आंशिक दबाव

गैसों के मिश्रण में, प्रत्येक घटक गैस का आंशिक दबाव होता है जो उस घटक गैस का कल्पित दबाव होता है, जैसे कि यह अकेले उसी तापमान पर मूल मिश्रण के पूरे आयतन पर अधिकार कर लेता है। एक आदर्श गैस मिश्रण का कुल दबाव मिश्रण में गैसों के आंशिक दबावों का योग होता है (डाल्टन का नियम)।

गैस का आंशिक दबाव गैस के अणुओं की उष्मागतिकी गतिविधि है। गैसें अपने आंशिक दबावों के अनुरूप घुलती हैं, फैलती हैं और प्रतिक्रिया करती हैं, लेकिन गैस मिश्रण या तरल पदार्थों में उनकी सांद्रता के अनुरूप नहीं होता है। गैसों का यह सामान्य गुण जीव विज्ञान में गैसों की रासायनिक अभिक्रियाओं में है। उदाहरण के लिए, मानव श्वसन के लिए ऑक्सीजन की आवश्यक मात्रा, और जहरीली मात्रा,अकेले ऑक्सीजन के आंशिक दबाव द्वारा निर्धारित की जाती है। यह विभिन्न श्वास लेने वाली गैसों में सम्मिलित या रक्त में घुलने वाली ऑक्सीजन की विभिन्न सांद्रता की विस्तृत श्रृंखला में है; नतीजतन, मिश्रण अनुपात, जैसे श्वास लेने योग्य 20% ऑक्सीजन और 80% नाइट्रोजन, वजन या द्रव्यमान के विपरीत मात्रा द्वारा निर्धारित किए जाते हैं। इसके अतिरिक्त, धमनी रक्त गैसों के परीक्षण में ऑक्सीजन और कार्बन डाइऑक्साइड के आंशिक दबाव के महत्वपूर्ण मापदंड(पैरामीटर) हैं। दबावों को भी मापा जा सकता है, उदाहरण के लिए, मस्तिष्कमेरु द्रव।

प्रतीक
दबाव का प्रतीक सामान्यतः $P$ या $p$ होता है, जो दबाव की पहचान करने के लिए अधोलेख का प्रयोग कर सकते हैं, और गैस प्रजातियों को भी अधोलेख द्वारा संदर्भित किया जाता है। संयुक्त होने पर,ये अधोलेख पुनरावृति प्रकृति से लागू होते हैं। उदाहरण:
 * $$P_1$$ या $$p_1$$ = समय पर दबाव 1
 * P_\ce{H2} या p_\ce{H2} = हाइड्रोजन का आंशिक दबाव
 * या = ऑक्सीजन का शिरापरक आंशिक दबाव

डाल्टन का आंशिक दबावों का नियम
डाल्टन का नियम इस तथ्य को व्यक्त करता है कि आदर्श गैसों के मिश्रण का कुल दबाव मिश्रण में अलग-अलग गैसों के आंशिक दबावों के योग के बराबर होता है। यह समानता इस तथ्य से उत्पन्न होती है कि आदर्श गैस में, अणु इतने दूर होते हैं कि वे एक दूसरे के साथ संपर्क नहीं करते हैं। वास्तविक दुनिया आदर्श गैस के बहुत समीप हैं। उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन एक आदर्श गैस मिश्रण (N2), हाइड्रोजन (एच2) और अमोनिया (NH3):

कहाँ:
 * $$p $$ = गैस मिश्रण का कुल दबाव
 * p_\ce{N2} = नाइट्रोजन का आंशिक दबाव (N2)
 * p_\ce{H2} = हाइड्रोजन का आंशिक दबाव (एच2)
 * p_\ce{NH3} = अमोनिया का आंशिक दबाव (NH3)

