موسوعة الكيمياء : قوانين الكيمياء

قوانين الكيمياء

قانون أفوجادرو

قانون أفوجادرو هو قانون من قوانين الغازات سمى باسم العالم الإيطالي أميديو أفوجادرو والذي استنتج القانون في عام 1811.

عمل أميديو أفوجادرو على ايجاد العلاقة بين حجم وكمية معينة من الغاز تحت ضغط ودرجة حرارة ثابتين ومن خلال ابحاثه استنتج الأتي:

"تحتوي احجام متساوية من غازات مختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط على عدد متساو من الجزيئات".

إذن يكون عدد الجزيئات في حجم معين من الغاز مستقلا عن حجم أو كتلة جزيئات الغاز.

كمثال، يحتوي حجمين متساويين لذرتي الهيدروجين والنيتروجين على نفس عدد الجزيئات طالما كان لهم نفس الحرارة والضغط وملاحظة تصرفات الغازات المثالية عليهم.

في التطبيق العملي، يكون القانون تقريبيا فقط، إلا انه يوجد اتفاق على اعتبار هذا التقريب مفيدا.

الصيغة الرياضية للقانون هي:

V/n=K

حيث:

• V: حجم الغاز.
• n: كمية المادة للغاز.
• k: ثابت الغاز.

من أهم نتائج قانون أفوجادرو هي أن ثابت الغازات العام له نفس القيمة لكل الغازات. وبالتالي فإن الثابت يساوي:

p1.v1/T1.n1=P2.V2/T1.n1=constant

حيث:

• p: ضغط الغاز.
• T: حرارة الغاز

قانون بويل

قانون بويل هو إحدى قوانين الغازات والتي على أساسها تم اشتقاق قانون الغاز المثالي.

قام العالم روبيرت بويل بتثبيت درجة حرارة الغاز (T) وقام بعمل علاقة بين حجم الغاز (V) وضغطه (P)، واكتشف أن هناك علاقة عكسية بين الحجم والضغط.

بمعنى انه إذا زاد الضغط قل الحجم وكلما زاد الحجم قل الضغط وذلك بثبات درجة الحرارة أي أن V=1/P.

"عند درجة حرارة معينة, فإن ضغط كمية معينة من غاز ما يتناسب عكسيا مع حجم تلك الكمية".

يمكن تمثيل ذلك رياضياً بالقانون:

حيث :

• P : ضغط الغاز ويقاس بعدة وحدات منها مم زئبق، ضغط جوي، تور، باسكال، وغيرها.
• V : حجم الغاز ويقاس بعدة وحدات منها اللتر ،, سم3، دسم، وغيرها.

كما قام بعمل علاقه أخرى بين حجم الهواء والكثافه واكتشف ان هناك علاقه عكسيه حيث انه كلما زاد حجم الهواء كلما قلت كثافته

قانون شارل

في التحريك الحراري والكيمياء الفيزيائية يعتبر قانون شارل على أنه أحد قوانين الغازات وبشكل خاص الغاز المثالي والذي ينص على مايلي:

عند ضغط ثابت، فإن حجم كتلة معينة من غاز مثالي يزداد أو ينقص بنفس المقدار عند زيادة ونقصان درجة حرارته (كلفن)  

ان حجم كمية معينة من الغاز تحت ضغط ثابت تتغير طرديا مع درجة الحرارة  

تم نشر هذا القانون من قبل جوزيف لويس غاي-لوساك في العام 1802، ولكنه أشار إلى أعمال غير منشورة تعود إلى جاك شارل من عام 1787.

القانون

قام العالم تشارل بتثبيث ضغط الغاز ودرس العلاقة بين درجة الحرارة وحجم الغاز. واكتشف العالم جاك شارل عام 1787م ان عند ثبات ضغط كتلة معينة من غاز يتناسب حجمها تناسبا طرديا مع درجة حرارتها المطلقة ونستنتج القانون التالي:

V/T=K

حيث أن:

V حجم الغازT درجة حرارة الغاز مقاسة بالكلفنk ثابت

ومنه ينتج أن:

V1.T2=V2.T1

تجربة

ناتي بإناء يحتوي على ماء ذو درجة منخفضة..وكذلك بالونة مطاطية ممتلئة بغاز،عندما نغمس البالونة في الماء ينكمش البالون ولكن لماذا؟ذلك بسبب أن مع انخفاض درجة الحرارة البالون يصغر حجم الغاز وتقترب جزيئاته قرب بعضها البعض..وعند إبعاد البالون يعود إلى حالته الطبيعية

قانون بيرلامبرت

في البصريات، قانون بير-لامبير (بالإنجليزية: Beer–Lambert law) أو قانون بير، أو قانون بير-لامبرت-بوگيه، هو علاقة تجريبية تربط امتصاص الضوء بخصائص المادة التي يعبر الضوء من خلالها.

