كان جون دالتون (1766-1844) باحثًا كبيرًا في تكوين المادة ، واشتهر بنظريته الذرية. ومع ذلك ، فقد قدم أيضًا العديد من المساهمات الأخرى في العلوم. من بينها المساهمة في الكيمياء والفيزياء فيما يتعلق بها القانون الذي تم وضعه عام 1801 والذي يتعلق بالضغوط الجزئية للغازات في مخاليط الغاز.
جون دالتون (1766-1844)
الذي - التي قانون دالتون يقول ما يلي:
بشكل عام ، لدينا:
صمجموع = ص1 + ص2 + ص3 + ... أو صمجموع = ΣP
على سبيل المثال ، لنتخيل تكوين خليط غاز من غاز الهيليوم وغاز الأكسجين. في البداية ، يتم وضع هذين الغازين في حاويات منفصلة ، ولكل غاز حجمه الخاص وضغطه ودرجة حرارته الخاصة. بعد ذلك ، يتم خلط كميات متساوية من هذه الغازات في حاوية واحدة وحفظها في نفس درجة الحرارة.
بالنظر إلى هذه الغازات على أنها مثالية ، فإنها لن تتفاعل مع بعضها البعض ، وسوف يتفاعل الخليط سوف يتصرف كما لو كان غازًا منفردًا وسيكون ضغط كل مكون مستقلاً عن الضغط. من الآخرين. لذلك فإن ضغط هذا الخليط سيكون مساوياً لمجموع الضغوط التي يمارسها كل مكون من مكوناته في الخليط ، أي:
صمجموع = صهو + صا2
من المهم التأكيد على أن الضغط الجزئي لكل غاز ليس الضغط الذي مارسه قبل دخول الخليط عند عزله ولكنه يتوافق مع الضغط أنه سيمارس إذا كان وحده ، يشغل الحجم الكلي للخليط وبنفس درجة الحرارة التي يكون فيها الخليط ، أي ضغطه داخل مزج.
إليك مثال: الهواء عبارة عن خليط غازي يتكون أساسًا من 80٪ غاز نيتروجين و 20٪ غاز أكسجين. تخيل أن أحد الإطارات تمت معايرته بضغط 2.0 ضغط جوي بواسطة ضاغط هواء. يبلغ الضغط الكلي للخليط داخل الإطار 2.0 ضغط جوي. نظرًا لأن قانون دالتون ينص على أن الضغط الكلي هو مجموع الضغوط الجزئية لكل غاز في الخليط ، يمكننا أن نستنتج أن يبلغ الضغط الجزئي لغاز النيتروجين في هذا الخليط 1.6 ضغط جوي (80٪ من 2.0 ضغط جوي) وضغط غاز الأكسجين 0.4 ضغط جوي (20٪ من 2.0 ضغط جوي).
إذا استخدمنا معادلة حالة الغاز المثالية ، فلدينا أن الضغط الجزئي لكل من هذه الغازات يساوي:
صهو = نهوRT
الخامس
صO2 = نO2RT
الخامس
لا تتوقف الان... هناك المزيد بعد الإعلان ؛)
لاحظ أن الضغوط الجزئية تتناسب طرديًا مع عدد الشامات (n). وبالتالي ، فإن الضغط الكلي يتناسب أيضًا بشكل مباشر مع مجموع إجمالي عدد المولات (Σn):
صمجموع = Σلا RT
الخامس
من خلال هذه العلاقات ، يمكننا تحديد كمية كيميائية مهمة أخرى: أ الكسر المولي (X). إنها ليست أكثر من العلاقة بين عدد مولات أحد الغازات في الخليط ومجموع عدد مولات الخليط. يتوافق هذا الجزء أيضًا مع العلاقة بين الضغط الجزئي للغاز والضغط الكلي للخليط.
نصل إلى الكسر المولي بقسمة معادلة الضغط الجزئي لأحد الغازات على الضغط الكلي. لنأخذ غاز الهليوم كمثال:
_Pهو. الخامس = لاهو RT
صمجموع. فون آر تي
صهو = لاهو= سهو
صمجموع ن
شاهد مثالاً: بالعودة إلى خليط النيتروجين والأكسجين الموجود في الهواء الذي تمت معايرة الإطار به ، فلنفترض أنه لكل 1 مول من الهواء ، لدينا 0.8 مول من النيتروجين. وبالتالي ، يتم الحصول على الكسر المولي لكل من هذه الغازات في الخليط من خلال المعادلات أدناه:
XN2 = لاN2 XO2 = لاO2
Σلا Σلا
XN2 = 0.8 مول XO2 = 0.2 مول
1.0 مول 1.0 مول
XN2 = 0,8XO2 = 0,2
يمكن أن يكون ذلك أيضًا من خلال الضغوط الجزئية المذكورة أعلاه:
XN2 = صN2 XO2 = صO2
صمجموع صمجموع
XN2 = 1.6 أجهزة الصراف الآلي XO2 = 0.4 أجهزة الصراف الآلي
2.0 أجهزة الصراف الآلي 2.0 أجهزة الصراف الآلي
XN2 = 0,8XO2 = 0,2
لاحظ أنه نظرًا لأن الكسر المولي هو العلاقة بين قيمة جزئية وقيمة إجمالية ، فإن مجموع جميع الكسور المولية في الخليط سيساوي دائمًا 1:
XN2 + Xس 2 = 1
يُلاحظ جانب مهم من الضغوط الجزئية للغازات في أجسامنا. يحمل دمنا غاز الأكسجين (O2) إلى خلايا وأنسجة الجسم وإزالة ثاني أكسيد الكربون (CO2) الذي يتم إطلاقه في التنفس. يتم تسهيل هذا التبادل من خلال الاختلافات في الضغوط الجزئية بين هذه الغازات في الدم وفي الأنسجة ، ودائمًا ما يحدث في اتجاه منطقة الضغط الأعلى إلى الضغط المنخفض جزئي.
ومع ذلك ، يمكن أن تتعرض هذه الوظيفة للخطر في حالة المتسلقين والغواصين الذين يصلون إلى ارتفاعات منخفضة جدًا أو عالية جدًا ، حيث يتغير ضغط الأكسجين في التنفس. ومن هنا تبرز أهمية استخدام المعدات المناسبة مثل اسطوانات الهواء المضغوط المخصب بالأكسجين.
* الائتمان التحريري: سيرجي جورياتشيف / موقع Shutterstock.com
بقلم جينيفر فوغاسا
تخرج في الكيمياء
ما هي الغازات ، ما هي خواص الغازات ، المركبات الجزيئية ، الانضغاطية ، الحجم الثابت ، الطاقة الحركية يعني ، درجة حرارة مطلقة للغاز ، غاز مثالي ، غازات حقيقية ، غاز كامل ، متغيرات حالة الغاز ، حجم غاز ، مواسم
