Закони Дальтона

Закони Дальтона

У світі електронна техніка розвивається семимильними кроками. Щодня з'являється щось нове, і це не лише невеликі покращення вже існуючих моделей, а й результати застосування інноваційних технологій, що дозволяють у рази покращити характеристики.

Не відстає від електронної техніки і приладобудівна галузь - адже щоб розробити та випустити на ринок нові пристрої, їх необхідно ретельно протестувати як на етапі проектування та розробки, так і на етапі виробництва. З'являються нова вимірювальна техніка та нові методи вимірювання, а отже – нові терміни та поняття.

Для тих, хто часто стикається з незрозумілими скороченнями, абревіатурами та термінами та хотів би глибше розуміти їх значення, і призначена ця рубрика.

Закони Дальтона— два фізичні закони, що визначають сумарний тиск та розчинність суміші газів. Сформульовані Джоном Дальтоном на початку ХІХ століття.

Формулювання законів

Закон про сумарний тиск суміші газів

Тиск суміші хімічно не взаємодіючих ідеальних газів дорівнює сумі парціальних тисків.

Закон про розчинність компонентів газової суміші

При постійній температурі розчинність у цій рідині кожного з компонентів газової суміші, що знаходиться над рідиною, пропорційна їхньому парціальному тиску.

Межі застосування

Обидва закони Дальтона суворо виконуються для ідеальних газів. Для реальних газів ці закони можна застосувати за умови, якщо їх розчинність невелика, а поведінка близька до поведінки ідеального газу.

Історія відкриття

Закон складання парціальних тисків було сформульовано 1801 року. У цьому правильне теоретичне обгрунтування, заснований на молекулярно-кинетичної теорії, було зроблено значно пізніше.

Формулювання: загальний тиск суміші та газів дорівнює сумі парціальних тисків газів, що становлять цю суміш.

Парціальний тиск газу - це такий тиск, який чинив би газ, якби він у системи був один і займав весь той обсяг, який займає система.

• 44 г - 6,02*
• 4 г - х
• 4= 66,22*

Завдання. На спалювання 2 г металу споживається 400 мл кисню. Знайти еквівалент металу.

Завдання. Відносна щільність водню дорівнює 14. Розрахувати молярну масу.

М=28 г/моль

Хімічна термодинаміка

Хімічна термодинаміка - це розділ курсу фізичної хімії, в якому вивчаються процеси теплообміну між системою та навколишнім середовищем, а також властивості системи, що знаходиться в рівновазі.

Основні поняття.

Система- це матеріальна частина Всесвіту, яка піддається теоретичному та експериментальному вивченню.

Межі розділу між системою та навколишнім середовищем може мати як реальний, так і фіктивний (уявний) характер.

Якщо система обмінюється з довкіллям речовиною та енергією, то така система називається відкритою.

Якщо система не обмінюється з довкіллям речовиною та енергією, то така система називається ізольованою.

Якщо обмінюється енергією і обмінюється речовиною, називається закритої.

Екзотермічна реакція-реакція, що проходить із поглинанням теплоти.

Ендотермічна реакція-реакція, що проходить із виділенням теплоти.

Функція стану F (p,V,T…) називається функція стану, якщо її значення залежить від шляху переходу системи з одного стану до іншого, а залежить від значення параметрів у початковому і кінцевому стані.

• 1. Потенційна енергія (т.к. її значення залежить лише від різниці висот і залежить від шляху переходу)
• 2. pV
• 3. Внутрішня енергія системи.

Система знаходиться в стані термодинамічної рівноваги, якщо одночасно здійснюється механізм рівноваги (тиск у всіх точка системи однакова), термодинамічна та хімічна рівновага (це склад вихідних речовин і продуктів реакції у всіх точках однаково).

Оборотним називається такий процес, при якому система переходить з одного стану в інший через безперервний ряд рівноважних процесів. При цьому параметри системи та навколишнього середовища відрізняються один від одного на нескінченно малу величину. Інакше процес називається необоротним.

