道尔顿分压定律及亨利定律
道尔顿分压定律两个公式
道尔顿分压定律两个公式道尔顿分压定律是化学中非常重要的定律之一，它描述了混合气体中各个气体分子的压强与其分压的关系。
在这篇文章中，我们将学习道尔顿分压定律的两个公式，并且探讨它们在实际应用中的意义和作用。
道尔顿分压定律的第一个公式是：P1 = X1 × Ptotal其中，P1表示气体1的分压，X1表示气体1的摩尔分数，Ptotal 表示混合气体的总压强。
这个公式表明，混合气体中各个气体分子的压强与其在混合气体中所占的比例有关系。
如果一个气体在混合气体中占据了更大的比例，那么它的分压也会更大。
举个例子，假设我们有一个混合气体，其中氧气和氮气的摩尔分数分别为0.2和0.8，总压强为1 atm。
那么氧气和氮气的分压分别为：P(O2) = 0.2 × 1 atm = 0.2 atmP(N2) = 0.8 × 1 atm = 0.8 atm可以看到，氮气的分压比氧气的分压大，这是因为氮气在混合气体中所占比例更大。
道尔顿分压定律的第二个公式是：P1 = n1RT/V其中，P1表示气体1的分压，n1表示气体1的摩尔数，R表示气体常数，T表示气体的温度，V表示气体的体积。
这个公式表明，气体的分压与其摩尔数、温度和体积有关系。
如果气体的摩尔数或温度增加，分压也会增加，而如果气体的体积增加，分压则会减少。
举个例子，假设我们有一个容积为1 L的气缸，其中充满了氧气，氧气的摩尔数为0.1 mol，温度为298 K。
那么氧气的分压为：P(O2) = n1RT/V = 0.1 mol × 0.0821 L·atm/mol·K × 298 K / 1 L = 2.45 atm可以看到，氧气的分压与其摩尔数、温度和体积有关系。
如果我们将氧气的摩尔数增加到0.2 mol，分压也会增加到4.9 atm。
道尔顿分压定律的两个公式在实际应用中非常重要。
例如，在工业生产中，我们需要控制不同气体的分压，以确保反应的有效进行。
道尔顿分压原理的三个公式
道尔顿分压原理的三个公式道尔顿分压原理啊，这可是个很有意思的知识点！咱先来说说道尔顿分压原理中那三个重要的公式。
第一个公式就是：P 总 = P₁ + P₂ + P₃ +... + Pₙ 。
这就好比一个班级里，有语文、数学、英语等各种科目的成绩，总成绩就是把每个科目的成绩加起来一样。
总压力就等于各个分压力之和。
第二个公式是：P₁ = X₁ × P 总。
这个就好像在一个水果篮里，苹果占了一部分比例，那么苹果所承受的压力就和它所占的比例以及总压力有关系。
第三个公式是：X₁ = P₁ / P 总。
这就像在一场比赛中，你得分占总分数的比例，能反映出你在这场比赛中的表现情况。
记得我之前给学生们讲这个知识点的时候，发生了一件特别有趣的事儿。
有个学生啊，特别迷糊，怎么都理解不了这几个公式。
我就想了个办法，带他们做了一个小实验。
我找来了几个不同大小的气球，分别往里面充入不同量的气体。
然后把这些气球绑在一起，放进一个密封的容器里。
我问学生们：“你们觉得这个容器里的总压力是怎么来的？”一开始大家都有点懵。
我就慢慢引导他们，让他们想象每个气球就像是一个气体组分，气球里的压力就是分压力，而容器里感受到的就是总压力。
然后再结合公式去理解，这下好多同学都恍然大悟啦！回过头来咱们再看看这三个公式，其实在生活中也有很多应用呢。
比如说在混合气体的储存和运输中，工程师们就得依靠这些公式来计算压力，确保安全。
在化学实验里，当我们要控制反应条件，也得考虑不同气体的分压。
就像我们炒菜，得掌握好各种调料的比例，才能做出美味的菜肴一样。
总之，道尔顿分压原理的这三个公式虽然看起来有点复杂，但只要我们用心去理解，多联系实际，就能轻松掌握啦！希望大家在学习的过程中，都能像破解谜题一样，充满乐趣和成就感！。
3-亨利定律
3-亨利定律
亨利定律是指在一定温度和压力下，气体溶解度与该气体在该温度和压力下的分压成
正比。
由英国化学家威廉·亨利（William Henry）于1803年发现。
亨利定律的公式为：C=kP，其中C为气体在溶液中的浓度，k为比例常数，P为气体在溶液中的分压。
亨利定律是描述气体在溶液中溶解度的重要定律之一。
它适用于气体在液态溶媒中的
溶解过程，例如空气中溶解在水中的氧气和二氧化碳。
在大气中，氧和氮也是通过亨利定
律在海水中溶解的。
与其他溶解现象不同，溶解气体的特点是溶解度随着溶质分子数量的增加而线性增加。
也就是说，在相同的温度和压力下，气体分子数量越多，其溶解度就越大。
这是因为，溶
液中的分子与气体分子发生相互作用，从而形成了气体分子在液态溶媒中的溶解。
亨利定律的实际应用非常广泛。
例如，汽油中的甲烷等气体通过亨利定律溶解在液态中。