आदर्श गैस मिश्रण
आदर्श दबावों का अनुपात अणुओं की संख्या के अनुपात के बराबर होता है। यानी मोल अंश $$x_{\mathrm{i}}$$आदर्श गैस मिश्रण में एक व्यक्तिगत गैस घटक के घटक के आंशिक दबाव या घटक के मोल (इकाई) के समान व्यक्त किया जा सकता है: $$x_{\mathrm{i}} = \frac{p_{\mathrm{i}}}{p} = \frac{n_{\mathrm{i}}}{n}$$ और इस अभिव्यक्ति का प्रयोग करके आदर्श गैस में एक गैस घटक का आंशिक दबाव प्राप्त किया जा सकता है: $$p_{\mathrm{i}} = x_{\mathrm{i}} \cdot p$$ गैस मिश्रण में गैस घटक का मोल अंश गैस मिश्रण में घटक के आयतन अंश के बराबर होता है। आंशिक दबावों का अनुपात निम्नलिखित इज़ोटेर्म(समताप रेखा)पर निर्भर करता है: $$\frac{V_{\rm X}}{V_{\rm tot}} = \frac{p_{\rm X}}{p_{\rm tot}} = \frac{n_{\rm X}}{n_{\rm tot}}$$
 * किसी भी व्यक्तिगत गैस घटक (X) का आंशिक आयतन है
 * वीtot गैस मिश्रण की कुल मात्रा है
 * पीX गैस X का आंशिक दबाव है
 * पीtot गैस मिश्रण का कुल दबाव है
 * एनX गैस के पदार्थ की मात्रा है (एक्स)
 * एनtot गैस मिश्रण में पदार्थ की कुल मात्रा है

आंशिक आयतन (अमगत का योगात्मक आयतन का नियम)
मिश्रण में किसी विशेष गैस का आंशिक आयतन गैस मिश्रण के एक घटक का आयतन होता है उदहारण हवा, एक विशेष गैस घटक पर ध्यान केंद्रित करने के लिए, उदहारण ऑक्सीजन,

इसे आंशिक दबाव और मोल अंश दोनों से अनुमानित किया जा सकता है: $$V_{\rm X} = V_{\rm tot} \times \frac{p_{\rm X}}{p_{\rm tot}} = V_{\rm tot} \times \frac{n_{\rm X}}{n_{\rm tot}}$$
 * Vx मिश्रण में एक गैस घटक X का आंशिक आयतन है
 * Vtot गैस मिश्रण की कुल मात्रा है
 * Px गैस X का आंशिक दबाव है
 * Ptot गैस मिश्रण का कुल दबाव है
 * Nx गैस X के पदार्थ की मात्रा है
 * Ntot गैस मिश्रण में पदार्थ की कुल मात्रा है

वाष्प दबाव
वाष्प दबाव अपने गैर-वाष्प चरणों (यानी, तरल या ठोस) के साथ संतुलन में वाष्प का दबाव होता है। अधिकांशतः इस शब्द का प्रयोग द्रव के वाष्पित होने की प्रवृत्ति का वर्णन करने के लिए किया जाता है। यह अणुओं और परमाणुओं की तरल या ठोस से बचने की प्रवृत्ति का माप है। तरल का वायुमंडलीय दबाव का क्वथनांक उस तापमान से मेल खाता है, जिस पर उसका वाष्प दबाव आसपास के वायुमंडलीय दबाव के बराबर होता है, इसे सामान्य क्वथनांक कहा जाता है।

किसी दिए गए तापमान पर तरल का वाष्प दबाव जितना अत्यधिक होता है, तरल का सामान्य क्वथनांक उतना ही कम होता है।

प्रदर्शित वाष्प दाब रेखाचित्र(चार्ट) में विभिन्न प्रकार के तरल पदार्थों के लिए वाष्प दाब तापमान के ग्राफ हैं। जैसा कि रेखाचित्र में देखा जा सकता है, उच्चतम वाष्प दबाव वाले तरल पदार्थों में सबसे कम सामान्य क्वथनांक होते हैं।