Гомогенною називається система, в якій компоненти знаходяться в одній фазі. Гетерогенною називається система, в якій компоненти знаходяться у різній фазі. Розглянемо чи є теплота та робота функціями стану. І робота, і теплота-це форма передачі енергії. Робота у вигляді впорядкованого руху частинок, теплота – у хаотичному.

Розглянемо процес розширення ідеального газу за t=const

1. Процес оборотний

d- нескінченно мала з функції стану

p внутр = p вн

2. Процес незворотній

Отже, величина механічної роботи перестав бути функцією стану. Залежить від шляху переходу процесу з одного стану до іншого і тому її мале зміна теплоти позначатиме.

І закон термодинаміки.

Формулювання: внутрішня енергія системи є функцією стану, це означає, що не важливо яким шляхом йде процес.

Розглянемо окремі випадки.

1. При р = const

Ентальпія

Фізичний сенс ентальпій – це тепловий ефект реакції при р=const.

2. При V = const

Фізичний зміст - тепловий ефект реакції при V=const

Термохімія. Закон Гесса.

Тепловий ефект реакції зумовлений тим, що енергія продуктів відрізняється від енергії реагентів.

Виділення тепла (екзотермічна реакція)

Поглинання тепла (ендотермічна реакція)

Якщо реакція проходить через ряд проміжних станів, то тепловий ефект реакції не залежить від шляху переходу системи з одного стану до іншого, а залежить тільки від значення параметрів системи в кінцевому та початковому станах.

I наслідок закону Гесса: тепловий ефект реакції дорівнює різниці сум теплот освіти продуктів і реагентів з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів, які у рівнянні реакції.

nj, ni-стехіометричні коефіцієнти - теплота освіти

Теплове ефект реакції - утворення 1 моль складної речовини із простих.

o - стандартний стан

Усі теплоти освіти вимірюються для стандартного стану (298К, Па, для рідин з концентрацією 1 моль у 1 літрі, для твердих речовин вибирається найбільш стійка кристалографічна модифікація)

У термохімії теплоти утворення простих речовин умовно приймаємо рівних нулю.

I наслідок закону Гесса: тепловий ефект реакції дорівнює різниці сум теплот згоряння реагентів та продуктів з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів, що стоять у рівнянні реакції.

Теплота згоряння – тепловий ефект реакції повного згоряння одного молячи речовини в струмі калориметра при атмосферному тиску.

Завдання. Визначити теплоту згоряння

(кДж/моль): -873,79 -1966,91 2254,21 0

= (-873,79-1566,97)-(-2254,81) = 13,51-екзотермічна реакція, тобто. на 1 моль оцтової кислоти виділяється 13,51 тепла.

Залежність теплового ефекту реакції температури. Рівняння Кірхгофа.

Теплоємності

те тепло, яке потрібно повідомити 1 моль речовини, щоб нагріти на.

Щоб розрахувати тепловий ефект реакції при температурі, потрібно розрахувати тепловий ефект при 298К зміни теплоємності денної реакції (різниця сум теплових ефектів продуктів і реагентів з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів)

Незважаючи на те, що теплоємність залежить від температури, для розрахунків вважатимемо, що теплоємність не залежить від температури і температуру братимемо 298 К.

ІІ закон термодинаміки. Існує функція стану S називається ентропією. dS-повний диференціал, який у оборотних процесах дорівнює

dS = , у незворотних - dS. =

Для ізольованих систем теплообміну з довкіллям немає, тому для оборотних процесів, для незворотних.

Для ізольованих систем мимовільно протікають (незворотні процеси) йдуть зі зростанням ентропії.

Якщо система знаходиться в термодинамічному стані 1, яке відповідає числу мікростанів, то система переходить у термодинамічний стан 2, якщо йому відповідає більша кількість мікростанів

Фізичний зміст ентропії - міра молекулярного безладдя.

Чим більша хаотичність, тим більше S.