تم اكتشاف القانون من قبل الفرنسي پيير بوگيه قبل 1729. وغالبا ما يسند القانون إلى يوهان هاينريش لامبرت، الذي استشهد بـ"تجربة بوگيه الضوئية لتدرج الضوء" في كتابه “Photometria” في عام 1760. لاحقا قام أوگست بير بتوسيع قانون الامتصاص الأسي في عام 1852 ليتضمن تركيز المحاليل في معامل الامتصاص

الصياغة

مخطط تمثيلي للامتصاص بحسب بوگيه.

ينص القانون على وجود ارتباط لوغاريتمي بين نفاذية، T، الضوء خلال المادة وحاصل ضرب معامل امتصاص المادة، α، والمسافة التي يقطعها الضوء خلال المادة (طول المسلك)، ℓ. ويمكن لمعامل الامتصاص بدوره أن يكون حاصل ضرب إما الامتصاصية المولية ε، وتركيز c للمواد الماصة في المادة، أو مساحة المقطع العرضي للامتصاص، σ، وكثافة (عدد) N المادة الماصة.

في حالة السوائل تكتب هذه العلاقة بالشكل:

بينما تكتب في حالة الغازات، وخصوصًا بين الفيزيائيين من أجل المطيافية والطيفية الضوئية (spectrophotometry)، بالشكل التالي:

حيث I0 وI هي شدة قدرة الضوء الساقط قبل وبعد عبوره للمادة، بالترتيب.

يعبر عن النفاذية (transmission or transmissivity) بمصطلح الامتصاصية (absorbance) والذي يعرف بالنسبة للسوائل بالشكل:

بينما يعرّف عادة في الغازات بالشكل:

هذا يعني أن الامتصاصية تصيح بعلاقة خطية مع التركيز (أو رقم الكثافة للمواد الماصة) بحسب العلاقة:

و

لكلا الحالتين وبالترتيب.

وهكذا، إذا عرفت المسافة المقطوعة والامتصاصية المولية (أو مساحة مقطع الامتصاص)، وقيست الامتصاصية، يمكن استنتاج تركيز المادة (أو رقم كثافة المواد الماصة).

بالرغم من أن عدة من المعالات السابقة تستخدم كقانون بير لامبرت، إلا أن الاسم يجب أن يخص بالذات المعادلتين الأخيرتين. السبب تاريخي، وذلك لأن قانون لامبرت نص على أن الامتصاص يتناسب مع طول المسلك الضوئي، بينما نص قانون بير على أن الامتصاص يتناسب مع تركيز الجزيئات الماصة في المادة[2].

إذا تم التعبير عن التركيز كجزء مولي، أي بدون واحدة، فتأخذ عندها الامتصاصية المولية ε نفس واحدة معامل الامتصاص، أي مقلوب الطول cm−1. وعلى أية حال، إذا تم التعبير عن التركيز بالمول في واحدة الحجم، تستخدم من أجل الامتصاصية المولية ε واحدة L·mol−1·cm−1، وأحيانًا تحول الواحدة إلى mol−1 cm2.

الاشتقاق

لنفترض بأننا نصف جزيئات بأن لها مساحة مقطع الامتصاص (مساحة)، σ، معامدة لطريق الضوء المسلوك خلال محلول ما، عندها يتم امتصاص فوتون من الضوء إذا اصطدم بإحدى الجزيئات، أو ينفذ إذا لم يصطدم. dz نعرف z كمحور موازي لاتجاه تحرك فوتونات الضوء، وA المساحة، وdz سماكة (على طول المحور z) الشريحة ثلاثية الأبعاد من مسلك الضوء. سنفترض أن dz صغيرة جدًا بحيث أن لا يحجب أي جسيم جسيمًا آخر عند النظر باتجاه المحور z. ويكون تركيز الجسيمات في الشريحة ممثلا بـ N.

