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 अधिपत्य कर लेता है।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
• $P_{v_{{\ce {O2}}}}$ या $p_{v_{{\ce {O2}}}}$ = ऑक्सीजन का शिरापरक आंशिक दबाव

डाल्टन का आंशिक दबावों का नियम

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डाल्टन के नियम की अवधारणा को दर्शाने वाला योजनाबद्ध।

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 समान्यतया इस तथ्य से उत्पन्न होता 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):

$$p=p_{{\ce {N2}}}+p_{{\ce {H2}}}+p_{{\ce {NH3}}}$$

जहाँ :

• $p$ = 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 गैस 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 गैस घटक का आंशिक दबाव प्राप्त किया जा सकता है:

$$p_{\mathrm {i} }=x_{\mathrm {i} }\cdot p$$

जहाँ:
xi	= गैस मिश्रण में किसी भी गैस घटक का मोल अंश
pi	= गैस मिश्रण में किसी भी गैस घटक का आंशिक दबाव
ni	= गैस मिश्रण में किसी भी गैस घटक का आंशिक दबाव
n	= गैस मिश्रण का कुल मोल
p	= गैस मिश्रण का कुल दबाव

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:

$${\frac {V_{\rm {X}}}{V_{\rm {tot}}}}={\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}={\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}$$

• v_xकिसी भी व्यक्तिगत गैस घटक (X) का आंशिक आयतन है
• v_tot गैस मिश्रण की कुल मात्रा है
• p_x गैस X का आंशिक दबाव है
• p_tot गैस मिश्रण का कुल दबाव है
• n_xगैस के पदार्थ की मात्रा है (एक्स)
• n_totगैस 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:

$$V_{\rm {X}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}$$

• v_xमिश्रण में एक गैस घटक X का आंशिक आयतन है
• v_tot गैस मिश्रण की कुल मात्रा है
• p_x गैस X का आंशिक दबाव है
• p_tot गैस मिश्रण का कुल दबाव है
• n_x गैस X के पदार्थ की मात्रा है
• n_tot गैस मिश्रण में पदार्थ की कुल मात्रा है

वाष्प दबाव

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विभिन्न तरल पदार्थों के लिए लॉग-लिन वाष्प दबाव चार्ट

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। 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, डाइएथिल 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

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 कार्य करना संभव है। गैस अभिकारकों और गैस उत्पादों से संबंधित प्रतिक्रिया के लिए होता है।

जैसे:

${\ce {aA + bB<=>> cC + dD}}$

प्रतिक्रिया का संतुलन स्थिरांक होगा:

$$K_{\mathrm {p} }={\frac {p_{C}^{c}\,p_{D}^{d}}{p_{A}^{a}\,p_{B}^{b}}}$$

जहां :
$K_{p}$	= प्रतिक्रिया का संतुलन स्थिरांक
$a$	= अभिकारक का गुणांक A
$b$	= अभिकारक का गुणांक $B$
$c$	= उत्पाद का गुणांक C
$d$	= उत्पाद का गुणांक $D$
$p_{C}^{c}$	= ${\displaystyle }$