Для розрахунку зміни ентропії в ході реакції треба знати всіх, хто бере участь у реакції.

Стандартні значення ентропій всіх речовин при 298 К наводяться у довіднику термодинамічних величин.

ІІІ закон термодинаміки.

Ентропія ідеального кристала за нормальної температури 0 за Кельвіном дорівнює S=0.

Ідеальний кристал - кристал, в якому атоми займають всі вузли кристалічних грат у суворій відповідності до геометричних законів. При 0 До в такому кристалі повністю відсутній коливальний, обертальний, поступальний рух частинок, тобто один єдиний мікростан описується одним єдиним макростаном.

Розрахунок зміни ентропії під час нагрівання.

Процеси фазових переходів є ізобарно-ізотермічними і оборотними, тому зміна ентропії для оборотного процесу дорівнює відношенню теплоти утворення продукту до температури.

Енергія Гіббса.

Зміна енергії Гіббса як критерій мимовільного перебігу процесу у закритих системах.

Оборотний процес Необоротний процес

DG-ізотермічний потенціал

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

DG=DH-TDS< 0

(Енергія Гіббса)

• ?S>?U/T
• ?H-T?S

Ізохорно-ізотермічний потенціал

Стан рівноваги

Фізичний сенс зміни енергії Гіббса: максимально корисна робота, що робить система.

Якщо є фазовий перехід

Фізичний зміст: якщо ентальпія характеризує прагнення системи до упорядкованості (тобто. до зниження запасу енергії), то ентропія характеризує прагнення системи до хаотичності, а енергій Гіббса є величиною цих протилежно спрямованих процесів, що результатує.

Хімічна рівновага.

Термодинаміка дає можливість визначити як напрямок процесу (за знаком енергії Гіббса), а й кількісного розрахунку системи може рівноваги.

Розглянемо гомогенну газоподібну реакцію

константа рівноваги

Константа рівноваги дорівнює відношенню парціальних тисків продуктів до парціальних тисків вихідних речовин у ступенях рівних їх стехіометричних коефіцієнтів.

Умови усунення хімічної рівноваги (принцип Ле Шательє)

Формулювання: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, ззовні діє сила, то рівновага зміщується в тому напрямі, який послаблює прикладений вплив.

I. Вплив температури на зміщення рівноваги (ізобар Вант-Гоффа)

Підвищення температури сприяє перебігу тієї реакції, яка зменшує належне тепло, зміщує рівновагу у бік ізотермічної реакції.

Чим більше, тим більше температура впливає зміщення рівноваги.

ІІ. Вплив тиску на усунення рівноваги.

рівновага

Тиск газоподібних систем обумовлено числом наголосів молекул на стінки судини.

При збільшенні тиску рівновага зміщується у бік речовин, які займають менший обсяг (у бік зменшення числа молекул).

ІІІ. Вплив складу.

Збільшення концентрації одного з реагентів сприяє зсуву рівноваги у бік утворення продуктів реакції.

Основним рівнянням для розрахунку хімічної рівноваги за таблицею термодинамічних величин є

(Всі речовини гази) при Т = 600К.

(кДж) (Дж/моль)

7,22 Дж/моль К

При підстановці отримаємо:

Відповідь: - 84%

Чим більша негативна енергія Гіббса, тим більше значення константи рівноваги, отже, у рівноважній системі переважатимуть продукти реакції.

Якщо константа рівноваги менше 1, енергія Гіббса більше 0.

Хімічна кінетика.

Хімічна кінетика – це розділ фізичної хімії, яка вивчає перебіг процесів у часі.

Середня швидкість – зміна концентрації реагентів чи продуктів за певний проміжок часу.

Справжня (миттєва) швидкість

Швидкість реакції завжди величина позитивна, а знак залежить від того, яку концентрацію бере, вихідних речовин або продуктів («-» - вихідні речовини, «+» - продукти). Тангенс кута нахилу дотичної до кривої дозволяє розрахувати справжню швидкість у кожний момент часу.