地下水中的氧气、二氧化碳溶解也是由亨利定律控制。
在化学实验中，亨利定律也常
常被用于溶解气体，在工业生产中可以对气体的吸收、精制、脱气等进行控制。
此外，亨利定律还可以用来检测水体的水质。
因为水中氧气的溶解度变化与气体分压
相关，所以可以通过检测水中氧气的溶解度来判断水体中的氧气是否充足，并且确定污染
程度等。
总之，亨利定律是气体溶解度的基本定律之一，是溶解气体的重要规律。
在工业制造
和环境保护等多个领域都有广泛的应用。
道尔顿分压定律
道尔顿分压定律科技名词定义中文名称：道尔顿分压定律英文名称：Dalton law of additive pressure定义：理想气体混合物的总压力为各组元气体分压力之和。
所属学科：电力（一级学科）；通论（二级学科）本内容由全国科学技术名词审定委员会审定公布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。
在任何容器内的气体混合物中，如果各组分之间不发生化学反应，则每一种气体都均匀地分布在整个容器内，它所产生的压强和它单独占有整个容器时所产生的压强相同。
目录编辑本段简介道尔顿分压定律（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。
在任何容器内的气体混合物中，如果各组分之间不发生化学反应，则每一种气体都均匀地分布在整个容器内，它所产生的压强和它单独占有整个容器时所产生的压强相同[1]。
也就是说，一定量的气体在一定容积的容器中的压强仅与温度有关。
例如，零摄氏度时，1mol 氧气在 22.4L 体积内的压强是 101.3kPa 。
如果向容器内加入 1mol 氮气并保持容器体积不变，则氧气的压强还是101.3kPa，但容器内的总压强增大一倍。
可见， 1mol 氮气在这种状态下产生的压强也是 101.3kPa 。
道尔顿[2]（Dalton）总结了这些实验事实，得出下列结论：某一气体在气体混合物中产生的分压等于在相同温度下它单独占有整个容器时所产生的压力；而气体混合物的总压强等于其中各气体分压之和，这就是气体分压定律（law of partial pressure）。
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。
当压力很高时，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力。
这两点在道尔顿定律中并没有体现。
编辑本段人物英国科学家约翰·道尔顿在19世纪初把原子假说引入了科学主流。
基本气体定律和气体状态方程
基本气体定律和气体状态方程一、基本气体定律1.波义耳-马略特定律（Boyle’s Law）波义耳-马略特定律指出，在恒温条件下，一定量的气体压强与体积成反比。
即：P1V1 = P2V2。
2.查理定律（Charles’s Law）查理定律指出，在恒压条件下，一定量的气体温度与体积成正比。
即：V1/T1 = V2/T2。
3.盖-吕萨克定律（Gay-Lussac’s Law）盖-吕萨克定律指出，在恒容条件下，一定量的气体温度与压强成正比。
即：P1/T1 = P2/T2。
4.阿伏加德罗定律（Avogadro’s Law）阿伏加德罗定律指出，在恒温恒压条件下，气体的体积与气体的物质的量（分子数）成正比。
即：V1/n1 = V2/n2。
二、气体状态方程气体状态方程是描述气体在不同状态下的体积、压强、温度之间关系的一个方程。
常用的气体状态方程有：1.理想气体状态方程（Ideal Gas Law）理想气体状态方程是波义耳-马略特定律、查理定律和盖-吕萨克定律的组合，表示为：PV = nRT。
其中，P表示气体的压强，V表示气体的体积，n表示气体的物质的量，R为气体常数，T表示气体的绝对温度。
2.分态方程（Dalton’s Law of Partial Pressure）分态方程指出，在混合气体中，每种气体都呈独立的状态，各自的分压与它们在混合气体中的物质的量分数成正比。
即：P1 = x1Ptotal，P2 =x2Ptotal，……，Pn = xtotalPtotal。
其中，Ptotal表示混合气体的总压强，x1、x2、……、xtotal分别表示每种气体在混合气体中的物质的量分数。
3.道尔顿分压定律（Dalton’s Law of Pressure）道尔顿分压定律与分态方程相似，指出在混合气体中，每种气体对混合气体的总压强都有贡献，且各自的分压与它们在混合气体中的物质的量成正比。
即：Ptotal = P1 + P2 + … + Pn。
物化公式
rGm
=
r
G
θ m
+ RT ln
Jp
( ) J p
=
B
pB
pθ B
，称为反应的压力
