Dalton-törvény

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából

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 (ideális) gázokra érvényes.

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

P = P_1 + P_2 + \cdots + P_\mathrm n


ahol P_{1},\ P_{2}, \cdots \ P_\mathrm {n} 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 a következtetésre jutunk, hogy a tökéletes gázok elegyeiben egy gáz parciális nyomásának és az össznyomásnak a viszonya egyenlő a móltörtjével.

\ P_\mathrm {i} = P x_{\mathrm i}

ahol x_\mathrm i\ az elegy i-edik komponensének a móltörtje.

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

P_\mathrm i =\frac{Pc_\mathrm i}{1\, 000\; 000}

ahol: c_\mathrm i\ az i-edik 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 molekulák közötti kis átlagos távolság megnöveli a molekulák közötti erőket.