Для гетерогенних реакцій:

S-поверхня розділу мас.

Закон чинних мас.

Закон діючих мас – це основний закон формальної кінетики.

Розглянемо гомогенну реакцію, де всі речовини у газоподібних станах. Формулювання закону: швидкість реакції прямо пропорційна концентрації реагуючих речовин у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам.

Фізичний зміст константи швидкості – швидкість реакції, якщо концентрація дорівнює 1.

Завдання. Як зміниться швидкість прямої реакції, якщо тиск збільшити втричі.

Якщо тиск збільшується в 3 рази, то концентрація збільшується в 3 рази (рівняння Менделєєва-Клайперона)

Відповідь: збільшиться у 27 разів

Для гетерогенних реакцій швидкість залежить від концентрації газоподібних речовин, т.к. у твердих речовин є величина постійна.

Порядок реакції позначається n, визначається сумою показників ступенів законі діючих мас. Для елементарних реакцій, які протікають одну стадію, порядок і молекулярність збігаються, для складних - не збігається.

Вивчення порядку реакції є методом вивчення її механізму.

1) Кінетичне рівняння I порядку (всі реакції розпаду)

Нехай у початковий час концентрація - а молей/литр. Якщо у момент часу

Х молей речовини а, то

Таким чином, для реакції порядку I графіком в координатах InC() є пряма з негативним нахилом, і tg дозволяє розрахувати константу швидкості

2) Кінетичне рівняння реакції II порядку

Вважаємо, що початкова концентрація речовин дорівнює.

Якщо в момент часу прореагувало а молей/літр, то

3) Кінетичне рівняння реакції III порядку Якщо у жодному з випадків InC , пряма не вийшла, механізм реакції є складним, тобто. реакції протікає кілька стадій. Загальна швидкість усієї реакції дорівнює сумі швидкостей усіх стадій.

Другою характеристикою реакції I порядку є період напіврозпаду

Вплив температури на швидкість реакції. Рівняння Вант-Гофф.

У разі підвищення температури на кожні 1С швидкість реакції зростає на 2-4 рази.

правило Вант - Гоффа

Теорія Арреніуса.

Основні положення:

• 1) Щоб відбулася хімічна взаємодія речовин, має відбутися їхнє зіткнення
• 2) Енергія частинок повинна бути більшою або дорівнює енергії активації реакції
• 3) Зіткнення частинок має відбуватися на функціональну групу

Енергія активації - це та мінімальна енергія, яку потрібно повідомити молекулу, щоб відбулася хімічна взаємодія.

Зі зростанням температури енергія активації зростає.

де K-константа швидкості, А-передекспотенційний множник, R-універсальна постійна газова, Т-температура в Кельвінах.

1) Аналітичний

Розділимо (1) рівняння на (2)

Якщо відомі значення двох констант швидкостей при двох температурах, можна розрахувати величину енергії активації реакції.

2) Графічний

Недоліки теорії Арреніуса:

• 1) Реальна швидкість часто виявляється нижчою, ніж розрахована за теоремою Арреніуса
• 2) теорія не пояснює явище каталізу.

Деяка реакція протікає за 16 хв при температурі 2 За скільки ця реакція протікатиме при температурі 5, якщо =3.

Якщо газ складається із суміші кількох газів, то розрахувати тиск суміші допоможе закон Дальтона.

де p v р 2 , р ' - парціальний тискгазів, що входять до складу суміші.

Парціальним тискомназивають такий тиск, який мав би газ, якби він один займав весь наданий обсяг.

Молекулярно-кінетична теорія(МКТ) виникла у ХІХ ст. та представила будову речовини (в основному газів) з точки зору трьох положень:

• всі тіла складаються з частинок: атомів та молекул;
• частки перебувають у безперервному хаотичному русі (тепловому);
• частинки взаємодіють одна з одною шляхом абсолютно пружних зіткнень.

