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道尔顿分压定律公式
道尔顿分压定律公式：f＝G/nF。
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。在任何容器内的气体混合物中，如果各组分之间不发生化学反应，则每一种气体都均匀地分布在整个容器内，它所产生的压强和它单独占有整个容器时所产生的压强相同。
气体是四种基本物质状态之一（其他三种分别为固体、液体、等离子体）。气体可以由单个原子（如稀有气体）、一种元素组成的单质分子（如氧气）、多种元素组成化合物分子（如二氧化碳）等组成。气体混合物可以包括多种气体物质，比如空气。
气体与液体和固体的显著区别就是气体粒子之间间隔很大。理想气体假设：气体分子间距离很大，忽略分子间引力。气体分子自身很小，忽略分子所占体积。理想气体状态方程（ Clapeyron 方程）： pV=nRT。变式推导： pV=\frac{m}{M}RT=\frac{\rho V}{M}RT\quad\Rightarrow\quad pM=\rho RT。
注意R （摩尔气体常数）的单位：R=8.31 kPa·dm^3·mol^{-1}·k^{-1}=8.31 J·mol^{-1}·k^{-1}。气体化合体积定律和 Avogadro假说。
分压定律成立的原因？
分压定律（Dalton's law of partial pressure ）混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于在相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
定律定义
分压定律（Dalton's law of partial pressure ） 混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和，某组分气体的分压大小则等于其单独占有与气体混合物相同体积时所产生的压强。这一经验定律被称为分压定律。[1]
推导过程
1.在温度与体积一定时，混合气体中各组分气体的分压之和等于混合气体的总压。
数学表达式：P总=P1+P2+···+Pi
假定在体积为V的容器中充入一定量的混合气体，在温度T下，其总压为P总，显然混合气体总物质的量n总是个组分气 置的量ni。
由理想气体定律：P总V=n总RT PiV=niRT
将P总V=n总RT展开
P总=n总RT/V=(n1+n2+···+ni)RT/V=n1RT/V+n2RT/V+···+ni=P1+P2+···+Pi
2.气体的分压等于总压强乘以气体摩尔分数或体积分数。
P总=P1+P2+···+Pi ，在右式两边同除P总。
1=P1/P总+P2/P总+···+Pi/P总=x1+x2+···+xi
各组分气体的分压Pi与总压P总之比称之为压强分数，显然压强分数之和Pi/P总等于1。
因为n总=n1+n2+···+ni
同样， 1=n1/n总+n2/n总+···+ni/n总=x1+x2+···+xi
ni/n总称为摩尔分数。
由分体积定律：1=V1/V总+V2/V总+···+Vi/V总
可得xi=Pi/P总=ni/n总=Vi/V总，即对于同一状态气体压强分数等于摩尔分数等于体积分数。
对上式变形得：Pi=P总·Vi/V总=P总·ni/n总[2]
应用领域
分压定律有很多实际应用，在实验室中进行气体有关的实验时，常会涉及混合气体中各组分气体分压的问题。例如，零摄氏度时，1mol 氧气在 22.4L 体积内的压强是 101.3kPa 。如果向容器内加入 1mol 氮气并保持容器体积不变，则氧气的压强还是 101.3kPa，但容器内的总压强增大一倍。[3]
注意事项
要注意的是，恒温下，混合气体中各组分气体所产生的分压强则等于它单独占有整个容器（与总气体混合物相同体积时）所产生的压强。实际气体并不严格遵从这条道尔顿分压定律，在高压情况下尤其如此。
因为当压力很高时，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力。这两点在分压定律中并没有体现。
不过分压定律对于低压下真实气体混合物也可以近似适用。
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