Џон Далтон (1766-1844) био је велики проучавач конституције материје, најпознатији по својој атомској теорији. Међутим, донео је и многе друге доприносе науци. Међу њима је допринос хемији и физици у вези са њеним закон успостављен 1801. године који се односи на парцијални притисак гасова у гасовитим смешама.
Џон Далтон (1766-1844)
То Далтонов закон каже следеће:
Генерално, имамо:
П.УКУПНО = П1 + П2 + П3 + ... или П.УКУПНО = ΣП
На пример, замислимо стварање гасне мешавине гаса хелијума и гаса кисеоника. У почетку су ова два гаса у одвојеним контејнерима, сваки гас има своју запремину, свој притисак и своју температуру. Затим се једнаке запремине ових гасова помешају у једној посуди и држе на истој температури.
Сматрајући ове гасове идеалним, они неће реаговати једни са другима, а смеша хоће понашаће се као да је реч о једном гасу и притисак сваке компоненте биће независан од притиска. од других. Према томе, притисак ове смеше биће једнак збиру притисака које врши свака од њених компоненти у смеши, то јест:
П.УКУПНО = Пон + ПО.2
Важно је нагласити да парцијални притисак сваког гаса није притисак који је вршио пре уласка у смешу, када је изолован, већ одговара притиску да би се напрезала да је сама, заузимајући укупну запремину смеше и на истој температури на којој је смеша, односно њен притисак унутар Микс.
Ево примера: Ваздух је мешавина гасова која се састоји у основи од 80% гаса азота и 20% гаса кисеоника. Замислите да је гума баждарена ваздушним компресором са притиском од 2,0 атм. Укупни притисак смеше унутар гуме је 2,0 атм. Пошто Далтонов закон каже да је укупни притисак збир парцијалних притисака сваког гаса у смеши, можемо закључити да Парцијални притисак гаса азота у овој смеши је 1,6 атм (80% од 2,0 атм), а притисак кисеоника у гасу 0,4 атм (20% од 2,0 атм).
Ако користимо једначину стања идеалног гаса, имамо да је парцијални притисак сваког од ових гасова једнак:
П.он = нонРТ
В.
П.О2 = нО2РТ
В.
Имајте на уму да су парцијални притисци директно пропорционални броју кртица (н). Дакле, укупан притисак је такође директно пропорционалан збиру укупног броја кртица (Σн):
П.УКУПНО = Σне РТ
В.
Кроз ове везе можемо одредити још једну важну хемијску величину: а моларна фракција (Кс). То није ништа друго него однос броја молова једног од гасова у смеши и збира броја молова смеше. Ова фракција такође одговара односу између парцијалног притиска гаса и укупног притиска смеше.
До моларне фракције долазимо тако што делимо једначину парцијалног притиска једног од гасова са укупним притиском. Узмимо за пример гас хелијума:
_Пон. В. = неон РТ
П.УКУПНО. ВΣн РТ
П.он = неон= Ксон
П.УКУПНО н
Погледајте пример: Враћајући се смеши азота и кисеоника присутној у ваздуху помоћу које је гума калибрисана, рецимо да на сваки 1 мол ваздуха имамо 0,8 мола азота. Дакле, моларни удео сваког од ових гасова у смеши дат је једначинама испод:
ИксН2 = неН2 ИксО2 = неО2
Σне Σне
ИксН2 = 0.8 мол ИксО2 = 0,2 мол
1,0 мол 1,0 мол
ИксН2 = 0,8ИксО2 = 0,2
То би такође могли дати горе наведени парцијални притисци:
ИксН2 = П.Н2 ИксО2 = П.О2
П.УКУПНО П.УКУПНО
ИксН2 = 1.6 атм ИксО2 = 0,4 атм
2,0 атм 2,0 атм
ИксН2 = 0,8ИксО2 = 0,2
Имајте на уму да ће, будући да је моларна фракција однос између делимичне вредности и укупне вредности, збир свих моларних фракција у смеши увек бити једнак 1:
ИксН2 + Ксо2 = 1
У нашим телима се види важан аспект делимичног притиска гасова. Наша крв носи гас кисеоника (О.2) ћелијама и ткивима тела и уклањају угљен-диоксид (ЦО2) који се ослобађа у даху. Ову размену олакшавају разлике у делимичним притисцима између ових гасова у крви и у крви ткива, а јавља се увек у смеру од подручја већег притиска до нижег притиска делимично.
Међутим, ова функција може бити угрожена у случају пењача и ронилаца који достижу врло мале или врло велике надморске висине, где се притисак дисања кисеоника мења. Отуда је значај употребе одговарајуће опреме као што су боце са компримованим ваздухом обогаћене кисеоником.
* Редакција: Сергеј Горјачов / Схуттерстоцк.цом
Јеннифер Фогаца
Дипломирао хемију