उदाहरण के लिए, किसी दिए गए तापमान पर, मिथाइल क्लोराइड रेखाचित्र में किसी भी तरल पदार्थ का उच्चतम वाष्प दबाव होता है। इसका न्यूनतम सामान्य क्वथनांक (−24.2 °C) होता है, जहां मिथाइल क्लोराइड का वाष्प दाब वक्र के वायुमंडल (वातावरण (इकाई)) की क्षैतिज दाब रेखा को काटता है। ध्यान दें कि अत्यधिक ऊंचाई पर, वायुमंडलीय दबाव समुद्र तल से कम होता है, इसलिए तरल पदार्थों के क्वथनांक कम हो जाते हैं। माउंट एवरेस्ट के शीर्ष पर, वायुमंडलीय दबाव लगभग 0.333 atm है, इसलिए ग्राफ़ का उपयोग करके, दिएथील ईथर का क्वथनांक समुद्र तल (1 atm) पर लगभग 7.5 °C बनाम 34.6 °C होगा।

गैस मिश्रण से संबंधित प्रतिक्रियाओं का संतुलन स्थिरांक
प्रत्येक गैस के आंशिक दबाव और समग्र प्रतिक्रिया सूत्र को देखते हुए गैसों के मिश्रण को सम्मिलित करने वाली रासायनिक प्रतिक्रिया के लिए संतुलन स्थिरांक का काम करना संभव है। गैस अभिकारकों और गैस उत्पादों से संबंधित प्रतिक्रिया के लिए होता है।

जैसे: {\मैथिट{ए}ए} + {\मैथिट{बी}बी} <=> {\मैथिट{सी}सी} + {\मैथिट{डी}डी}

प्रतिक्रिया का संतुलन स्थिरांक होगा: $$K_\mathrm{p} = \frac{p_C^c\, p_D^d} {p_A^a\, p_B^b}$$

प्रतिवर्ती प्रतिक्रियाओं के लिए, कुल दबाव, तापमान या अभिकारक सांद्रता में परिवर्तन रासायनिक संतुलन को स्थानांतरित कर देगा, चेटेलियर के सिद्धांत के अनुसार प्रतिक्रिया के दाएं या बाएं हिस्से का पक्ष लिया जा सके। चूंकि रासायनिक गतिज संतुलन बदलाव का विरोध या वृद्धि कर सकता है। कुछ मामलों में गतिज प्रतिक्रिया पर विचार करने के लिए कारक अध्यारोही हो सकता है।

हेनरी का नियम और गैसों की घुलनशीलता
गैसें तरल पदार्थों में उस सीमा तक समाधान करेंगी, जो बिना घुली गैस और तरल में घुली गैस (जिसे विलायक कहा जाता है) के बीच संतुलन द्वारा निर्धारित किया जाता है। उस संतुलन के लिए संतुलन स्थिरांक है:

कहाँ:
 * $$k$$ = विलयन प्रक्रिया के लिए संतुलन स्थिरांक
 * $$p_x$$ =  गैस का आंशिक दबाव $$x$$ कुछ गैस युक्त विलयन (रसायन) के साथ संतुलन में
 * $$C_x$$ =  गैस की सांद्रता $$x$$ तरल घोल में

साम्य स्थिरांक के रूप से पता चलता है कि किसी विलयन में विलेय गैस की सांद्रता विलयन के ऊपर उस गैस के आंशिक दबाव के सीधे आनुपातिक होती है। इस कथन को हेनरी के नियम और संतुलन स्थिरांक के रूप में जाना जाता है $$k$$ को अक्सर हेनरी के नियम स्थिरांक के रूप में संदर्भित किया जाता है। हेनरी के नियम को कभी-कभी इस प्रकार लिखा जाता है:

कहाँ $$k'$$ को हेनरी के नियम स्थिरांक के रूप में भी जाना जाता है। जैसा कि समीकरणों की तुलना करके देखा जा सकता है ($$) और ($$) ऊपर, $$k'$$ का व्युत्क्रम है $$k$$. चूँकि दोनों को हेनरी के नियम स्थिरांक के रूप में संदर्भित किया जा सकता है, तकनीकी साहित्य के पाठकों को यह टिप्पणी करने के लिए काफी सावधान रहना चाहिए कि हेनरी के नियम समीकरण के किस संस्करण का उपयोग किया जा रहा है।

हेनरी का नियम एक सही अनुमान है जो केवल तनु, आदर्श विलयनों और उन विलयनों के लिए लागू होता है जहाँ तरल विलायक घुली हुई गैस के साथ रासायनिक प्रतिक्रिया नहीं करता है।

