道尔顿分压定律及亨利定律经典.docx
3-亨利定律
3-亨利定律
亨利定律是指在一定温度和压力下，气体溶解度与该气体在该温度和压力下的分压成
正比。
由英国化学家威廉·亨利（William Henry）于1803年发现。
亨利定律的公式为：C=kP，其中C为气体在溶液中的浓度，k为比例常数，P为气体在溶液中的分压。
亨利定律是描述气体在溶液中溶解度的重要定律之一。
它适用于气体在液态溶媒中的
溶解过程，例如空气中溶解在水中的氧气和二氧化碳。
在大气中，氧和氮也是通过亨利定
律在海水中溶解的。
与其他溶解现象不同，溶解气体的特点是溶解度随着溶质分子数量的增加而线性增加。
也就是说，在相同的温度和压力下，气体分子数量越多，其溶解度就越大。
这是因为，溶
液中的分子与气体分子发生相互作用，从而形成了气体分子在液态溶媒中的溶解。
亨利定律的实际应用非常广泛。
例如，汽油中的甲烷等气体通过亨利定律溶解在液态中。
地下水中的氧气、二氧化碳溶解也是由亨利定律控制。
在化学实验中，亨利定律也常
常被用于溶解气体，在工业生产中可以对气体的吸收、精制、脱气等进行控制。
此外，亨利定律还可以用来检测水体的水质。
因为水中氧气的溶解度变化与气体分压
相关，所以可以通过检测水中氧气的溶解度来判断水体中的氧气是否充足，并且确定污染
程度等。
总之，亨利定律是气体溶解度的基本定律之一，是溶解气体的重要规律。
在工业制造
和环境保护等多个领域都有广泛的应用。
道尔顿分压定律
道尔顿分压定律科技名词定义中文名称：道尔顿分压定律英文名称：Dalton law of additive pressure定义：理想气体混合物的总压力为各组元气体分压力之和。
所属学科：电力（一级学科）；通论（二级学科）本内容由全国科学技术名词审定委员会审定公布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。
目录编辑本段简介道尔顿分压定律（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[1]。
也就是说，一定量的气体在一定容积的容器中的压强仅与温度有关。
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。
可见， 1mol 氮气在这种状态下产生的压强也是 101.3kPa 。
道尔顿[2]（Dalton）总结了这些实验事实，得出下列结论：某一气体在气体混合物中产生的分压等于在相同温度下它单独占有整个容器时所产生的压力；而气体混合物的总压强等于其中各气体分压之和，这就是气体分压定律（law of partial pressure）。
需要注意的是，实际气体并不严格遵从道尔顿分压定律，在高压情况下尤其如此。
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。
这两点在道尔顿定律中并没有体现。
编辑本段人物英国科学家约翰·道尔顿在19世纪初把原子假说引入了科学主流。
蒸馏––––基本概念和基本原理
蒸馏––––基本概念和基本原理利用各组分挥发度不同将液体混合物部分汽化而使混合物得到分离的单元操作称为蒸馏。
这种分离操作是通过液相和气相之间的质量传递过程来实现的。
对于均相物系，必须造成一个两相物系才能将均相混合物分离。
蒸馏操作采用改变状态参数的办法（如加热和冷却）使混合物系内部产生出第二个物相（气相）；吸收操作中则采用从外界引入另一相物质（吸收剂）的办法形成两相系统。
