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I. LEI DE DALTON
A lei de Dalton é uma lei acerca do comportamento dos gases ideais, que defende que se as moléculas de dois gases não se atraem nem se repelem, as colisões de cada um deles não são afetadas pela presença do outro. Por essa razão cada um dos gases exerce mesma pressão na mistura gasosa que exerceria se estivesse sozinho; a isto se chama pressão parcial de um gás. A lei de Dalton, textualmente, afirma:
"Numa mistura gasosa, a pressão de cada componente é independente da pressão dos demais, a pressão total (P) é igual à soma das pressões parciais dos componentes".
A pressão total exercida sobre as paredes em que a mistura está contida é calculada através da soma das pressões parciais.

A expressão matemática da lei de Dalton é:

Sendo pA a pressão parcial de A, Pt a pressão total da mistura e xA a fracção molar de A.

II. LEI DE RAOULT
A lei de Raoult é dedicada a François-Marie Raoult (1830-1901) e afirma que a pressão parcial de cada componente em uma solução ideal é dependente da pressão de vapor dos componentes individuais e da fração molar dos mesmos componentes.
Uma vez alcançado o equilíbrio na solução, a pressão de vapor total da solução é:

E a pressão de vapor individual ou pressão parcial de cada componente é

Onde, (Pi)puro ou Pi* é a pressão de vapor do componente puro e Xi é a fração molar do componente na solução
Como consequência, com o aumento do número de componentes em uma solução, a contribuição individual de cada componente na pressão de vapor diminui, já que a fração molar de cada componente diminui a cada acréscimo de um novo componente. Se um soluto puro tem pressão de vapor zero (isto é, não evapora) e é dissolvido em um solvente, a pressão de vapor da solução final (solvente-soluto) será menor que o do solvente puro.
Esta lei é válida estritamente apenas se a ligação entre, por exemplo, as moléculas de diferentes líquidos em uma mistura forem qualitativamente iguais à ligação entre moléculas dos próprios