מודל דלטון, אשר ידוע גם בתור "חוק דלטון" או "חוק הלחצים החלקיים של דלטון", קובע כי לחץ של תערובת גזים אידיאליים שווה לסכום הלחצים החלקיים של כל רכיבי התערובת בנפרד. החוק קרוי על שמו של ג'ון דלטון, שגילה אותו בשנת 1801 ופרסם אותו בשנת 1802.

אם נתונים לנו N נפחים שווים המאוכלסים ב־N גזים שונים בטמפרטורה T, כאשר הלחץ בכל נפח הוא ${\displaystyle \ P_{i}}$, אם נרכז את כל הגזים יחד באותו נפח V ובאותה טמפרטורה T, הלחץ הכולל יהיה: ${\displaystyle \ P=\sum _{i}P_{i}}$

מודל דלטון מתאים לעיתים גם עבור תערובות של גזים לא אידיאלים, בתנאי שאין ביניהם ריאקציה כימית. חיסרון בולט שלו הוא אי התאמתו המוחלטת לנוזלים, ומסיבה זו הוא נקרא מודל ולא חוק, מכיוון שכלל זה אינו מהווה חוק תרמודינמי אוניברסלי.

מודל אחר לתערובות גזים הוא מודל אמגט. עבור גזים אידיאלים, מודל דלטון ומודל אמגט זהים לחלוטין ואילו עבור גזים לא אידיאלים, מודל אמגט מהווה קרוב טוב יותר מאשר מודל דלטון.

כלל דלטון גיבס הוא הרחבה למודל דלטון על מנת לספק מענה לגבי האנרגיה, האנתלפיה והאנטרופיה החלקיות של התערובת. למעשה, כלל דלטון גיבס מתאים לכל תכונה אקסטנסיבית בתערובת המקיימת את מודל דלטון, וניסוח להלן: כל תכונה אקסטנסיבית של תערובת גזים המקיימת את מודל דלטון, שווה לסכום התכונות המתאימות של הרכיבים. לדוגמה:

אנרגיה פנימית: ${\displaystyle \ U=\sum _{i}U_{i}=\sum _{i}m_{i}u_{i}=\sum _{i}n_{i}u_{i}^{*}}$

אנתלפיה: ${\displaystyle \ H=\sum _{i}H_{i}=\sum _{i}m_{i}h_{i}=\sum _{i}n_{i}h_{i}^{*}}$

אנטרופיה: ${\displaystyle \ S=\sum _{i}S_{i}=\sum _{i}m_{i}s_{i}=\sum _{i}n_{i}s_{i}^{*}}$

• מודל דלטון, באתר אנציקלופדיה בריטניקה (באנגלית)