МКТ стала однією з найуспішніших фізичних теорій і була підтверджена цілою низкою досвідчених фактів. Наочним експериментальним підтвердженням хаотичного теплового руху атомів та молекул стало броунівський рух.

Броунівський рух - це явище було виявлено Робертом Броуном 1 в 1827 р. Спостерігаючи в мікроскоп рух квіткового пилку, зваженого у воді, він побачив невпорядковані зигзагоподібні траєкторії частинок.

Причиною броунівського руху є тепловий рух молекул середовища, який обумовлений флуктуаціями тиску. Удари молекул середовища наводять частинку в безладний рух: швидкість її швидко змінюється за величиною та напрямом. Повну теорію броунівського руху було дано пізніше Альбертом Ейнштейном і Маріаном Смолуховським.

Основне рівняння МКТ. Тиск газу на стінку судини визначається імпульсом, який повідомляють молекули газу стінці судини при зіткненні з нею. Що швидкість молекули, то більший імпульс вона несе, тим більше вона діє стінку, тобто. р ~ v.Крім того, чим більша маса молекули т, Тим вище імпульс, р ~ т.Чим вище концентрація молекул п, тим частіше відбуваються зіткнення, отже, р ~ п.Вважаючи, що тиск розподіляється однаково в усіх напрямках у просторі (х, г/, г), остаточно запишемо

Кінетична енергія однієї молекули Е = mv / 2. Зв'язавши між собою два останні рівняння, отримаємо

Останнє рівняння і називають основним рівнянням МКТ.Це рівняння свідчить про те, що середня кінетична енергія молекул ідеального газу (Е)пропорційна його температурі Т.Зауважимо, що рівняння записано для ідеального одноатомного газу. Для багатоатомного газу воно набуде вигляду

де i -вже відома вам кількість ступенів свободи молекули. З рівності

слід, що середня квадратична швидкістьмолекул одноатомного газу дорівнює

Розподіл Максвелла 1 є розподілом ймовірності, що часто зустрічається в рівних розділах фізики (і не тільки), лежить в основі МКТ. Розподіл Максвелла також застосовується для електронних процесів переносу, для опису властивостей індивідуальних молекул у газі. Зазвичай під цим розподілом розуміють розподіл енергій молекул в газі, але він може застосовуватися до розподілу швидкостей, імпульсів і модуля імпульсів молекул. Також він може бути виражений як дискретний розподіл по безлічі дискретних рівнів енергії або безперервний розподіл по деякому континууму енергії.

Ми ж обмежимося розглядом лише одного застосування розподілу Максвелла – розподілу молекул газу за швидкостями.

Математично функція розподілу Максвелла (рис. 4.1) записується так:

Мал. 4.1.

Пояснимо математичний зміст функції розподілу. Будь-яка функція розподілу (у тому числі і Максвелла) показує ймовірність того, що деяка величина (у нашому випадку – швидкість молекул газу v)набуває певного заданого значення. Функція розподілу Максвелла за швидкостями f(v)показує ймовірність того, що швидкість молекули газу дорівнює v.

На рис. 4.1 па кривої розподілу за швидкостями відзначено три характерні точки: про - найімовірнішашвидкість молекули (вона відповідає максимуму, так як має найвищу ймовірність, звідси і назва), г> ср - середня швидкістьмолекул (імовірність її трохи менше) та г; кв - середня квадратичнашвидкість (з ще меншою ймовірністю).

Визначимо математичні висловлювання всім трьох швидкостей. Щоб знайти найімовірнішу швидкість, що відповідає максимальному значенню /( v),необхідно обчислити df/dv,прирівняти її нулю і вирішити щодо v

Джеймс Клерк Максвелл (1831 – 1879) – британський фізик та математик. Заклав основи сучасної класичної електродинаміки (рівняння Максвелла), ввів у фізику поняття струму зміщення та електромагнітного нуля, передбачив існування електромагнітних хвиль, електромагнітну природу світла, є одним із засновників кінетичної теорії газів та автором принципу кольорової фотографії.

