氣體分壓

「分壓」重新導向至此。關於電壓上的分壓，請見「電壓分配定則」。

氣體分壓（英語：partial pressure）指的是當氣體混合物中的某一種組分在相同的溫度下佔據氣體混合物相同的體積時，該組分所形成的壓強。比如將一瓶空氣中的氮氣、二氧化碳和稀有氣體等除去，恢復到相同的溫度後，剩餘的氧氣仍會逐漸佔滿整個集氣瓶，但剩下的氧氣單獨造成的壓力會比原來的低，此時的壓力值就是原空氣中氧氣的分壓值。氣體的分壓與其在液體中的溶解度，氣體反應的平衡常數等都有着密切的關係。

理想氣體混合物

理想氣體的混合物中，各氣體組分的分子間沒有相互作用力，互不干擾，可視為每個組分各自對容器壁造成各自的壓強，其總壓等於各組分的分壓和。這就是道爾頓分壓定律 ^[1]

${\displaystyle p=p_{1}+p_{2}+p_{3}+\cdots =\sum _{i}p_{i}}$

此處的${\displaystyle p}$ 指理想氣體混合物的總壓 ，而${\displaystyle p_{1}}$、${\displaystyle p_{2}}$等指的是各組分的分壓。 將理想氣體狀態方程${\displaystyle {p}{V}={n}{R}{T}}$代入可得：

${\displaystyle {p_{i}}/{p}={\frac {{n_{i}}{R}{T}/{V}}{{n}{R}{T}/{V}}}=n_{i}/n=x_{i}}$

其中的${\displaystyle n_{i}}$為組分i的物質的量或稱摩爾數。可見理想氣體混合物中某一氣體組分i的分壓和總壓的比值等於該組分的摩爾分數，這是個很常用的關係。^[2]

氣體的溶解與分壓

在氣-液體系比如氧氣和水中，氧氣可微量溶解於水中，溶解後的氧氣同時也逸出；而水也同時有逸出為水蒸氣和水蒸氣液化回到水的過程。這些過程達到動態平衡後，液相為氧氣與和水形成的溶液，而氣相為氧氣和水蒸氣的混合物。對於這種體系，氣體在液體中的溶解度^[3] 與氣體的平衡分壓成正比，係數和氣體-溶劑的種類、溫度有關，即亨利定律：

${\displaystyle p_{i}=k_{x}x_{i}}$

其中${\displaystyle p_{i}}$為氣體的平衡分壓，${\displaystyle k_{x}}$ 被稱為以摩爾分數表達的亨利常數^[4]。 若增加氣體的分壓，則可增加氣體在液體中的溶解度。若氣體溶質並非一種，而是理想氣體混合物，那麼在總壓力不太大的時候，亨利定律可近似用於每一種氣體。但亨利定律只適用於微溶於溶劑的氣體，或稀薄溶液的情況。若氣體在液體中溶解度較大，溶解後明顯影響液相組成，而氣體的平衡分壓和溶劑的蒸氣壓又相互影響時，亨利定律會產生偏差。可用杜亥姆-馬居爾公式（Duhem-Margules Equation）分析兩組分的分壓之間的關係：

${\displaystyle \left({\frac {d\ln \,P_{A}}{d\ln \,x_{A}}}\right)_{T,P}=\left({\frac {d\ln \,P_{B}}{d\ln \,x_{B}}}\right)_{T,P}}$

此處 P_A、P_B指的是A和B兩氣體組分的分壓， x_A、x_B 是A和B兩組分的摩爾分數 當液相組成發生改變時，會引起氣相組成改變。杜亥姆-馬居爾公式說明，當某一組分升高會引起其分壓升高時，必會引起另一組分分壓的下降^[5]。