一、两组分溶液的气液平衡1．拉乌尔定律理想溶液的气液平衡关系遵循拉乌尔定律：p A=p A0x A p B=p B0x B=p B0（1—x A）根据道尔顿分压定律：p A=Py A而P=p A+p B则两组分理想物系的气液相平衡关系：x A=（P—p B0）/（p A0—p B0）———泡点方程y A=p A0x A/P———露点方程对于任一理想溶液，利用一定温度下纯组分饱和蒸汽压数据可求得平衡的气液相组成；反之，已知一相组成，可求得与之平衡的另一相组成和温度（试差法）。
2．用相对挥发度表示气液平衡关系溶液中各组分的挥发度v可用它在蒸汽中的分压和与之平衡的液相中的摩尔分率来表示，即v A=p A/x A v B=p B/x B溶液中易挥发组分的挥发度对难挥发组分的挥发度之比为相对挥发度。
其表达式有：α=v A/v B=（p A/x A）/（p B/x B）=y A x B/y B x A对于理想溶液：α=p A0/p B0气液平衡方程：y=αx/[1+（α—1）x]Α值的大小可用来判断蒸馏分离的难易程度。
α愈大，挥发度差异愈大，分离愈易；α=1时不能用普通精馏方法分离。
3．气液平衡相图（1）温度—组成（t-x-y）图该图由饱和蒸汽线（露点线）、饱和液体线（泡点线）组成，饱和液体线以下区域为液相区，饱和蒸汽线上方区域为过热蒸汽区，两曲线之间区域为气液共存区。
气液两相呈平衡状态时，气液两相温度相同，但气相组成大于液相组成；若气液两相组成相同，则气相露点温度大于液相泡点温度。
吸收相平衡和速率[1]
![吸收相平衡和速率[1]](https://img.taocdn.com/s3/m/601d1cff284ac850ac02423d.png)
•液膜分吸收速率方程:
•气膜分吸收速率方程:
•两式相加合并，得 ：
•25
与气相总吸收速率方程
N = KG（ p - p*）相比较得:
•总吸收阻力
•液膜吸 收阻力
•气膜吸收 阻力
•当吸收质在溶液中有很大的溶解度时(如氨—水)，溶解
度系数H较大，得: KG = kG
•即吸收过程的总阻力主要是气膜阻力，过程为气膜控制 。
• X: 表示液相中吸收质的含量，指每摩尔纯溶剂溶解的吸 收质的物质的量(mol)，摩尔比。
•8
摩尔比Y、X与摩尔分数y、x间的关系为:
•对气相: •或
•对液 相:
•或
•带入相平衡关系式
•得: •对稀溶液X值较小,上式可简化为:
•9
三、气体在溶液中的溶解度
有三种情况
1. 溶解度很小---- 这类气体组分的亨利常数 E 的值很大 ，其数量级为: 1×109 Pa，(浓度不大的溶液分压大)。如氢 、氧、一氧化碳等。
KY为对应于Y的气相总吸收系数，单位为 mol·m-2·s-1 (ΔY=Y-Y*）;
Y,Y*分别为吸收质的分压 p、平衡分压 p*所对应的摩尔 比。
•30
KY与KG有以下关系
•据道尔顿分压定律：
•y 与 Y间的关系为：
•代入
•得
:
•31
与
•得:
• 当气相中吸收质含量不高时 ，Y和Y*值较小；上式简化为
•22
kG、kL的特征关联式
•Sh——舍伍德数（Sherwood）
•Sc——施密特数(Schmit)
•k为kG或kL
•例如对于采用拉西环的填料塔，计算气膜传质系数的关联式为 ：
物理化学：4.4亨利定律
此时亨利定律就表现为类似拉乌尔
定律形式： P1= P1* x1
当溶液的浓度增大到一定程度时，溶质分 子的周围环境发生变化，即每个溶质分子 周围不但有溶剂分子，还有溶质分子，并 且随着溶液浓度的改变而改变。
此时，溶质分子逸出液相的能力不同于稀 溶液中，并且随浓度变化而变化。
因此其蒸气压不再与溶质分子的浓度成正 比关系，即不再遵守亨利定律。
• 但溶质蒸气压与溶液中分子状态的溶质 浓度间仍遵守Henry定律（如上例 SO2+ H2O）。
