部分圧力

気体の混合物では、各構成ガスには分圧があり、これは、その構成ガスが単独で同じ温度で元の混合物の全体積を占めているかのように見えるその構成ガスの仮想圧力です。^[1]理想気体混合物の全圧力は、混合物中のガスの分圧の合計です（ドルトンの法則）。

ガスの分圧は、ガス分子の熱力学的活性の尺度です。ガスは、その分圧に応じて溶解、拡散、反応しますが、ガス混合物または液体中の濃度には応じません。ガスのこの一般的な特性は、生物学におけるガスの化学反応にも当てはまります。たとえば、人間の呼吸に必要な酸素の量と有毒な量は、酸素の分圧のみで決まります。これは、さまざまな吸入呼吸ガス中に存在する、または血液中に溶解している酸素の非常に広い範囲の異なる濃度にわたって当てはまります。^[2]その結果、呼吸可能な20%酸素と80%窒素などの混合比は、重量や質量ではなく体積によって決まります。^[3]さらに、酸素と二酸化炭素の分圧は、動脈血ガスの検査において重要なパラメーターです。とはいえ、これらの圧力は、たとえば脳脊髄液でも測定できます。

シンボル

圧力の記号は通常 $p$ または $pp$ で、下付き文字で圧力を識別することができます。また、ガス種も下付き文字で表されます。組み合わせると、これらの下付き文字は再帰的に適用されます。^[4]^[5]

例:

$P_{1}$ または= 時刻 1 における圧力 $p_{1}$
$P_{{\ce {H2}}}$ または= 水素の分圧 $p_{{\ce {H2}}}$
$P_{a_{{\ce {O2}}}}$ またはP _a O ₂ =動脈血酸素分圧 $p_{a_{{\ce {O2}}}}$
$P_{v_{{\ce {O2}}}}$ またはP _v O ₂ =静脈血酸素分圧 $p_{v_{{\ce {O2}}}}$

ドルトンの分圧の法則

ドルトンの法則は、理想気体の混合物の全圧は、混合物中の個々の気体の分圧の合計に等しいという事実を表しています。^[6]この等式は、理想気体では分子が互いに相互作用しないほど離れているという事実から生じます。実際の現実世界の気体のほとんどは、この理想に非常に近いものです。たとえば、窒素(N ₂ )、水素(H ₂ )、アンモニア(NH ₃ ) の理想気体混合物を考えると、

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

$p$ = ガス混合物の全圧力
$p_{{\ce {N2}}}$ = 窒素分圧（N ₂）
$p_{{\ce {H2}}}$ = 水素分圧 (H ₂ )
$p_{{\ce {NH3}}}$ _{= アンモニア（NH 3}）の分圧

理想気体混合物

理想的には、分圧の比は分子数の比に等しくなります。つまり、理想気体混合物中の個々のガス成分のモル分率は、成分の分圧または成分のモル数で表すことができます。 $x_{\mathrm {i} }$ $x_{\mathrm {i} }={\frac {p_{\mathrm {i} }}{p}}={\frac {n_{\mathrm {i} }}{n}}$

理想気体中の個々のガス成分の分圧は次の式で求めることができます。 $p_{\mathrm {i} }=x_{\mathrm {i} }\cdot p$

ガス混合物中のガス成分のモル分率は、ガス混合物中のその成分の体積分率に等しい。^[7]

分圧比は次の等温線関係に依存します。 ${\frac {V_{\rm {X}}}{V_{\rm {tot}}}}={\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}={\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}$

V _{X は}個々のガス成分の部分体積（X）である。
V _totはガス混合物の総体積である。
p _XはガスXの分圧である。
p _totはガス混合物の全圧力である。
n _{Xはガスの}物質量（X）である。
n _totはガス混合物中の物質の総量である

部分体積（アマガットの加法体積の法則）

混合物中の特定のガスの部分体積は、ガス混合物の 1 つの成分の体積です。空気などのガス混合物では、酸素などの特定のガス成分に注目すると便利です。

これは分圧とモル分率の両方から近似できる：^[8] $V_{\rm {X}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}$

V _Xは混合物中の個々のガス成分Xの部分体積である。
V _totはガス混合物の総体積である。
p _XはガスXの分圧である。
p _totはガス混合物の全圧力である。
n _XはガスXの物質量である
n _totはガス混合物中の物質の総量である

蒸気圧

蒸気圧は、蒸気以外の相（液体または固体）と平衡状態にある蒸気の圧力です。この用語は、ほとんどの場合、液体の蒸発傾向を説明するために使用されます。これは、分子と原子が液体または固体から逃げる傾向の尺度です。液体の大気圧沸点は、その蒸気圧が周囲の大気圧と等しくなる温度に対応し、標準沸点と呼ばれることがよくあります。

特定の温度での液体の蒸気圧が高いほど、液体の標準沸点は低くなります。

表示されている蒸気圧チャートには、さまざまな液体の蒸気圧と温度の関係を示すグラフがあります。^[9]チャートからわかるように、蒸気圧が最も高い液体は標準沸点が最も低くなります。

たとえば、どの温度でも、塩化メチルはグラフ内の液体の中で最も高い蒸気圧を持ちます。また、標準沸点（-24.2 °C）も最も低く、これは塩化メチルの蒸気圧曲線（青い線）が絶対蒸気圧1気圧の水平圧力線と交差する点です。標高が高いほど大気圧は海面よりも低くなるため、液体の沸点は下がります。エベレスト山頂の大気圧は約0.333 atmなので、グラフを使用すると、ジエチルエーテルの沸点は海面（1 atm）の34.6 °Cに対して約7.5 °Cになります。