血液中的氣體分壓與潛水

正在進行氣體混合以配製潛水呼吸氣的裝置

氧氣可以少量溶於血液中之後為血紅蛋白結合，故血液中的氧分壓隨之成為血氣分析的一個重要指標。通常情況下，大氣壓為約100千帕，其中氧氣的摩爾分數（等於體積分數）為21%，氮氣為78%，故氧氣的分壓約為100千帕×21% = 21千帕。氧氣被人吸入後部分溶於血液，動脈中的氧分壓為11-13千帕，靜脈血約為4-5千帕^[6]。一般來說，當吸入氣體的氧分壓低於16千帕時，就會出現缺氧症狀，人變得行動遲鈍。低於6千帕，會開始失去知覺，乃至死亡；而當吸入氣體中的氧分壓長時間大於60千帕時，會出現氧中毒的症狀^[7]。

在直接潛水中，增加水壓導致外界壓力增高。為保持體內外壓力平衡，需使用高壓力呼吸氣體，其中氧分壓的計算可同樣基於道爾頓分壓定律。比如要下潛50米的深度，根據液體壓強公式${\displaystyle p=\rho gh}$，每下潛10米，壓強增加一個大氣壓，故50米水深處的總壓強為6個大氣壓即約600千帕，此時氧氣分壓為130千帕，已超過上述60千帕的吸入氣體的氧分壓上限，長期吸入此氣體易導致氧中毒，而其中高壓的氮氣也增加了發生氮醉的可能性。解決氧氣分壓過大的一個方法是通過加入氦氣配製多組分的呼吸氣體，比如配製成20%氦氣，80%空氣混合的總壓為600千帕的呼吸氣體，此時氧氣分壓計算為600×80%×21% ，約為100千帕。這樣就在保持總壓不變的前提下，降低了氮氣和氧氣的分壓，減少了氮醉和氧中毒的可能性。

用分壓表示的化學反應平衡常數與增加總壓的影響

對於氣相反應:${\displaystyle aA+bB\rightleftharpoons cC+dD}$，在逸度係數趨近於1的情況下，其平衡常數可用分壓表示：

${\displaystyle K_{p}={\frac {{p_{C}^{c}}{p_{D}^{d}}}{{p_{A}^{a}}{p_{B}^{b}}}}}$

K_p被稱為壓力平衡常數，一般可以認為只是溫度的函數。

為了和熱力學函數建立聯繫，壓力平衡常數可以轉化為標準平衡常數：

${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {(p_{C}/p^{\ominus })^{c}(p_{D}/p^{\ominus })^{d}}{(p_{A}/p^{\ominus })^{a}(p_{B}/p^{\ominus })^{b}}}={\frac {{p_{C}^{c}}{p_{D}^{d}}}{{p_{A}^{a}}{p_{B}^{b}}}}(p^{\ominus })^{-\Delta n}=K_{p}(p^{\ominus })^{-\Delta n}}$

其中${\displaystyle K^{\ominus }}$被稱為標準平衡常數，只是溫度的函數。${\displaystyle \Delta n=(c+d)-(a+b)}$是生成物的係數和減去反應物的係數和^[8]。

通過壓縮體積的手段增加體系的總壓後，各氣體組分的分壓都會發生改變，導致分壓的指數商不再等於壓力平衡常數，此時平衡會向着體積變小的方向移動，重新建立平衡，這是勒夏特列原理的一部分。但如果是加入不參與反應的氣體增加體系總壓，可以應明道爾頓分壓定律證明，各組分的分壓是保持不變的，故平衡不移動。

參考文獻

1. Dalton's Law of Partial Pressures. [2012-11-11]. （原始內容存檔於2017-02-01）.
2. Frostberg State University's "General Chemistry Online". [2012-11-11]. （原始內容存檔於2012-05-02）.
3. An extensive list of Henry's law constants, and a conversion tool. [2020-09-12]. （原始內容存檔於2018-05-23）.
4. Introductory University Chemistry, Henry's Law and the Solubility of Gases 互聯網檔案館的存檔，存檔日期2012-05-04.
5. 傅獻彩等. 物理化学（上） 第五版. 高等教育出版社. 2005年7月: 242–246頁.
6. 李曉虹. 潜水气体. 海洋出版社. 2007: 37–39.
7. M. b. v. Roberts,Michael Jonathan Reiss,Grace Monger. Advanced Biology. Nelson Thornes. 2000: 219–220.
8. 傅獻彩等. 物理化学（上） 第五版. 高等教育出版社. 2005年7月: 352–353頁.