إن جزء الفوتونات الممتصة أثناء عبورها من هذه الشريحة يكون مساويًا لمساحة العتامة الكلية للجسيمات في الشريحة σAN dz، مقسومة على مساحة الشريحة A، فينتج σN dz. إذا كتبنا عدد الفوتونات الممتصة في الشريحة dIz، والعدد الكلي للفوتونات الساقطة على الشريحة Iz، تعطى عندها كمية الفوتونات الممتصة في الشريحة بالصيغة:

يمكن الحصول على حل هذه المعادلة التفاضلية البسيطة بمكاملة الطرفين للحصول على Iz كتابع لـ z:

اختلاف الشدة في الشريحة من أجل السماكة الحقيقية ℓ هو I0 عند z = 0، وI1 عند z = ℓ. باستخدام المعادلة السابقة، يكتب الفرق في الشدة كما يلي:

بإعادة ترتيب المعادلة تصبح بالشكل:

وهذا يعني أن:

و

من الضروري اعتبار الاخطاء في الافتراض الموجود في هذا الاشتقاق، وخصوصًا بأن كل جسيم ماص يتصرف بشكل منفصل مع الضوء. يحدث الخطأ عندما تتوضع الجسيمات على طول المسلك الضوئي بحيث تصبح الجسيمات مختبئة ومحجوبة بالجسيمات الأخرى. يقترب الافتراض من الصحة فقط في بعض المحاليل الممددة، ويصبح غير دقيق مع زيادة تركيز المحاليل، أو بزيادة طول المسلك الضوئي.

ومن الناحية العملية، فإن دقة الافتراض هو أفضل من دقة معظم القياسات المطيافية حتى قيمة امتصاصية مساوية 1 (أو: I1 / I0 = 0.1) وبتقريب جيد، فقياسات الامتصاصية في هذا المجال تكون على علاقة خطية مع تركيز المواد الماصة في المحلول. عند قيم كبيرة للامتصاصية، ستقل قيمة التركيز المقدرة بسبب تأثير حجب الجزيئات مالم يتم تطبيق عرقة غير خطية بين الامتصاصية والتركيز.

شروط القانون

يوجد على الأقل خمسة شروط يجب توفيرها لنتمكن من تطبيق قانون بير، وهي:

1. يجب على المواد الماصة في المحلول أن تكون منفصلة عن بعضها.
2. يجب أن يكون وسط الامتصاص موزعا بتجانس في الحجم الكلي ويجب أن لا تبعثر الإشعاع.
3. يجب على الإشعاع الساقط أن يتألف من أشعة متوازية، كل منها تقطع نفس المسافة في الوسط الماص.
4. يجب على الضوء الساقط أن يكون أحادي اللون، أو أن يكون على الأقل ذو عرض أضيق من الوسط الماص.
5. يجب على التدفق الساقط أن لا يؤثر على الذرات أو الجزيئات، يجب أن يكون فقط لسبر الجسيمات المدروسة. وبشكل خاص، يجب على الضوء المستخدم أن لا يسبب أو إشباع ضوئي (optical saturation) أو ضخ ضوئي (optical pumping)، لأن هذا سيستنزف الإشعاع وقد يرفع من الإصدار المحفز.

إذا أخل بأي من هذه الشروط، سيكون هناك انحراف عن قانون بير

قانون فيك للانتشار

قانون فيك للانتشار (بالإنجليزية: Fick's law of diffusion) وهو عبارة عن قانونين يمثلان انتشار المواد عند غشاء نافذ ويحسبان تدفق الكتل عبر الغشاء، كما ويمثلان الانتشار الذاتي لمادة في محلول أو خليط ما. ويسمى هذان القانونان باسم العالم الألماني أدولف فيك الذي اشتقهما عام 1855.

قانون فيك الأول

يربط هذه القانون بين تدفق الانتشار مادّة في وسط ما وحقل التركيز لهذه المادّة. الفرضية الكامنة في هذا القانون هو أنّ التدفق يكون من المناطق ذات التركيز المرتفع في الحقل إلى المناطق ذات التركيز المنخفض، بمقدار يتناسب مع تدرج التراكيز في الحقل.

