La loi de Dalton

En chimie et physique , la loi de Dalton de (également appelé la loi de Dalton de de pressions partielles ) déclare que toute la pression exercée par un mélange gazeux du est égale à la somme des pressions partielles de chaque composant individuel dans un mélange de gaz. Cette loi empirique du a été observée par le John Dalton dans le 1801 et est liée aux lois idéales de gaz de du .

Mathématiquement, la pression d'un mélange des gaz peut être définie comme addition

P_ de de
{total} = \   ^ n {p_i} du sum_ {i=1} ;   ;   ;   ;   ; ou   ;   ;   ;   ;   ; P_ {total} = p_1 +p_2 + \ cdots + p_n
là où le p_ {1}, \, de p_ {2} \ p_ {n} représentent la pression partielle de chaque composant.

On le suppose que les gaz ne réagissent pas les uns avec les autres. de

\ m_i {total} =P_ de P_ {I}

là où m_i \ = la fraction de taupe du composant de je-Th dans tout le mélange des composants de m.

Le rapport ci-dessous fournit une manière de déterminer la concentration basée par volume en de n'importe quel composant gazeux individuel. = de P_i de

\ frac {P_ C_i {total}} {1.000}

là où : le C_i \ = est la concentration du composant d'ith exprimé en la page par minute .

La loi de Dalton n'est pas exactement suivie de vrais gaz. Ces déviations sont considérablement grandes aux pressions. En de telles conditions, le volume occupé par les molécules peut devenir significatif comparé à l'espace libre entre elles. D'ailleurs, les distances moyennes courtes entre les molécules soulève l'intensité des forces intermoléculaires entre assez les molécules de gaz pour changer sensiblement la pression exercée par elles. Ni l'un ni l'autre de ces effets ne sont considérés par le modèle de gaz idéal.

Voir également

Loi de Raoult
Taupe de (unité)

istillation

.

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