2. 对于溶剂来说，在稀溶液中溶质的部分 “溶剂化物 (或聚合)”、或电离，不影 响溶液中溶剂的浓度，故溶剂仍然遵守 Raoult 定律。
• 即使在极限情况下，如溶质完全电离， 并且离子高度溶剂化，但对稀溶液而言， 其对溶剂的浓度影响不大。
kx数值既可大于P1*， 也可小于P1* 。
请注意亨利定律与拉乌尔定律两者比例 系数的差别。
定性解释：
稀溶液中，溶质分子极 稀疏地散布于大量溶剂 分子中，每个溶质分子 周围几乎均被溶剂分子 所包围（如图）：
溶质分子的周围环境均相同，因此其逸出 液相的能力 (即蒸气压) 正比于溶质的浓度。
而相应的比例系数 kx 取 决于溶质分子与周围溶 剂分子的相互作用；
• 由亨利定律：
PCO2= kmm = km m (1 ) = [ km (1 )]m = km m
• 式中的 km 也为常数，也可叫作 Henry 常数。
结论：
当溶质部分地与溶剂化合形成 “溶剂化
物”时，并且此“溶剂化物”不电离(或
很少电离)、不聚合，由于溶剂化度 ()
为
常
数
(与浓度无关)，所以溶质的蒸气压与溶质
物理化学亨利定律
物理化学亨利定律
物理化学的亨利定律规定，在一定的温度和压力下，气体溶解于液体中的质量分数与该气体在该温度和压力下的分压之间存在一个定值关系。
即，溶解度与分压成正比，可以用以下公式表示：C=k*P
其中，C代表气体在液体中的质量分数，P代表气体的分压，k代表亨利定律常数，表示溶解度与分压的比例系数。
亨利定律适用于理想气体在低浓度下的溶解，即气体的分压远小于液体的饱和蒸汽压。
在高浓度下，气体的相互作用会导致溶解度不再遵循亨利定律。
亨利定律广泛应用于生物化学、环境科学和工业化学等领域，例如血液中的氧气和二氧化碳的溶解度等。
气体分压计算方法
气体分压计算方法在物理学和化学领域中，气体分压是一项重要的测量参数。
分压是指气体在混合气体中所占据的压力比例。
正确计算气体分压对于了解气体行为、反应条件以及实验设计至关重要。
本文将介绍几种常用的气体分压计算方法。
1. 道尔顿定律（Dalton's Law）道尔顿定律是描述多组分混合气体中各组分分压之间关系的定律。
根据道尔顿定律，总压力等于各组分分压的总和。
设混合气体中有n个组分，分别为A1、A2、...、An，其分压分别为p1、p2、...、pn，则总压力P可以表示为：P = p1 + p2 + ... + pn。
道尔顿定律适用于气体分子之间没有相互作用的情况。
2. 亨利定律（Henry's Law）亨利定律描述了气体在溶液中溶解度与气体分压之间的关系。
根据亨利定律，气体在液体中的溶解度与其分压成正比。
设溶液中溶解的气体为A，其溶解度为x，气体分压为p，则亨利定律可以表示为：x = k · p，其中k为亨利定律常数。
亨利定律适用于气体在液体中的溶解情况，如溶解氧在水中的情况。
3. 玻意耳定律（Boyle's Law）玻意耳定律描述了气体的压力与体积之间的关系。
根据玻意耳定律，气体的分压与其体积成反比。
设气体初始压力为p1，初始体积为V1，最终压力为p2，最终体积为V2，则玻意耳定律可以表示为：p1 · V1 =p2 · V2。
玻意耳定律适用于气体在恒温条件下的体积变化情况。
4. 阿伏伽德罗定律（Avogadro's Law）阿伏伽德罗定律描述了气体的体积与摩尔数之间的关系。
根据阿伏伽德罗定律，等温、等压下，气体的体积与其摩尔数成正比。
设气体初始体积为V1，初始摩尔数为n1，最终体积为V2，最终摩尔数为n2，则阿伏伽德罗定律可以表示为：V1/n1 = V2/n2。
