(यह छवि केवल उदाहरण के लिए बनाई गई है)
डाल्टन का नियम कहता है कि अक्रियाशील गैसों के मिश्रण में, कुल दबाव कुल दबाव, अलग-अलग गैसों के आंशिक दबावों के योग के बराबर होता है। किसी गैस का आंशिक दबाव वह दबाव होता है जो वह समान तापमान पर अकेले पूरे आयतन को घेरने पर उत्पन्न करती है। इसका सूत्र है: [latex]P_{text{total}} = sum_{i=1}^{n} p_i[/latex]।
जॉन डाल्टन ने गैसों पर किए गए अपने प्रयोगों के आधार पर लगभग 1802 में इस नियम को प्रतिपादित किया। यह उनके परमाणु सिद्धांत के विकास में एक महत्वपूर्ण कदम था, क्योंकि इसने यह सुझाव दिया कि मिश्रण में विभिन्न गैसों के कण एक दूसरे से स्वतंत्र रूप से कार्य करते हैं। यह नियम आदर्श गैसों के लिए सत्य है और कम दबाव और उच्च तापमान पर वास्तविक गैसों के लिए एक अच्छा अनुमान है, जहाँ अंतर-आणविक अंतःक्रियाएँ न्यूनतम होती हैं। मिश्रण में एक गैस का आंशिक दबाव ([latex]p_i[/latex]) उसके मोल अंश ([latex]x_i[/latex]) और कुल दबाव ([latex]P_{text{total}}[/latex]) का उपयोग करके गणना की जा सकती है: [latex]p_i = x_i cdot P_{text{total}}[/latex]। यह संबंध कई व्यावहारिक स्थितियों में अत्यंत उपयोगी है। उदाहरण के लिए, स्कूबा डाइविंग में, ऑक्सीजन का आंशिक दबाव महत्वपूर्ण होता है; यदि यह गहराई में बहुत अधिक हो जाता है, तो यह ऑक्सीजन विषाक्तता का कारण बन सकता है। गोताखोर किसी दिए गए श्वास गैस मिश्रण के लिए अधिकतम सुरक्षित परिचालन गहराई की गणना करने के लिए डाल्टन के नियम का उपयोग करते हैं। शरीर क्रिया विज्ञान में, फेफड़ों के एल्वियोली में ऑक्सीजन और कार्बन डाइऑक्साइड का आदान-प्रदान हवा और रक्त के बीच उनके आंशिक दबावों के अंतर से संचालित होता है। यह नियम यह भी बताता है कि पानी के ऊपर गैस एकत्र करते समय सुधार की आवश्यकता क्यों होती है, क्योंकि कुल मापा गया दबाव उस तापमान पर जल वाष्प के आंशिक दबाव को भी शामिल करता है, जिसे केवल एकत्रित गैस का दबाव ज्ञात करने के लिए घटाना आवश्यक है।
डाल्टन का आंशिक दाब का नियम
(यदि तिथि अज्ञात है या प्रासंगिक नहीं है, उदाहरण के लिए "द्रव यांत्रिकी", तो इसके उल्लेखनीय उद्भव का एक अनुमानित आंकड़ा प्रदान किया गया है)
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