Слід сказати ще про два газові закони. Один з них стосується числа молекул різних газів при однакових тисках та температурах, а інший відноситься до суміші газів.

Закон Авогадро

На початку ХІХ ст. було встановлено правило кратних відносин для газів, які вступають у хімічну реакцію. Якщо температури і тиску газів, що з'єднуються один з одним, рівні, то їх обсяги перебувають у простих відносинах: 1:1, 1:2, 1: 3 і т. д. На підставі цього правила Авогадро в 1811 висловив сміливу для того часу гіпотезу: у рівних обсягах газів при однакових температурах та тисках міститься однакове число молекул.При відношенні 1: 1 молекули реагуючих газів попарно з'єднуються. Якщо відношення обсягів дорівнює 1: 2, кожна молекула першого газу приєднує до себе дві молекули другого і т.д.

В даний час гіпотеза Авогадро суворо доведена і називається законом Авогадро.

Відповідно до закону Авогадро різні гази, взяті в кількості 1 моль, мають однакові обсяги при однакових тискахр та температурахt , оскільки число молекул у них те саме. За нормальних умов, тобто при температурі Про °С і атмосферному тиску 101 325 Па, цей обсяг, як показують вимірювання, дорівнює

Об'єм V M 0 називають молярним.

Чому ж у рівних обсягах газів при однакових тисках і температурах завжди виявляється те саме число молекул незалежно від того, який газ узятий? Пояснити це можна лише за допомогою молекулярно-кінетичної енергії (див. §4.5).

Закон Дальтона

Найчастіше мають справу не з чистим газом – киснем, воднем тощо, а з сумішшю газів. Атмосферне повітря, зокрема, є сумішшю азоту, кисню та багатьох інших газів. Кожен із газів суміші вносить свій «внесок» у сумарний тиск на стінки судини. Тиск, який мав би кожен із газів, що становлять суміш, якщо видалити з посудини інші гази, називають парціальним (тобто приватним) тиском.

Найпростіше припущення, яке можна зробити, полягає в тому, що тиск суміші газів рдорівнює сумі парціальних тисків всіх газів р 1 , р 2 , р 3 ...:

(3.8.2)

Англійський хімік Д. Дальтон встановив, що для досить розріджених газів саме так і є насправді. Співвідношення (3.8.2) називають законом Дальтон.

З погляду молекулярно-кінетичної теорії закон Дальтона виконується оскільки взаємодія між молекулами ідеального газу зневажливо мало. Тому кожен газ чинить на стінку судини такий тиск, якби інших газів не було.

Моль будь-якого газу за нормальних умов займає обсяг 22,4 л. Це значення обсягу встановлено експериментально. У суміші газів кожен із них чинить тиск на стінки судини незалежно від присутності інших газів.

§ 3.9. Рівняння стану ідеального газу

Стан даної маси газу характеризується трьома макроскопічними параметрами: тиском р об'ємомVта температурою Т. Зараз ми знайдемо зв'язок між ними.

Рівняння стану

У § 3.5 та 3.6 ви ознайомилися з поведінкою ідеального газу у спеціально створених умовах. Два параметри із трьох (р, V або V, Т)змінювалися при постійному значенні третього (Г або р).Зазвичай же в природі та техніці у газу змінюються відразу всі три параметри. Наприклад, коли нагріте біля Землі повітря піднімається вгору, він розширюється, тиск його зменшується і температура знижується.

Використовуючи газові закони (3.5.2) та (3.7.8), можна отримати рівняння, що зв'язує всі три параметри p, V і T, що характеризують стан газу даної маси. Це рівняння називають рівнянням стану ідеального газу.

Парціальний тиск кожного газу, що входить до складу суміші, це тиск, який створювався б тією ж масою даного газу, якщо він займатиме весь обсяг суміші при тій же температурі.