قانون فيك الثاني

إذا ما استمرّت عملية الانتشار فترة كافية، أو إذا كانت عملية الانتشار سريعة، فإنّها ستؤدي في نهاية المطاف إلى تغيير حقل التركيز. قانون فيك الثاني يعطي تصورًا لتلك التغييرات التي تطرأ في حقل التركيز نتيجة عملية الانتشار:

قانون جاى - لوساك

قام كل من جاك شارل وجاي لوساك بدراسة العلاقة بين ضغط (P) كمية معينه من الغاز ودرجة حرارتها المطلقة (T) عند ثبوت الحجم أي عند ثبوت (V,n) ولقد توصلا إلى وجود علاقة طردية بينهما سميت قانون الضغط ودرجة الحرارة (قانون گي-لوساك) وقد وُضع عام 1808 .

يبين قانون گي-لوساك أن حجوم الغازات المتفاعلة أو الناتجة من هذا التفاعل تؤلف فيما بينها نسباً عددية بسيطة، على أن تقاس هذه الحجوم في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط. فعلى سبيل المثال، يتفاعل حجمان من الهيدروجين مع حجم واحد من الأكسجين لتكوين الماء، وعندما يتفاعل حجم واحد من H2 مع حجم واحد من Cl2 ينتج حجمان من غاز كلوريد الهيدروجين HCl ويتفاعل ثلاثة حجوم من الهيدروجين مع حجم واحد من النتروجين لتكوين حجمين من غاز النشادر NH3.[1]

قانون الضغط-درجة الحرارة

وقد بيَّن هذا القانون بكل وضوح أن الغازات تتبع نظاماً خاصاً في اتحادها أو تفككها. ولم يمكن تفسير هذا السلوك إلا بالفرضية التي وضعها الفيزيائي الإيطالي أڤوگادرو Amadeo Avogadro عام 1811 إذ افترض أن حجوماً متساوية (في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط) تحوي العدد نفسه من الجزيئات، وأن جزيئات العناصر الغازية قد تحوي أكثر من ذرة واحدة. وقد أمكن التأكد من صحة هذه الفرضية بإجراء كثير من التجارب، وتعرف الفرضية اليوم بقانون أڤوگدرو الذي أمكن به تفسير تجارب گي-لوساك .

وبناء على قانون أڤوگادرو فإن المول (الجزيء الغرامي ) mole الواحد من أي غاز يشغل الحجم نفسه في ضغط ودرجة حرارة محددين، وهذا الحجم يساوي 22.4 لتر في الظروف المعيارية من الضغط ودرجة الحرارة (ضغط جوي واحد ودرجة حرارة صفر سلسيوس) ويسمى الحجم المولي (الجزيئي).

عند ثبوت الحجم فإن ضغط كمية معينة من الغاز يتناسب طرديا مع درجة حرارتها المطلقة.

ويعبر عن ذلك رياضيا بالعلاقة:

(عند ثبوت n,V)

أو

حيث:

P هي ضغط الغاز. T هي درجة حرارة الغاز (مقاسة بالكلڤن). k is a constant.

قانون أمونتون للضغط-درجة الحرارة: قانون الضغط الموصوف أعلاه ينبغي في الواقع أن يـُنسب إلى گيوم أمونتون، الذي في نهاية القرن 17 (بالتحديد بين 1700 و 1702[2][3])، اكتشف أن ضغط كتلة ثابتة من الغاز محفوظ في نفس الحجم، يتناسب طردياً مع درجة الحرارة. وقد اكتشف أمونتون ذلك بينما كان يصنع "ترمومتر هوائي". وتسميته قانون گي-لوساك هو ببساطة خطأ، إذ أن گي-لوساك بحث العلاقة بين الحجم ودرجة الحرارة (أي قانون شارل)، وليس العلاقة بين الضغط ودرجة الحرارة

مبدأ لوشاتيليه

في الكيمياء مبدأ لو شاتيليه الذي يسمى أيضا مبدأ لو شاتيليه-براون Le Chatelier، يستخدم لتعيين تأثير تغيير أحد دالات الحالة مثل تغيير الضغط]] أو تغيير درجة الحرارة علي التوازن الكيميائي. المبدأ يحمل اسمي هنري لوي لو شاتيليه وكارل فرديناند براون الذان اكتشفاه كل على حدة. ويمكن تلخيصه كما يلي:

إذا حدثت تغييرات في التركيز،أو درجة الحرارة، أو الحجم، أو الضغط الجزئي لأحد المواد في نظام كيميائي موجود في حالة توازن كيميائي فعندها سيتغير التوازن الكيميائي في الاتجاه الذى يُحد من تأثير هذا التغيير.

