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：

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：

P_{total}=p_{1}+p_{2}+\cdots +p_{n}

^[1]

其中 $\ p_{1},p_{2},p_{n}$ 为每一个组分的分压。

结合波以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莫耳组分之比，即

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

其中 $\ m_{1},m_{2},m_{n}$ 为每一个组分的莫耳数。

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