商，其单位为 1。
Jp ＜K ， rGm＜0，反应正向自发进
行
Jp ＞K ， rGm＞0，反应不能自发进
行（逆向自发进行）
Jp = K ， rGm =0，反应达到平衡
31. 范特霍夫方程
液中溶剂 A 的饱和蒸气分压，xA 为稀溶液 中 A 的摩尔分数。 28. 亨利定律：
恒温恒压，非体积功等于 0 的条件下，一切 可能自动进行的过程，其吉布斯函数减小， 平衡时 G 函数不变，G 函数不可能增大。
ST = nR ln(V2 /V1)＝nR ln( p1 / p2 )
相变过程的熵变
β α
S
= αβH
/T
环境熵变
Samb=－Qsys/Tamb
23. 热力学基本方程
dU = T d S − pdV dH =T dS +V d p d A = −S dT − pdV dG = −S dT +V d p
7. 焓的定义式: H = U + pV
8. 摩尔热容 △U=nCV，m（T2-T1） △H=nCp，m（T2-T1）
C p,m − CV ,m = R 适用于理想气体。
单原子理想气体
CV，m=3/2R 双原子理想气体
Cp，m=5/2R
CV，m=5/2R
Cp，m=7/2R
9. 标准摩尔反应焓
24. 克拉佩龙方程
30. 化学反应的等温方程
d
p
/d T
道尔顿分压定律及亨利定律经典.docx
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。
在任何容器内的气体混合物中，如果各组分之间不发生化学反应，则每一种气体都均匀地分布在整个容器内，它所产生的压强和它单独占有整个容器时所产生的压强相同[1]。
也就是说，一定量的气体在一定容积的容器中的压强仅与温度有关。
例如，零摄氏度时，1mol 氧气在22.4L 体积内的压强是101.3kPa 。
如果向容器内加入1mol 氮气并保持容器体积不变，则氧气的压强还是101.3kPa，但容器内的总压强增大一倍。
可见，1mol 氮气在这种状态下产生的压强也是101.3kPa 。
道尔顿[2]（Dalton）总结了这些实验事实，得出下列结论：某一气体在气体混合物中产生的分压等于在相同温度下它单独占有整个容器时所产生的压力；而气体混合物的总压强等于其中各气体分压之和，这就是气体分压定律（law of partial pressure）。
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。
当压力很高时，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力。
这两点在道尔顿定律中并没有体现。
§3.3 拉乌尔定律和亨利定律--溶液的蒸气压力我们知道，液体可以蒸发成气体，气体也可以凝结为液体。
在一定的温度下，二者可以达成平衡，即液体的蒸发速度等于蒸气的凝结速度。
达到这种平衡时，蒸气有一定的压力，这个压力就叫做此液体的饱和蒸气压（简称蒸气压）。
蒸气压与温度有关，温度越高，分子具有的动能越大，蒸发速度越快，因而蒸气压越大。
溶液的蒸气压除与温度有关外，还与浓度有关。
拉乌尔定律和亨利定律所描述的就是溶液蒸气压和浓度之间的关系。
3.3.1 拉乌尔定律1887年法国物理学家拉乌尔（Raoult）在溶液蒸气压实验中总结出著名的拉乌尔定律。
道尔顿分压定律推导
道尔顿分压定律推导
道尔顿分压定律是描述气体混合物中各分子分压的规律。
它指出，气体混合物中每种气体分子的压力等于该气体在混合物中的摩尔分
数与总气体压力之积。
公式表达为：P_A = x_A × P，其中P_A为气体A的分压，x_A为气体A的摩尔分数，P为总气体压力。
这个定律可以通过理想气体状态方程推导得出。
根据理想气体状态方程PV=nRT，可以得到各种气体A、B、C在相同温度下的分压公
式为：P_A = (n_A / n) × (RT / V)，P_B = (n_B / n) × (RT / V)，P_C = (n_C / n) × (RT / V)。
其中n_A、n_B、n_C分别为A、B、C气体的摩尔数，n为总摩尔数，V为混合气体的体积。
将上述三个式子相加得到：P_A + P_B + P_C = [(n_A + n_B + n_C) / n] × (RT / V)。
而n_A + n_B + n_C等于总摩尔数n，因此可得：P_A + P_B + P_C = n / n × (RT / V)。
即P_A + P_B + P_C = P。
综上所述，道尔顿分压定律即为P_A = x_A × P，其中x_A为
气体A的摩尔分数，P为总气体压力。
这个定律在实际生活中有广泛应用，例如瓶装气体中氧气和氮气的分压计算、空气中各气体的压力计算等。