في الكيمياء، يستخدم المبدأ للتحكم في نتيجة التفاعلات العكوسية ، عادة لزيادة نتيجة المعادلة.

مثلا في التفاعل الاتى :

2NO2 ===> N2O4 + heat

برفع درجة الحرارة يثير التفاعل نحو تكوين N2O4.

وهذا ينطبق على التفاعلات االطاردة للحرارة ، فبزيادة درجة الحرارة يسير التفاعل في الاتجاه من اليسار إلى اليمين

قانون هنرى

قانون هنري ( 1803 ) : تتناسب سيولة الغاز في سائل ما وعلى حرارة معينة مع الضغط الجزئي لهذا الغاز في المرحلة الغازية التي تطفو على السائل المحلول . هذا القانون لا يكون صالحاً إلا تحت ضغوط قليلة.

قانون هس

تعتمد العديد من الحسابات الكيميائية على قانون وضعه العالم الألماني ' هس عام 1840. وينص هذا القانون على أن قيمة حرارة التفاعل (التغير في المحتوى الحراري ، أو التغير في الإنثالبي القياسي لتكوين مركب) لأي تفاعل كيميائي تحت ضغط ثابت يساوي كمية ثابتة سواء تم التفاعل في خطوة واحدة أو عدة خطوات. وهذا يعني أن حرارة التفاعل تعتمد فقط على خواص المواد المتفاعلة والمواد الناتجة من التفاعل ، أي على الحالتين الابتدائية والنهائية للتفاعل ولا تتأثر بالطريق الذي يسلكه التفاعل. وتتضح أهمية هذا القانون في إمكانية حساب حرارة التفاعل وذلك أيضا للتفاعلات التي لايمكن قياسها بطرق تجريبية بسبب حدوثها ببطئ شديد بحيث تتعذر دراستها أو أن تحدث تفاعلات جانبية تنتج موادا غير مرغوب فيها بجانب المواد المطلوبة.

قانون بقاء الطاقة

في الفيزياء ينص قانون بقاء الطاقة على أنه في أي نظام معزول ، الطاقة لا تفنى ولا تستحدث من عدم ولكن يمكن تحويلها من صورة لأخرى.

يمكن تحويل الطاقة من صورة إلى أخرى مثل طاقة الحركة يمكن أن تتحول إلى طاقة حرارية ، ولكن ليس ممكنا في نظام مغلق معزول أن تخلق طاقة من نفسها أو تفنى. ونقول أن الطاقة تتبع قوانين الانحفاظ.

وقانون انحفاظ الطاقة هو أحد المبادئ الأساسية في جميع العلوم  وينص على:

كمية الطاقة الكلية في نظام مغلق لا تتغير.

ونعني "بنظام مغلق" بأنه نظام لا يتبادل طاقة أو معلوماتية أو مادة أو تآثر مع الوسط المحيط

قانون بقاء المادة

قانون حفظ المادة أو قانون حفظ الكتلة أو قانون بقاء المادة أو يعرف باسم قانون (لافوازييه-لومونوسوف) هو قانون ينص على الآتي عند حدوث أي تفاعل كيميائي فان كتل المواد المتفاعلة تساوي كتل المواد الناتجة عن التفاعل كما أن يذكر أن أي كتلة في نظام مغلق ستبقى ثابتة مهما حدث داخل النظام.

صياغة مكافئة أخرى لهذا القانون تنص على أن المادة في نظام مغلق لا يمكن أن تنشأ أو تفنى، إلا أنه يمكن إعادة ترتيبها. أي أن أي عملية كيميائية في نظام مغلق يجب أن تكون فيها كتلة المواد المتفاعلة مساوية لكتلة المواد الناتجة بعد انتهاء العملية.

