달톤의 분압법칙 라울의 법칙 헨리의 법칙

달톤의 분압법칙, 라울의 법칙, 헨리의 법칙은 모두 기체와 액체의 상호작용을 다루는 열역학 법칙으로, 기체-기체, 액체-기체, 기체-액체의 관계를 각각 설명한다.
달톤의 법칙은 혼합기체의 부분압 총합, 라울의 법칙은 용액에서 증기압 강하, 헨리의 법칙은 기체의 액체 내 용해도를 각각 설명하며, 공기 중 증기압–기체 흡수–용해의 연계 과정에서 서로 밀접하게 연결된다.

1. 달톤의 분압법칙

기체 혼합물의 전체 압력은, 그 혼합물 안의 각 기체가 단독으로 같은 부피를 차지할 때의 압력(부분압)의 합과 같다.

즉, 혼합기체의 전체 압력 = 각 기체의 부분압력 합

P_total = P₁ + P₂ + P₃ + ⋯ + P_n

1.1 부분 압력(Partial Pressure)이란?

혼합기체 안에서 각 기체가 혼자 있을 때 그 공간에서 낼 수 있는 압력

산소, 질소, 이산화탄소가 섞여 있는 공기 안에서 → 산소만 따로 냈을 압력 = 산소의 부분압

1.2 실생활 적용

예시	설명
공기압 계산	공기는 N₂(78%), O₂(21%), 기타 1% → 전체압력 1기압일 때 → O₂ 부분압 = 0.21 atm
잠수병(감압병)	물속에서 고압 혼합기체 호흡 시 → 질소 부분압↑ → 체내 용해량↑ → 급상승 시 기포 발생 위험
소방공기호흡기	실린더 내 압력 = O₂ + 압축공기 → 달톤의 법칙으로 총압력 계산

1.3 잠수병이 생기는 이유

총압력이 올라가면, 혼합기체 속 각각의 성분 기체도 비율만큼 압력이 올라감→ 산소도 올라가고 질소도 올라갑니다!

20m 수심(총압력 3 atm)에서 공기(산소 21%, 질소 78%)를 흡입할 경우 ;

기체	부분압력
O₂	3 × 0.21 = 0.63 atm
N₂	3 × 0.78 = 2.34 atm

질소는 마취성·불활성 기체지만, 압력 증가 시 인체 조직에 많이 녹고, 급격한 감압 시 기포 형성
→ 관절통, 마비, 사망까지 유발 가능

항목	설명
산소	일정 이상 ↑ → 산소 중독 (보통 1.6 atm 이상이면 위험)
질소	고압 상태에서 혈액과 조직에 많이 녹음 → 천천히 빠져나가야 함
→ 수심 깊은곳에서 급상승 시	압력 감소 → 녹아 있던 질소가 기포로 변함 → 감압병(DCS)

고심도 잠수 시엔 질소 대신 헬륨 혼합기체(Trimix, Heliox 등) 사용

항목	질소(N₂)	헬륨(He)
마취성	있음 (질소 마취 발생)	없음 (헬륨은 비마취성)
체내 용해도	높음 → 감압병 유발 ↑	낮음 → 감압병 위험 ↓
분자량	28 (무겁고 확산 느림)	4 (가볍고 확산 빠름)
산소 희석 역할	가능	가능
비용	저렴	고가

1.4 몰분율 기반 표현식

P_i = X_i · P_total

기호	의미
Pi	성분 i의 부분압
Xi	성분 i의 몰분율
Ptotal	혼합기체의 총압력

이 공식은 이상기체 상태에서 몰수 비례로 압력이 분배된다는 달톤법칙의 본질을 보여줍니다.

실제기체에서는 적용 한계 있음

• 현실에서는 분자 간 인력이 존재 → 부분압의 선형합이 정확히 맞지 않음
• 이때는 활성도(activity) 개념을 도입해야 하며, 이는 화학 평형에 더 가까운 분야입니다.

화학 반응과 연계 가능성

연소 반응 후 생성된 기체량과 압력 계산 시 몰분율 기반 달톤 법칙이 유용합니다.

CH₄​+2O_2​→CO_2​+2H₂​O(g)
총 1 + 2 = 3몰 → 1 + 2 = 3몰 (이상기체 기준 불변)
→ 생성기체의 몰수 비로 부분압 계산 가능

1.5 달톤의 법칙 vs 암가톤(Amagat)의 법칙 비교

항목	달톤의 법칙	암가톤의 법칙
기준	압력의 합	부피의 합
상황	일정 부피 내 기체 압력 합산	일정 압력 내 기체 부피 합산
수식	Ptotal=∑Pi	Vtotal=∑Vi

둘 다 기체 혼합 계산에 쓰이며, 상황에 따라 선택됩니다.

2. 라울의 법칙

용액에서 각 성분의 부분 증기압은 그 성분의 몰분율 × 순수한 상태의 증기압과 같다.
→ 여러 성분이 섞이면, 전체 증기압은 각 성분의 몰분율과 증기압의 곱의 합이 된다.

