【道尔顿分压定律的定义是什么】在气体混合物中，每种气体对总压力的贡献被称为它的分压。道尔顿分压定律是描述这一现象的重要物理定律，广泛应用于化学、工程和环境科学等领域。
一、
道尔顿分压定律（Dalton's Law of Partial Pressures）指出：在一定温度下，混合气体的总压等于各组分气体在相同体积和温度下单独存在时所产生的压力之和。换句话说，每种气体的分压与其在混合气体中的摩尔分数成正比。
该定律适用于理想气体，并且在大多数实际情况下，只要气体之间的相互作用可以忽略不计，就可以近似使用这一定律。
二、表格展示
| 项目 | 内容 |
| 定律名称 | 道尔顿分压定律 |
| 提出者 | 约翰·道尔顿（John Dalton） |
| 提出时间 | 1801年 |
| 适用条件 | 理想气体；气体之间无明显相互作用 |
| 核心内容 | 混合气体的总压 = 各组分气体的分压之和 |
| 数学表达式 | $ P_{\text{总}} = P_1 + P_2 + P_3 + \cdots $ |
| 分压计算公式 | $ P_i = X_i \cdot P_{\text{总}} $，其中 $ X_i $ 是第i种气体的摩尔分数 |
| 应用场景 | 化学反应、大气科学、呼吸生理、工业气体处理等 |
| 局限性 | 不适用于高压或高密度气体，此时分子间作用力不可忽略 |
三、简单举例说明
假设在一个容器中有两种气体：氧气（O₂）和氮气（N₂），它们的摩尔数分别为0.2 mol和0.8 mol，总压为1 atm。根据道尔顿分压定律：
- 氧气的分压为：$ 0.2 / (0.2 + 0.8) \times 1 \, \text{atm} = 0.2 \, \text{atm} $
- 氮气的分压为：$ 0.8 / (0.2 + 0.8) \times 1 \, \text{atm} = 0.8 \, \text{atm} $
因此，总压为 $ 0.2 + 0.8 = 1 \, \text{atm} $，与实际情况一致。
通过以上介绍可以看出，道尔顿分压定律是理解气体混合物行为的基础工具之一，尤其在涉及气体组成和压力关系的问题中具有重要价值。