Daltonin osapainelaki

Wikipediasta
Siirry navigaatioon Siirry hakuun

Daltonin osapainelaki tarkoittaa kemiallista ja fysikaalista lakia, jonka mukaan kaasuseoksen hypoteettinen paine tietyssä tilavuudessa on sen kaasujen osapaineiden summa. Kaasun osapaine on sama kuin kaasun paine sen ollessa yksinään samassa tilavuudessa ja lämpötilassa. Lain havaitsi englantilainen kemisti John Dalton vuonna 1803 tekemissään kokeissa. Osapaineet kaasuille saadaan laskettua ideaalikaasun tilanyhtälöllä, jossa tilavuus ja lämpötila ovat samat kuin lähtötilanteessa. [1]

Kaavat[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Matemaattisesti reagoimattomien kaasujen seoksen paine voidaan määrittää summalauseella.

      tai      

Jossa tarkoittavat kunkin komponentin osapainetta. Osapaineet kaasuille saadaan laskettua ideaalikaasun tilanyhtälöllä, jossa tilavuus ja lämpötila ovat samat kuin lähtötilanteessa.

Daltonin osapainelaki on myös sidoksissa ideaalikaasujen lakeihin ja se pätee täydellisesti vain ideaalikaasulle, jossa molekyylien välisiä vuorovaikutuksia ei huomioida.

Mooliosuus[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Daltonin osapainelaki voidaan esittää myös kaasusekoituksen moolimäärän suhdelukuna. Mooliosuus on tietyn kaasun moolimäärä jaettuna koko seoksen moolimäärällä, ja sitä merkataan usein kirjaimella x.

Yllä olevan yhtälön mukaan Daltonin osapainelaki voidaan muokata muotoon, jossa se antaa kaasun i moolisuuden avulla kaasun i osapaineen.

Tilavuuskonsentraatio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Minkä tahansa yksittäisen kaasumaisen komponentin tilavuuskonsentraation voi määrittää alla olevalla kaavalla.

Jossa tarkoittaa i-komponentin konsentraatiota ja  i- komponentin painetta.

Daltonin osapainelaki pätee täydellisesti vain ideaalikaasuihin ja osapainelaki onkin sidoksissa ideaalikaasujen lakeihin. Muut kaasut eivät noudata Daltonin osapainelakia tarkasti ja niillä virhe kasvaa paineen noustessa. Paineen ollessa korkea molekyylin itsensä käyttämä tilavuus on merkittävämpi, kuin molekyylien välinen vapaa tila. Erityisesti kun molekyylien väliset etäisyydet ovat keskimäärin lyhyet lisääntyvät kaasumolekyylien väliset voimat niin paljon, että niiden aiheuttama paine muuttuu olennaisesti. Ideaalisessa kaasumallissa tällä ilmiöllä ei ole vaikutusta. Daltonin lain periaatetta voidaan demonstroida yksinkertaisella kokeella. Kokeessa lasipullo upotetaan vesiastiaan, jolloin se syrjäyttää tilavuutensa verran vettä. Pullo ei kuitenkaan ole tyhjä, vaan täynnä vetykaasua. Vedyn aiheuttaman paineen määrä pystytään tulkitsemaan taulukosta, johon on listattu vesihöyryjen paineita eri lämpötiloissa. Daltonin lain tuottamilla tiedoilla on nykyään monia käytännön sovelluksia. Esimerkiksi sukeltajat käyttävät Daltonin periaatteita mittaamaan, kuinka paineen tasot eri syvyyksissä vaikuttavat säiliöidensä ilmaan ja typpeen. [2]

Havainnekuva Daltonin osapainelaista käyttäen viiden eri kaasun osapaineita meren pinnan tasolla.

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Tämä fysiikkaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.