阿伏伽德罗定律适用于气体在等温、等压条件下的体积变化情况。
综上所述，气体分压的计算方法包括道尔顿定律、亨利定律、玻意耳定律和阿伏伽德罗定律。
12.亨利定律
M MS
cm
S
MS
c A cm x
cA
S
MS
x
H
S
EM S
亨利定律
（2）E与m的关系
由理想气体的分压定律:
p A * py* Ex
y mx
*
E y* x p
E m P
亨利定律 4. Y—X 关系 在低浓度气体吸收计算中，通常溶质在液相和气相中的组成分别用 摩尔比 Y（ 或 X ）表示
pA
*
1 cA H
cA H Ex
溶液密度，kg/m3
溶液的总浓度 cm =
kmol（溶质）+kmol（溶剂）
m3
x
溶质的浓度 cA = cm
cM
L
M
溶液的平均分子量，kg/kmol
亨利定律 由于溶液很稀，即溶质很少，故溶液的密度可近似用溶剂的密 度代替，即
L s
溶液的平均摩尔质量可用溶剂的摩尔质量代替，即
Y 气相中溶质A的摩尔数 y 气相中惰气B的摩尔数 1 y
液相中溶质A的摩尔数 x X 液相中溶剂S的摩尔数 1 x
以摩尔比表示组成的相平衡关系
X —— 溶质在液相中的摩尔比浓度；
mX Y 1 (1 m) X
*
Y* —— 与X 呈平衡的气相中溶质的摩尔比浓度。 当溶液的浓度很低时， m 趋近 1 或当 X 很小时， 亨利定律可表示为
溶质在液相中的摩 尔浓度， kmol/m3
溶质在气相中的 平衡分压， kPa
c p H
* A
亨利定律
讨论：
c p H
* A
1）H大，溶解度大，易溶气体 2）P对H影响小
亨利定律推导
亨利定律（Henry's law）描述了气体与溶液之间的溶解关系，可以用数学公式表示为：
C = k * P
其中，C是溶液中气体的浓度（单位为摩尔/升），k是亨利常数，表示气体在溶液中的溶解度，P是气体的分压（单位为帕斯卡）。
亨利定律的推导可以基于理想气体定律和溶液的理想性假设进行。
以下是简要的推导过程：
1. 基于理想气体定律，对于一个理想气体，其分子数N和体积V之间有关系：N = n * N_A，其中n是气体的摩尔数，N_A是阿伏伽德罗常数。
2. 假设气体在溶液中是理想溶解的，即气体分子与溶液分子之间没有相互作用。
3. 根据理想溶液的假设，气体分子在溶液中的浓度C和气体分子数N之间有关系：C = N / V。
4. 将步骤1和步骤3的结果结合，得到C = n * N_A / V。
5. 根据亨利定律的定义，溶液中气体的溶解度k等于摩尔数n和分压P之间的比值：k = n / P。
6. 将步骤4和步骤5的结果结合，得到C = k * P，即亨利定律的数学表达式。
需要注意的是，亨利定律的推导过程基于一些理想性假设，实际情况中可能存在一些偏差。
此外，亨利常数k的值可能随着
温度、溶剂性质和气体种类等因素的变化而有所不同。
混合气体溶于水的计算公式
混合气体溶于水的计算公式在化学实验或工业生产中，我们经常需要将气体溶解于水中。
溶解度是指单位体积的溶剂（通常是水）在一定温度和压力下所能溶解的气体的量。
溶解度通常用摩尔分数或体积分数来表示。
而混合气体溶解于水中的计算公式对于化学实验或工业生产来说是非常重要的。
混合气体溶解于水的计算公式可以通过亨利定律和道尔顿分压定律来推导得出。
亨利定律指出，在一定温度下，气体在液体中的溶解度与气体的分压成正比。
而道尔顿分压定律则指出，在一定温度下，混合气体中各个气体的分压之和等于总压。
混合气体溶解于水的计算公式可以用以下公式表示：P = x1 P1 + x2 P2 + ... + xn Pn。
其中，P为混合气体的总压，x为各个气体的摩尔分数，P为各个气体的分压。