डाइविंग श्वास गैसों में
पानी के नीचे गोताखोरी में श्वास लेने वाली गैसों के अलग-अलग घटक गैसों के शारीरिक प्रभाव आंशिक दबाव का कार्य है। गोताखोरी की शर्तों का उपयोग करते हुए, आंशिक दबाव की गणना इस प्रकार की जाती है:
 * आंशिक दबाव = (कुल निरपेक्ष दबाव) × (गैस घटक का आयतन अंश)

घटक गैस के लिए:
 * पीi = पी × एफi

उदाहरण के लिए, 50 मीटर(164ft) पानी के नीचे, कुल निरपेक्ष दबाव है 6 बार(600केपीए) (यानी, वायुमंडलीय दबाव का 1 बार + पानी के दबाव का 5 बार) और पृथ्वी के वायुमंडल के मुख्य घटकों के आंशिक दबाव, ऑक्सीजन 21% आयतन और नाइट्रोजन लगभग 79% आयतन है:
 * pN2= 6 बार × 0.79 = 4.7 बार निरपेक्ष
 * पीओ2= 6 बार × 0.21 = 1.3 बार निरपेक्ष

गोताखोरी के लिए श्वास गैस मिश्रण में ऑक्सीजन के आंशिक दबावों के लिए न्यूनतम निचली सीमा 0.16 bar नीरपेक्ष है। । हाइपोक्सिया (चिकित्सा) और अचानक बेहोशी 0.16 बार से कम ऑक्सीजन आंशिक दबाव के साथ एक समस्या बन सकती है। आक्षेप सहित ऑक्सीजन विषाक्तता एक समस्या बन जाती है जब ऑक्सीजन आंशिक दबाव बहुत अत्यधिक होता है। एनओएए गोताखोरी के नियमावली 1.6 बार निरपेक्ष पर 45 मिनट, 1.5 बार निरपेक्ष पर 120 मिनट, 1.4 बार निरपेक्ष पर 150 मिनट, 1.3 बार निरपेक्ष पर 180 मिनट और 1.2 बार निरपेक्ष पर 210 मिनट के अधिकतम एकल जोखिम की अनुरोध करता है। जब ये ऑक्सीजन आंशिक दबाव और जोखिम पार हो जाते हैं तो ऑक्सीजन विषाक्तता एक जोखिम बन जाती है। ऑक्सीजन का आंशिक दबाव भी गैस मिश्रण की अधिकतम परिचालन गहराई को निर्धारित करता है।

उच्च दबाव पर गैसों को श्वास लेने पर नाइट्रोजन नशा एक समस्या है। अधिकांशतः, तकनीकी गोताखोरी की योजना बनाते समय उपयोग किए जाने वाले मादक गैसों का अधिकतम कुल आंशिक दबाव लगभग 4.5 बार निरपेक्ष हो सकता है, जो मादक गहराई के समकक्ष है 35 m.

श्वास लेने वाली गैस में कार्बन मोनोआक्साइड जैसे जहरीले प्रदूषक का प्रभाव भी श्वास लेने पर आंशिक दबाव से संबंधित होता है। एक मिश्रण जो सतह पर सुरक्षित हो सकता है, गोता लगाने की अधिकतम गहराई पर खतरनाक प्रकार से विषाक्त हो सकता है, जब आंशिक दबाव तेजी से बढ़ता है,तो इससे गोताखोर को घबराहट या अक्षमता हो सकती है।

चिकित्सा में
विशेष रूप से ऑक्सीजन का आंशिक दबाव ($$p_\mathrm{O_2}$$) और कार्बन डाइऑक्साइड ($$p_\mathrm{CO_2}$$) धमनी रक्त गैसों के परीक्षण में महत्वपूर्ण मापदण्ड हैं, लेकिन इन्हें, उदाहरण के लिए, मस्तिष्कमेरु द्रव में भी मापा जा सकता है।

यह भी देखें

 * श्वास गैस
 * हेनरी का नियम
 * आदर्श गैस
 * आदर्श गैस नियम
 * मोल - अंश
 * मोल(इकाई)
 * भाप