نظراً للجدل الدائم حول مصطلحي الكتلة والمادة فإن قانون بقاء الكتلة يبقى صحيحاً فقط للتقريب في الفيزياء الكلاسيكية بينما لا يمكن الاعتماد عليه في النسبية وفيزياء الكم في حين يظل قانونا بقاء الطاقة والزخم صحيحين

قانون النسب الثابتة

قانون النسب الثابتة أو التركيب المحدد ويسمى بالانجليزية (Law of composition or Definite proportions)أكمل الفرنسي (بروست)دراسات أنطوان لافوازييه بعد وفاته وتبين له’ أن المركبات تحتوي على نسب ثابتة من العناصر المكونة لها’ ولاتتغير هذه النسب مهما اختلفت طرق تحضير المركب.فمثلا ملح الطعام النقي سواء حصلنا عليه من مياه البحار أو تم تحضيره من تفاعل كميائي’ فإنه يحتوي دائما على 39,3% من كتلته الصوديوم و60,7% من كتلته كلور ومن خلاصة أبحاث متعددة توصل بروست إلى القانون الذي ينص على أنه: يتألف كل مركب كميائي نقي من نسب وزنية ثابتة للعناصر المكونة له مهما اختلفت طرق تحضيره.

قانون النسب المتضاعفة

قانون النسب المتضاعفة هو أحد القوانين الأساسية في قياس اتحادية العناصر واكتشفه الكيميائي الأنكليزي جون دالتون سنة 1803. ينص القانون على أنه عند اتحاد عنصران كيميائيان، وتكوين أكثر من مركب واحد، فإن النسبة بين الكتل المختلفة من أحد العنصرين التي تتحد مع كتلة ثابتة من العنصر الآخر تكون نسبة عددية صحيحة وبسيطة. مثلا يتفاعل الأكسجين الكربون ليشكلا أول أكسيد الكربون (CO) أو ثاني أكسيد الكربون (CO2)، ولكن لا يمكن تشكيل CO1.3.

بالإضافة إلى أنه ينص على أنه إذا شكل العنصران الكيميائيان المتفاعلان أكثر من مركب كيميائي واحد، فإن نسب الكتل للعنصر الثاني إلى الكتلة الثابتة للعنصر الأول ستكون أيضا نسبة عددية صحيحة وبسيطة

ان أول من أوجد قانون النسب المتضاعفة هو العالم الإنجليزي جون دالتون حيث فسرت نظريته (النظرية الذرية)التي أوجدها حوالي عام 1803 قانون النسب المتضاعفة.وبعده جاء العالم جاك لوسك ليطبق النظرية بقانون رياضي عملي.

أمثلة

عند يكوين مركبين مختلفين من نفس العنصرين فان كتلتي أحد العنصرين اللتين تتفاعلان مع كتلة ثابتة من العنصر الاخر تكونان في شكل نسبة عددين بسيطين وصحيحين.

ضغط الغاز / درجة الحراة المطلقة = مقدار ثابت ويمكن كتابة العلاقة بالشكل التالي : p1/T1 = p2/T2.

وبناءً على هذا القانون تكون حجوم الغازات الداخلة في التفاعل والناتجة عنه مرتبطة بنسب مكوّنة من أعداد صحيحة وبسيطة عند نفس الظروف من الضغط ودرجة الحرارة.وفي معادلة الماء مثلا:

O2 + 2H2 = 2H2O. في هذا التفاعل وغيره من التفاعلات نرى أن الغازات تتفاعل بنسب حجمية ثابتة مكوّنة من أعداد صحيحة وصغيرة عند ثبوت الضغط ودرجة الحرارة.

وترتبط الغازات بالنسب الحجمية التالية : حجم واحد من O2 : حجمين من H2 : حجمين من بخار الماء H2O. بمعنى لو تفاعل لترين من غازالأكسجين فإنّه سيتفاعل 4 لترات من غاز الهيدروجين وينتج 4 لترات من بخار الماء.ولو تفاعل 10 لترات من غاز الأكسجين فإنّه سيتفاعل 20 لتر من غاز الهيدروجين وينتج 20 لتر من بخار الماء

قانون راؤول

قانون راؤول (بالإنجليزية: Raoult's law) هو قانون في الكيمياء صاغه العالم فرانسوا ماري راؤول (en). وينص القانون على ان ضغط البخار لسائل مثالي يعتمد على ضغط البخار لكل من مكوناته وأجزائها المولية الموجودة في السائل.

عندما تصل مجزنات السائل حالة التوازن الكيميائي فيمكن صياغة ضغط البخار الكلي p للسائل بالمعادلة

p=p*AXA+P*BXB+....

ويبلغ ضغط بخار كل من مكوناته :

Pi=pi*xi

حيث:

p*i ضغط البخار للمكون النقي،xi الجزء المولي للمكون النقي