在这个公式中，x1, x2, ..., xn 分别表示混合气体中各个气体的摩尔分数，P1,P2, ..., Pn 分别表示各个气体的分压。
通过这个公式，我们可以计算出混合气体在一定温度下溶解于水中的总压。
例如，假设有一瓶混合气体，其中含有氧气和氮气，它们的摩尔分数分别为0.2和0.8，而它们在混合气体中的分压分别为0.3 atm和0.7 atm。
那么，根据上述公式，可以计算出混合气体在一定温度下溶解于水中的总压为：P = 0.2 0.3 + 0.8 0.7 = 0.06 + 0.56 = 0.62 atm。
通过这个计算公式，我们可以很方便地计算出混合气体在一定温度下溶解于水中的总压，而不需要进行复杂的实验。
在实际应用中，混合气体溶解于水的计算公式可以帮助我们更好地控制化学实验或工业生产过程中气体溶解的情况。
通过计算混合气体的总压，我们可以根据需要调整气体的分压，从而控制气体在水中的溶解度。
这对于一些需要精确控制溶解度的实验或生产过程来说是非常重要的。
除了混合气体溶解于水的计算公式之外，我们还需要考虑一些其他因素，比如温度和压力对溶解度的影响。
在一定温度下，气体的溶解度随着压力的增加而增加，而在一定压力下，气体的溶解度随着温度的升高而减小。
定理
（1）.拉乌尔定律是从实验中总结出来的一条重要规律。
即：在一定温度下，汽液相平衡时，溶液上方气相中任意组分所具有的分压，
等于在相同温度下该组分饱和蒸气压乘以改组分在液相中的的分子分数。
数学表达式为: PA＝P*A×XA
(2).道尔顿定律:
道尔顿定律是表示理想气体混合物的总压和分压的关系的定律。
总压——气体气体中某一组分对器壁所施加压力。
.亨利定律：
在一定温度和平衡状态下，一种气体在液体里溶解度和该气体的平衡分压成正比。
(1).低温甲醇洗工艺可以脱除气体中的多种杂质,在-30℃～-70 ℃的条件下,甲醇能同时脱除气体中的硫化氢、硫氧化碳、二硫化碳、RSH(硫醇)、C4H4S(噻吩)、CO2、HCN、NH3、NO、以及石蜡烃、方香烃、粗汽油杂质、同时还可以对气体进行干燥.
(2).低温甲醇洗工艺对气体的净化程度非常高,净化气中总硫可以将低到0.1PPm以下,同时二氧化碳可以降低到10PPm. (3).低甲醇洗工艺由于采取硫化氢和二氧化碳分别在硫化氢吸收塔和二氧化碳吸收塔内吸收。 (4).低温甲醇洗对氢气、一氧化碳、甲烷、的溶解度都很低,同时低温下甲醇的蒸气压低,所以有用气体和甲醇的损失小.
(5).甲醇具有很高的热化学稳定性,不降解,不起泡,同时对设备的腐蚀性小且由于粘度小所以动能损耗低.
混合气体 道尔顿分压定律
p
υ
RT V
，U
3 2
υ
RT
υ 摩尔的单原子分子理想气体压强贡献
p
υ
RT V
，U
5 2
υ
RT
总压强和总内能
pp p
υ
υ V
RT ，U
U
U
1 2
3υ
5υ RT
3υ 2υ
5υ υ
pV
D ηpV
根据热力学第一定律 考虑绝热过程
dQ pdV dU pdV η pdV Vdp 1 η pdV ηVdp
dQ 0
1 η pdV ηVdp
dp p
1 η dV ηV
pV
常量
根据题意可知
1η η
11 7
η
7 4
3υ 5υ 2υ υ
α
υ υ
3
（费曼物理学讲义习题集第 81 页 C4 题）在通常温度下，四氧化氮部分分解成二氧化氮如下 N O 2NO
把0 C、0.90g的液态N O ，装入体积为250cm 的抽空烧瓶中。当瓶内温度增至27 C时，液体全部汽化，压力达到 960mmHg 1.26atm ，问分解了的四氧化氮的百分比是多少？ 解答：关键点—吉布斯‐道耳顿分压定律 知识点：四氧化二氮