P_i = X_i · P⁰_i

기호	의미
Pi	용액에서의 성분 i의 부분 증기압
Xi	성분 i의 몰분율
P0i	성분 i의 순수한 상태의 증기압

• 물에 알코올을 섞으면, 물도 증발하고, 알코올도 증발함
  → 각 성분이 혼자 있을 때보다 덜 증발함 (증기압 낮아짐)
• 혼합되면 서로의 증발을 방해
  → 증기압이 낮아짐
  → 증기압 감소 = 끓는점 상승

2.1 실생활 적용

예시	설명
소금물	물 + 소금 → 물의 증기압 ↓ → 끓는점 ↑ (끓는점 오름, ebulioscopic effect)
화학분리	혼합물의 성분 증기압 차이를 이용 → 증류 가능
와인숙성	에탄올과 수분의 증기압 조합 → 향 형성

라울의 법칙은 혼합 용액에서 성분의 증기압이 몰분율에 비례해 줄어든다는 법칙으로,
끓는점 변화, 냉각점 강하, 증류공정, 용액활성도 등을 설명하는 중요한 기초 법칙입니다.

라울의 법칙은 “물에 뭔가 타면 증발이 덜 된다”는 걸 과학적으로 설명해주는 법칙.

3. 헨리의 법칙

기체가 액체에 녹는 양(용해도)은, 그 기체가 액체 표면에 가하는 압력(부분압)에 비례한다.
즉, 기체 압력이 높을수록, 액체 속에 더 많이 녹는다!

C = k · P

기호	의미
C	기체의 용해도 (단위: mol/L 등)
k	헨리상수 (기체, 용매, 온도에 따라 다름)
P	해당 기체의 부분압 (atm 등)

• 탄산음료 안에는 이산화탄소(CO₂)가 녹아 있음
  → 뚜껑을 열면 “푸슉!” → 기체 압력 ↓ → CO₂가 탈출
  → 헨리의 법칙: 압력이 낮아지면 기체가 잘 안 녹는다.

3.1 실생활 적용

예시	설명
탄산음료	병 내부 CO₂ 압력 ↑ → 용해도 ↑ → 톡 쏘는 맛 유지
심해어	수압 ↑ → 체내 질소 용해 ↑ → 급부상 시 기포 생성 (감압병)
폐-혈액 가스교환	폐포 속 산소 분압에 따라 혈액에 O₂ 용해됨

헨리의 법칙은 “기체가 액체에 얼마나 녹는가는 기체의 압력에 달려 있다”는 원리로,
감압병, 산소호흡기, 탄산수 제조 등 실생활과 의학, 공업 전반에서 매우 중요한 법칙입니다.

4. 달톤 라울 헨리 법칙 비교

항목	달톤의 법칙	라울의 법칙	헨리의 법칙
적용 대상	기체 혼합물	액체 혼합용액	기체 ↔ 액체 용해 관계
핵심 개념	총압력 = 부분압의 합	증기압 = 몰분율 × 순수증기압	용해도 = 상수 × 부분압
수식	Ptotal = P + P₂+ ⋯ + Pₙ	Pi = Xi × Pi⁰	C = k · P
압력과의 관계	각 성분의 압력 비례 합산	용질이 많을수록 증기압 감소	기체 압력이 높을수록 더 잘 녹음
분야 적용	연소가스 계산, 공기압력, 산소농도	끓는점 상승, 냉각점 강하, 증류	감압병, 산소호흡, 탄산수, 공업용 용해공정
비례 변수	몰수 ↔ 부분압	몰분율 ↔ 증기압	기체압력 ↔ 용해도
온도 영향	온도 높으면 전체 압력 증가 가능성 ↑	온도↑ → 증기압↑ (증발↑)	온도↑ → 기체 용해도 ↓ (기체 빠져나감)
실생활 예시	잠수 시 질소 부분압, 산소 부족	소금물은 증발 덜 됨, 끓는점 올라감	콜라 병 따면 CO₂ 빠짐, 감압병 발생

달톤의 법칙은 기체 혼합물 내에서 각 기체가 단독으로 같은 부피를 차지할 때 나타내는 압력, 즉 부분압의 합이 전체 압력과 같다는 원리이다. 이는 연소가스 계산, 잠수 시 기체 분압 예측 등 기체 상태를 설명할 때의 기본 법칙이다.

라울의 법칙은 액체 혼합용액에서 각 성분의 증기압이 몰분율에 비례하여 감소한다는 법칙으로, 혼합 시 증발이 줄고 끓는점이 높아지는 용액의 물리적 특성 변화를 설명한다. 이는 증류, 냉각점 강하, 용액 분리 등 공정 설계에 적용된다.

헨리의 법칙은 기체가 액체에 녹는 정도가 해당 기체의 부분압에 비례함을 나타낸다. 기체 압력이 높을수록 액체 속에 더 잘 녹으며, 감압병, 산소 공급, 탄산음료 등 기체 용해 현상을 설명하는 핵심 법칙이다.

결론적으로, 달톤의 법칙은 기체 간 관계, 라울의 법칙은 액체 혼합물의 증기압 변화, 헨리의 법칙은 기체가 액체에 녹는 현상을 설명하며, 모두 기체와 액체의 평형 및 상호작용을 규명하는 기본 법칙으로 실무에서 상호보완적으로 적용된다.