У природі та техніці ми дуже часто маємо справу не тільки з одним чистим газом, але з сумішшю кількох газів. Наприклад повітря, це суміш азоту, кисню, аргону, вуглекислого газу та інших газів. Від чого залежить тиск суміші газів?

У 1801 р. Джон Дальтон встановив, що тиск суміші декількох газів дорівнює сумі парціальних тисків всіх газів, що становлять суміш.

Цей закон отримав назву закону парціальних тисків газів

Закон Дальтона Парціальний тиск кожного газу, що входить до складу суміші, це тиск, який створювався б тією ж масою даного газу, якщо він займатиме весь обсяг суміші за тієї ж температури.

Закон Дальтона встановлює, що тиск суміші (ідеальних) газів становить суму парціальних тисків компонент суміші (парціальний тиск компоненти – це тиск, який компонента надала б, якби вона сама займала весь простір, зайнятий сумішшю). Цей закон показує, що на кожну компоненту не впливає присутність інших компонентів і властивості компоненти суміші не змінюються.

Два закони Дальтона

Закон 1 Тиск суміші газів дорівнює сумі їх парціальних тисків. З цього випливає, що парціальний тиск компонента газової суміші дорівнює добутку тиску суміші на молярну частку цього компонента.

Закон 2 Розчинність компонента газової суміші в даній рідині за постійної температури пропорційна парціальному тиску цього компонента і не залежить від тиску суміші та природи інших компонентів.

Закони сформульовані Дж. Дальтон соотв. у 1801 та 1803.

Рівняння закону Дальтона

Як зазначалося, окремі компоненти суміші газів вважаються незалежними. Тому кожна компонента створює тиск:

\[ p = p_i k T \quad \left(1\right), \]

а повний тиск дорівнює сумі тисків компонентів:

\[ p = p_(01) k T + p_(02) k T + \cdots + p_(i) k T = p_(01) + p_(02) + \cdots + p_(i) \quad \left( 2\right),\]

де (p_i) - парціальний тиск i газової компоненти. Це рівняння – закон Дальтона.

При високих концентраціях, високих тисках закон Дальтона не виконується точно. Тому що проявляється взаємодія між компонентами суміші. Компоненти перестають бути незалежними. Дальтон пояснив свій закон за допомогою атомістичної гіпотези.

Нехай є i компонент у суміші газів, тоді рівняння Менделєєва - Клайперона матиме вигляд:

\[((p)_1+p_2+\dots +p_i)V=(\frac(m_1)((\mu )_1)+\frac(m_2)((\mu )_2)+\dots +\frac(m_i )((\mu )_i))RT\ \quad \left(3\right), \]

де \(m_i \) - маси компонентів суміші газу, \((\mu )_i \) - молярні маси компонентів суміші газу.

Якщо ввести \(\left\langle \mu \right\rangle \)таку, що:

\[ \frac(1)(\left\langle \mu \right\rangle )=\frac(1)(m)\left[\frac(m_1)((\mu )_1)+\frac(m_2)( (\mu )_2)+\dots +\frac(m_i)((\mu )_i)\right] \quad \left(4\right), \]

то рівняння (3) запишемо у вигляді:

\ pv = frac (m) (\ left \ langle \ mu \ right \ rangle ) RT \quad \ left (5 \ right). \]

Закон Дальтона можна записати у вигляді:

\[ p=\sum\limits^N_(i=1)(p_i)=\frac(RT)(V)\sum\limits^N_(i=1)((\nu )_i)\ \quad \left (6 \ right). \]

\[ p_i=x_ip\ \quad \left(7\right), \]

де \(x_i-молярна\концентрація\i-го\)газу в суміші, при цьому:

\[ x_i=\frac((\nu )_i)(\sum\limits^N_(i=1)(н_i))\ \quad \left(8\right), \]

де \((\nu )_i \) - кількість молей \(i-го \) газу в суміші.

У вашому браузері вимкнено Javascript.
Щоб розрахувати, необхідно дозволити елементи ActiveX!