1) 四氧化二氮（分子式：N O ）氮和氧的化合物，具有强烈氧化性，常被用于作为火箭推进剂组分中的氧化剂。 2) 四氧化二氮剧毒，且有腐蚀性。其分子量为92.011，冰点 11.23 C，沸点21.5 C，蒸汽压96kPa（20 C时）。纯四
完全汽化没有分解时N O 的摩尔数（或克分子数）。现在假设有一部分N O 分解了，令这部分的摩尔数为N ξ，则实际
道尔顿分压定律的表述是
道尔顿分压定律的表述是道尔顿分压定律是描述气体混合物中各组分分压之间关系的定律。
它是由英国化学家道尔顿在1801年提出的，是气体混合物研究中最基本的定律之一。
道尔顿分压定律的表述可以从不同角度进行，下面将从历史、定义、实验验证和应用等方面进行阐述。
一、历史道尔顿分压定律是由英国化学家约翰·道尔顿在1801年提出的。
道尔顿在研究气体混合物时，发现不同气体在混合后仍保持各自的压强。
他用实验证明了这一现象，并提出了这个定律。
道尔顿分压定律也被称为道尔顿定律或部分压定律。
二、定义道尔顿分压定律的定义是：在一定温度下，气体混合物中各组分的分压等于该组分在混合物中所占的体积分数与总压强的乘积。
即： P1 = (n1 / n) × P其中，P1为组分1的分压，n1为组分1的摩尔数，n为混合物中所有气体分子的总摩尔数，P为混合物的总压强。
三、实验验证道尔顿分压定律的实验验证可以通过以下步骤进行：1. 准备两个不同气体的容器，分别用压力计测量它们的压强，并记录下它们的体积和温度。
2. 将两个容器连接在一起，并通过一根细管将两个容器相连。
3. 用压力计测量两个容器相连后的总压强，并记录下它们的体积和温度。
4. 分别用压力计测量两个容器中各自气体的分压，并记录下它们的体积和温度。
5. 根据道尔顿分压定律的公式计算出各组分的分压，并与实验测量值进行比较。
实验结果表明，各组分的分压等于该组分在混合物中所占的体积分数与总压强的乘积，验证了道尔顿分压定律的正确性。
四、应用道尔顿分压定律在气体混合物的研究和工业生产中有广泛的应用。
以下是几个应用的例子：1. 氧气和氮气的混合物在医疗和工业生产中广泛使用。
根据道尔顿分压定律，可以计算出混合物中各组分的分压，从而确定混合物的成分和比例。
2. 在炼钢和制造半导体等工业生产过程中，需要精确控制气体混合物的成分和压强。
道尔顿分压定律可以用来计算不同气体在混合物中所占的比例和分压，从而实现精确控制。
除氧水箱工作原理
除氧水箱工作原理在工业生产和能源供应领域，除氧水箱是一个至关重要的设备，它主要用于去除锅炉给水中的溶解氧和其他有害气体，以防止锅炉、管道等设备的腐蚀，从而提高系统的安全性和效率。
本文将详细阐述除氧水箱的工作原理，包括其结构、工作过程以及相关的技术细节。
一、除氧水箱的基本结构除氧水箱通常由除氧器和水箱两大部分组成。
除氧器是实现除氧功能的核心部件，而水箱则用于储存经过除氧处理的水。
1. 除氧器除氧器一般采用喷雾填料式结构，内部装有喷嘴、填料、蒸汽分配管等组件。
喷嘴的作用是将水雾化为细小的水滴，以增加水与蒸汽的接触面积，填料则用于延长水滴在除氧器内的停留时间，从而确保充分的除氧效果。
蒸汽分配管则负责将加热蒸汽均匀分布到除氧器的各个部位。
2. 水箱水箱一般位于除氧器的下方，用于储存经过除氧处理的水。
水箱内部通常设有加热装置，以保持水温并防止再次溶氧。
此外，水箱还配备有水位控制装置、温度控制装置等安全附件，以确保设备的正常运行。
二、除氧水箱的工作原理除氧水箱的工作原理主要基于亨利定律和道尔顿分压定律。
亨利定律指出，在一定温度下，气体在液体中的溶解度与气体的分压成正比。
