式中ni／n为任一组分i的摩尔数与摩尔总数之比，称为摩尔分数。用yi表示气体的摩尔分数，上式变为：
此式表明分压与总压之比等于摩尔分数。 (二)分容定律。
阿马格分容定律可表述为混合气体的总体积是各组分的分体积之和。即：
式中Vi即为组分i的分体积，按理想气体状态方程，
将式(3.16)与式(3，8)相除，得；
式(3．17)表明分体积与总体积之比等于摩尔分数。在实际应用时，常将分体积与总体积之比称为体积分数，由式(3．17)可见，对于理想气体体积分数就是摩尔分数。分压定律广泛应用于混合气体的计算。应该注意的是；当使用分压定律时，必须用总体积；而使用分容定律时，则应用总压。 例4．在温度为25℃，压力为760mmHg，容积为500mi的氧与水蒸气的混合气体中，已知此温度刀；水的蒸气压是23．8mmHg；求(1)氧的分压；(2)氧的摩尔数；(3)在标准状态下氧的体积(不包括水蒸气)。
例5．设一混合气体由CO、O2、C2H4、H2等由个组分组成。其压力为0．1MPa，混合气体容积为100，OmL,先将CO2吸收后，剩余气体为97．1mL。然后吸收O2，吸收后剩余96．OmL再吸收乙烯后，剩余气体仅为63．2mL。试求：(1)各组分的摩尔分数；(2)各组分的分压。 解：
(1)CO2吸收前为100．OmL。吸收后为97．1mL，显然C02的体积为100．0—97．1=2．9mL，其它气体依此类推。
由于体积分数等于摩尔分数，所以，
y(CO2)=0．029， y(O2)＝0．01l， y(C2H4)＝0．328 y(H2)＝0．632 (2)从分压定律Pi＝Pyi，得出各组分的分压为： P(CO2)＝Py(CO2)=0．1×0．029=0．002 9 MPa P(O2)=Py(O2)=Py(O2)＝0．1× 0．011＝0．001 1 MPa P(C2H4)＝Py(C2H4)＝0．1×0．328＝0．032 8 MPa F(H2)＝Py(H2)＝0．1×0．633 2=0．063 2 MPa 三、真实气体状态方程式
理想气体状态方程式应用于压力较低、温度较高的气体时，获得了很大的成功。但随着测试技术的迅猛发展，特别是高压和探冷技术的研究和应用，人们发现，建立在理想气体模型基础上的那些状态方程和定律，只有在低压条件下才适用。当压力较高和温度较低时，各种气体的计算或测试无一例外地都发生了对理想气体规律的显著偏离。为了修正真实气体与理想气体之间的偏差，应当引入一个物理量，叫做压缩因子，用符号z表示：
当z＝1，说明应用理想气体状态方程比较符合实际，当z≠1时，则表明真实气体对理想气体有偏差。如将式(3．18)改成；
则表明z在相同温度、压力下真实气体与理想气体体积的比值，故称为
压缩因子。由式(3．18)可知，对于真实气体，如果知道z的变化规律，便能象理想气体状态方程一样进行P—V—T关系的计算，
表3-1 N2在不同温度，压力下的压缩因子值
t ℃ P MPa -70 -50 0 Z 0.1 5 10 20 40 60 100 0.9988 0.9068 0.8580 0.9167 1.2726 1.6557 2.3875 0.9985 - 0.9100 0.9606 1.2634 1.5995 2.2700 0.9995 0.9841 0.9845 1.0358 1.2544 1.5195 2.0613 0.9995 1.0043 1.0176 1.7064 1.2520 1.4375 1.8244 - 1.0165 1.0330 1.0946 1.2520 1.4375 1.8244 - - 1.0471 1.1014 1.2146 1.3353 1.5809 50 99.85 299.8
表3—1是N2在不同温度、压力下的压缩因子数值，图3—2就是用这些数据绘制的。由表及图可见，当压力趋近于零，各温度下的z都趋向于1。但是，当压力由零不断增大，z就逐渐与1偏离。在温度较低的情况下，随压力增大，z值先是减小的，当达到最低点后，z值又慢慢增大，z值从小于1逐步变为大于1，并愈来愈大。在温度较高的情况下，并不出现这种先降低后升高的现象，而是随压力的增大，z值一直升高，其值始终大于1。图3—3是不同气体在同一温度(0℃)下的z—P关系，说明不同气体有不同的特点：随P增大，