 1801-ben állította fel mérései alapján és ideális gázokra érvényes.

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

P_{total} = p_1 + p_2 + \cdots + p_n


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

Ha Dalton törvényét Boyle–Mariotte-törvényével és Avogadro törvényével vetjük egybe, arra következtetésre jutunk, hogy egy ideális gázokból álló gáz keverékben egy gáz parciális nyomásának és az össznypmás viszonya egyenlő a móltörtjével.

\ P_{i} =P_{total}m_i

ahol m_i\ = a teljes keverék m összetevőjéből az i-edik komponens móltörtje.

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

P_i =\frac{P_{total}C_i}{1 000 000}

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

Dalton törvényét nem teljesen követik a valóságos 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. Ezek közül a hatások közül az ideális gáz modell nem vesz figyelembe egyet sem.