ガス混合物の反応の平衡定数

各ガスの分圧と全体の反応式がわかれば、混合ガスを含む化学反応の平衡定数を計算することができます。次のようなガス反応物とガス生成物を含む可逆反応の場合、 ${\ce {{{\mathit {a}}A}+{{\mathit {b}}B}<=>{{\mathit {c}}C}+{{\mathit {d}}D}}}$

反応の平衡定数は次のようになります。 $K_{\mathrm {p} }={\frac {p_{C}^{c}\,p_{D}^{d}}{p_{A}^{a}\,p_{B}^{b}}}$

可逆反応の場合、全圧、温度、または反応物濃度の変化により、ルシャトリエの原理に従って、反応の右側または左側のいずれかに有利になるように平衡が変化します。ただし、反応速度論は平衡の変化に反対するか、または平衡の変化を促進する可能性があります。場合によっては、反応速度論が考慮すべき最も重要な要素になることがあります。

ヘンリーの法則と気体の溶解度

気体は液体に溶ける程度は、溶けていない気体と液体に溶けている気体（溶媒と呼ばれる）との間の平衡によって決まります。^[10]その平衡の平衡定数は次のとおりです。

どこ：

$k$ =溶媒和過程の平衡定数
$p_{x}$ =ガスの一部を含む溶液と平衡状態にあるガスの部分圧 $x$
$C_{x}$ =液体溶液中のガスの濃度 $x$

平衡定数の形は、溶液中の溶質ガスの濃度が、溶液上のそのガスの部分圧に正比例することを示しています。この記述はヘンリーの法則として知られており、平衡定数はヘンリーの法則定数と呼ばれることがよくあります。^[10]^[11]^[12] $k$

ヘンリーの法則は次のように書かれることもある: ^[13]

ここではヘンリーの法則定数とも呼ばれる。^{[13]上記の式(}1 )と( 2 )を比較するとわかるように、はの逆数である。どちらもヘンリーの法則定数と呼ばれることがあるため、技術文献を読む際には、ヘンリーの法則のどのバージョンが使用されているかを注意深く確認する必要がある。 $k'$ $k'$ $k$

ヘンリーの法則は、希薄な理想溶液と、液体溶媒が溶解しているガスと化学的に反応しない溶液にのみ適用される近似値です。

ダイビングの呼吸ガス

水中潜水では、呼吸ガスの個々の成分ガスの生理学的影響は分圧の関数である。^[14]

ダイビング用語を使用すると、部分圧は次のように計算されます。

分圧 = (絶対圧の合計) × (ガス成分の体積分率) ^[14]

成分ガス「i」の場合:

p _i = P × F _i^[14]

たとえば、水深 50 メートル (164 フィート) では、絶対圧力の合計は 6 bar (600 kPa) (つまり、大気圧1 bar + 水圧 5 bar) となり、空気の主成分である酸素 (体積比 21%) と窒素 (体積比約 79%) の分圧は次のようになります。

pN ₂ = 6 bar × 0.79 = 4.7 bar絶対

pO ₂ = 6 bar × 0.21 = 1.3 bar絶対

ダイビング用の呼吸ガス混合物の酸素分圧の最小安全下限は絶対圧 0.16 バール (16 kPa) です。酸素分圧が絶対圧 0.16 バール未満の場合、低酸素症や突然の意識喪失が問題になることがあります。 ^[15] 酸素分圧が高すぎると、けいれんを伴う酸素毒性が問題になります。NOAAダイビングマニュアルでは、1 回の最大曝露時間を絶対圧 1.6 バールで 45 分、絶対圧 1.5 バールで 120 分、絶対圧 1.4 バールで 150 分、絶対圧 1.3 バールで 180 分、絶対圧 1.2 バールで 210 分と推奨しています。これらの酸素分圧と曝露を超えると、酸素毒性のリスクが生じます。酸素分圧は、ガス混合物の最大動作深度も決定します。 ^[14]

高圧のガスを呼吸すると、麻酔が問題になります。通常、テクニカルダイビングを計画する際に使用される麻酔ガスの最大総分圧は、麻酔深度35 メートル (115 フィート)を基準にすると、絶対圧で約 4.5 バールになります。

呼吸ガス中の一酸化炭素などの有毒汚染物質の影響も、呼吸時の分圧に関係しています。水面では比較的安全な混合物でも、潜水の最大深度では危険なほど有毒になる可能性があります。また、ダイビングリブリーザーの呼吸ループ内の二酸化炭素の許容レベルは、潜水中に分圧が急激に上昇すると数秒以内に耐えられなくなり、ダイバーのパニックや無力化につながる可能性があります。^[14]

医学では

特に酸素（）と二酸化炭素（）の分圧は動脈血ガスの検査において重要なパラメータですが、例えば脳脊髄液でも測定できます。^[^なぜ？^] $p_{\mathrm {O_{2}} }$ $p_{\mathrm {CO_{2}} }$

参照

血液ガス圧 – 血液ガスの分圧
呼吸ガス – 人間の呼吸に使用されるガス
ヘンリーの法則 – 溶解したガスの比例に関する気体の法則
理想気体 – 実際の気体の挙動を近似する数学モデル
- 理想気体の法則 – 仮想的な理想気体の状態方程式
モル分率 – 混合物中の成分の割合
- モル（単位） – 物質量のSI単位
蒸気 – 臨界点よりも低い温度で気相にある物質

参考文献

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