道尔顿分压定律

道尔顿分压定律（也称道尔顿定律）描述的是理想气体的特性。这一经验定律是在1801年由约翰·道尔顿所观察得到的。其描述如下：

根据道尔顿分压定律，在海平面的空气的压强是其每一种组分的分压的总和

在组分之间不发生化学反应的前提下，理想气体混合物的压强等于各组分的分压之总和。数学描述为：

${\displaystyle P_{total}=p_{1}+p_{2}+\cdots +p_{n}}$^[1]

其中 ${\displaystyle \ p_{1},p_{2},p_{n}}$ 为每一个组分的分压。

结合波义耳定律和阿伏伽德罗定律，可以推知理想气体各组分的分压之比等于其摩尔组分之比，即

${\displaystyle \ {p_{1} \over m_{1}}={p_{2} \over m_{2}}=\cdots ={p_{n} \over m_{n}}}$

其中 ${\displaystyle \ m_{1},m_{2},m_{n}}$ 为每一个组分的摩尔数。

需要注意的是，实际气体并不严格遵从道尔顿分压定律，在高压情况下尤其如此。当压强很高时，分子所占的体积和分子之间的空隙具有可比性；同时，更短的分子间距离使得分子间作用力增强，从而会改变各组分的分压。这两点在道尔顿定律中并没有体现。

参见

• 阿伏伽德罗定律
• 玻意耳定律
• 查理定律
• 盖-吕萨克定律
• 格锐目定律

参考资料

1. 赵凯华，罗蔚茵. 新概念物理教程. 热学 第二版. 北京: 高等教育出版社. 2005年11月: 31. ISBN 978-7-04-017680-3.

• 范德瓦耳斯方程
• 亨利定律
• 理想气体状态方程