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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1
801年由约翰·道尔顿所观察得到的。
在任何容器内的气体混合物中，如果各组分之间不发生化学反应，则每一种气体都均匀地分布在整个容器内，它所产生的压强和它单独占有整个容器时所产生的压强相同[1]。
也就是说，一定量的气体在一定容积的容器中的压强仅与温度有关。
例如，零摄氏度时，1mol 氧气在22.4L 体积内的压强是101.3kPa 。
如果向容器内加入1mol 氮气并保持容器体积不变，则氧气的压强还是101.3kPa，但容器内的总压强增大一倍。
可见，1mol 氮气在这种状态下产生的压强也是101.3kPa 。
道尔顿[2]（Dalton）总结了这些实验事实，得出下列结论：某一气体在气体混合物中产生的分压等于在相同温度下它单独占有整个容器时所产生的压力；而气体混合物的总压强等于其中各气体分压之和，这就是气体分压定律（law of partial pressu
re）。
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。
当压力很高时，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力。
这两点在道尔顿定律中并
没有体现。
§3.3 拉乌尔定律和亨利定律--溶液的蒸气压力我们知道，液体可以蒸发成气体，气体也可以凝结为液体。
在一定的温度下，二者可以达成平衡，即液体的蒸发速度等于蒸气的凝结速度。
达到这种平衡时，蒸气有一定的压力，这个压力就叫做此液体的饱和蒸气压（简称蒸气压）。
蒸气压与温度有关，温度越高，分子具有的动能越大，蒸发速度越快，因而蒸气压越大。
溶液的蒸气压除与温度有关外，还与浓度有关。
拉乌尔定律和亨利定律所描述的就是溶液蒸气压和浓度之间的关系。
3.3.1 拉乌尔定律
1887年法国物理学家拉乌尔（Raoult）在溶液蒸气压实验中总结出著名的拉乌尔定律。
拉乌尔定律指出：如果溶质是不挥发性的，即它的蒸气压极小，与溶剂相比可以忽略不计，则在一定的温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与其克分子分数的乘积。
即
式中
--溶剂的蒸气压，溶质是不挥发性时，即为溶液的蒸气压；
p
1
x
1
──溶液中溶剂的克分分数。
拉乌尔定律还可以表述为：在一定的温度下，当不挥发物质溶解在溶剂
中时，溶液的蒸气压相对下降等于溶质的克分子分数。
即
式中
△p——溶液的蒸气压下降值；
x
2
——溶质的克分子分数。
对于溶质是挥发性物质，它的蒸气压不能忽略时，拉乌尔定律仍然适用，
但要注意此时p
1
是溶液中溶剂的蒸气压。
3．3．2 亨利定律
亨利定律是1803年由亨利在对气体在液体中溶解度的实验研究中得出的。
亨利定律指出：在一定的温度下，气体在液体中的溶解度和该气体的平衡分压成正比。
即
p
2=k
x
x
2
（3.22）
式中
x
2
──气体溶质在溶液中的克分子分数；
p
2
──该气体的平衡分压；
k
x
──常数。
亨利定律中的浓度单位除可用克分子分数外，也可用其他浓度单位表示，但是采用不同的单位时，常数k不同。
亨利定律可以推广到具有挥发性溶质溶于液体的稀溶液。
但是需要特别注意的是，亨利定律的应用是有条件的：只有当溶质在液相和在气相里都以相同的质点存在时亨利定律才适用。
由于气体在金属中往往以原子状态存在，因此气体在金属中的溶解往往不服从亨利定律。
HCl溶于水，由于HCl要分解为H+和Cl-离子，也不服从亨利定律。
3.3.3 拉乌尔定律和亨利定律的区别
拉乌尔定律和亨利定律是溶液中两个最基本的经验定律，都表示组元的
分压与浓度之间的比例关系。
它们的区别在于：（1）拉乌尔定律适用于稀溶
液的溶剂和理想溶液，而亨利定律适用于溶质；（2）拉乌尔定律中的比例常
数p
°是纯溶剂的蒸气压，与溶质无关，而亨利定律的比例常数k则由实验1
确定，与溶质和溶剂都有关；（3）亨利定律的浓度可用各种单位，只要k值
与此单位一致就可以，而拉乌尔定律中的浓度只能用克分子分数。
为什么拉乌尔定律中的比例常数与溶质无关，而亨利定律中的比例常数
却与溶质及溶剂都有关呢？这是由于稀溶液的溶质浓度很小，对溶剂分子来
说，其周围几乎都是溶剂分子，其活动很少受到溶质分子的影响，所以拉乌
尔定律中的比例常数只由溶剂的性质就基本可以确定。
而对于稀溶液的溶质
分子来说，它的周围几乎全是溶剂分子，所以亨利定律中的比例常数不能单
独由溶质性质决定，而必须由溶质和溶剂二者共同决定。