道尔顿分压定律则表明，混合气体的总压力等于各组分气体分压之和。
根据这两个定律，我们可以通过降低水中氧气的分压来实现除氧的目的。
具体来说，除氧水箱通过以下步骤实现除氧：1. 喷雾与加热首先，锅炉给水经过喷嘴雾化成细小的水滴，进入除氧器。
同时，加热蒸汽通过蒸汽分配管进入除氧器，对水滴进行加热。
加热后的水滴表面张力减小，有利于氧气的逸出。
2. 填料层除氧水滴在重力的作用下下落，经过填料层。
在填料层中，水滴与上升的加热蒸汽充分接触，发生传热和传质过程。
由于加热蒸汽中氧气的分压很低，根据亨利定律，水滴中的氧气会不断逸出并进入蒸汽中，从而降低水中的氧含量。
3. 冷凝与排水经过除氧处理的水滴在除氧器底部汇集，形成热水层。
此时，部分加热蒸汽在除氧器内冷凝成水，与经过除氧处理的水混合。
道尔顿分压定律适用范围
道尔顿分压定律适用范围这个定律到底适合什么情况呢？我们先从理想气体说起。
理想气体是个梦幻般的存在，假设它们都是小小的独立粒子，互不干扰。
比如说，空气中的氧气和氮气，就像舞会上跳舞的两组人，他们各自跳着自己的舞步，但并不撞到一起。
只要在高温、低压的情况下，这种“独立舞蹈”就能完美发挥。
这就意味着，气体的分压可以简单相加，形成总压，真是简单明了！不过，现实生活中，理想气体可不多见，生活中的气体往往带着一些“小情绪”，比如相互作用，甚至可能会“抢风头”。
再说说液体和固体。
道尔顿分压定律在液体和固体混合时可就没那么好使了。
想象一下，大家都在聚会上疯狂抢着吃东西，最终那盘水果被挤到了一边，变得没人理睬。
这种情况在气体里不常见，气体的运动自由度大，相对独立。
可是，液体和固体就不同了，它们之间的相互作用强，分压的简单叠加就变得复杂得多。
所以，这时候就得小心了，不能盲目用道尔顿的定律来处理液体和固体的情况。
再来看看气体的浓度和温度，嘿，这可是一对好搭档！浓度高的气体和温度高的气体，会在分压上造成一些影响。
想想你做饭时，火大了，汤就煮得飞快，水蒸气的压力也随之上升。
也就是说，如果你把气体的浓度加大，或者把温度调高，那么道尔顿分压定律就得重新考虑了。
这时候，分压的叠加就可能失灵，真是让人头疼。
不过，不要怕，科学嘛，总是有点变化的，正是这些变化让我们探索的乐趣无穷。
我们还得考虑一下气体的理想程度。
有些气体天生就很“乖”，比如氦气、氖气，都是听话的孩子，按照道尔顿的分压定律，完全可以放心。
但有些气体就像调皮的小孩，不太听话，可能在高压下表现得不那么理想。
二氧化碳和氨气就是这种情况。
在高浓度或者高压的环境下，它们的行为会变得不那么简单，分压的计算也可能出现偏差。
所以说，道尔顿分压定律是个好工具，但用的时候得小心谨慎。
它在理想气体的场合里就像是个超级英雄，可以解决很多问题。
但是在实际应用中，我们得把其他因素考虑进去，才能得到准确的结果。
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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1
801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[1]。
也就是说，一定量的气体在一定容积的容器中的压强仅与温度有关。
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。
可见，1mol 氮气在这种状态下产生的压强也是101.3kPa 。
道尔顿[2]（Dalton）总结了这些实验事实，得出下列结论：某一气体在气体混合物中产生的分压等于在相同温度下它单独占有整个容器时所产生的压力；而气体混合物的总压强等于其中各气体分压之和，这就是气体分压定律（law of partial pressu
re）。
需要注意的是，实际气体并不严格遵从道尔顿分压定律，在高压情况下尤其如此。
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。
这两点在道尔顿定律中并
没有体现。
§3.3 拉乌尔定律和亨利定律--溶液的蒸气压力我们知道，液体可以蒸发成气体，气体也可以凝结为液体。
在一定的温度下，二者可以达成平衡，即液体的蒸发速度等于蒸气的凝结速度。
达到这种平衡时，蒸气有一定的压力，这个压力就叫做此液体的饱和蒸气压（简称蒸气压）。
蒸气压与温度有关，温度越高，分子具有的动能越大，蒸发速度越快，因而蒸气压越大。
溶液的蒸气压除与温度有关外，还与浓度有关。
拉乌尔定律和亨利定律所描述的就是溶液蒸气压和浓度之间的关系。
3.3.1 拉乌尔定律
1887年法国物理学家拉乌尔（Raoult）在溶液蒸气压实验中总结出著名的拉乌尔定律。
拉乌尔定律指出：如果溶质是不挥发性的，即它的蒸气压极小，与溶剂相比可以忽略不计，则在一定的温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与其克分子分数的乘积。
即
式中
--溶剂的蒸气压，溶质是不挥发性时，即为溶液的蒸气压；
p
1
x
1
──溶液中溶剂的克分分数。
拉乌尔定律还可以表述为：在一定的温度下，当不挥发物质溶解在溶剂
中时，溶液的蒸气压相对下降等于溶质的克分子分数。
即
式中
△p——溶液的蒸气压下降值；
x
2
——溶质的克分子分数。
对于溶质是挥发性物质，它的蒸气压不能忽略时，拉乌尔定律仍然适用，
但要注意此时p
1
是溶液中溶剂的蒸气压。
3．3．2 亨利定律
亨利定律是1803年由亨利在对气体在液体中溶解度的实验研究中得出的。
亨利定律指出：在一定的温度下，气体在液体中的溶解度和该气体的平衡分压成正比。
即
p
2=k
x
x
2
（3.22）
式中
x
2
──气体溶质在溶液中的克分子分数；
p
2
──该气体的平衡分压；
k
x
──常数。
亨利定律中的浓度单位除可用克分子分数外，也可用其他浓度单位表示，但是采用不同的单位时，常数k不同。
亨利定律可以推广到具有挥发性溶质溶于液体的稀溶液。
但是需要特别注意的是，亨利定律的应用是有条件的：只有当溶质在液相和在气相里都以相同的质点存在时亨利定律才适用。
由于气体在金属中往往以原子状态存在，因此气体在金属中的溶解往往不服从亨利定律。
HCl溶于水，由于HCl要分解为H+和Cl-离子，也不服从亨利定律。
3.3.3 拉乌尔定律和亨利定律的区别
拉乌尔定律和亨利定律是溶液中两个最基本的经验定律，都表示组元的
分压与浓度之间的比例关系。
它们的区别在于：（1）拉乌尔定律适用于稀溶
液的溶剂和理想溶液，而亨利定律适用于溶质；（2）拉乌尔定律中的比例常
数p
°是纯溶剂的蒸气压，与溶质无关，而亨利定律的比例常数k则由实验1
确定，与溶质和溶剂都有关；（3）亨利定律的浓度可用各种单位，只要k值
与此单位一致就可以，而拉乌尔定律中的浓度只能用克分子分数。
为什么拉乌尔定律中的比例常数与溶质无关，而亨利定律中的比例常数
却与溶质及溶剂都有关呢？这是由于稀溶液的溶质浓度很小，对溶剂分子来
说，其周围几乎都是溶剂分子，其活动很少受到溶质分子的影响，所以拉乌
尔定律中的比例常数只由溶剂的性质就基本可以确定。
而对于稀溶液的溶质
分子来说，它的周围几乎全是溶剂分子，所以亨利定律中的比例常数不能单
独由溶质性质决定，而必须由溶质和溶剂二者共同决定。