Presión parcial

En una mezcla de gases , cada gas constituyente tiene una presión parcial que es la presión nocional de ese gas constituyente como si solo ocupara todo el volumen de la mezcla original a la misma temperatura . ^[1] La presión total de una mezcla de gases ideal es la suma de las presiones parciales de los gases en la mezcla ( Ley de Dalton ).

La presión parcial de un gas es una medida de la actividad termodinámica de las moléculas del gas . Los gases se disuelven, difunden y reaccionan según sus presiones parciales, pero no según sus concentraciones en mezclas de gases o líquidos. Esta propiedad general de los gases también es cierta en las reacciones químicas de los gases en biología. Por ejemplo, la cantidad necesaria de oxígeno para la respiración humana, y la cantidad que es tóxica, está determinada únicamente por la presión parcial de oxígeno. Esto es cierto en un rango muy amplio de diferentes concentraciones de oxígeno presente en varios gases respirables inhalados o disueltos en la sangre; ^[2] en consecuencia, las proporciones de mezcla, como la del 20% de oxígeno respirable y el 80% de nitrógeno, se determinan por volumen en lugar de por peso o masa. ^[3] Además, las presiones parciales de oxígeno y dióxido de carbono son parámetros importantes en las pruebas de gases en sangre arterial . Dicho esto, estas presiones también se pueden medir, por ejemplo, en el líquido cefalorraquídeo .

Símbolo

El símbolo de presión suele ser $p$ o $pp$ , que pueden utilizar un subíndice para identificar la presión; las especies de gas también se denominan mediante subíndices. Cuando se combinan, estos subíndices se aplican de forma recursiva. ^[4]^[5]

Ejemplos:

$Estilo de visualización P_{1}$ o = presión en el momento 1 $estilo de visualización p_{1}}$
$P_{{\ce {H2}}}$ o = presión parcial de hidrógeno $p_{{\ce {H2}}}$
${\ Displaystyle P_ {a _ {{\ ce {O2}}}}}$ o o P _a O ₂ = presión parcial arterial de oxígeno $p_{a_{{\ce {O2}}}}$
$P_{v_{{\ce {O2}}}}$ o o P _v O ₂ = presión parcial venosa de oxígeno $p_{v_{{\ce {O2}}}}$

Ley de presiones parciales de Dalton

La ley de Dalton expresa el hecho de que la presión total de una mezcla de gases ideales es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales en la mezcla. ^[6] Esta igualdad surge del hecho de que en un gas ideal, las moléculas están tan separadas que no interactúan entre sí. La mayoría de los gases reales se acercan mucho a este ideal. Por ejemplo, dada una mezcla de gases ideales de nitrógeno (N ₂ ), hidrógeno (H ₂ ) y amoníaco (NH ₃ ):

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

${\estilo de visualización p}$ = presión total de la mezcla de gases
$p_{{\ce {N2}}}$ = presión parcial de nitrógeno (N ₂ )
$p_{{\ce {H2}}}$ = presión parcial de hidrógeno (H ₂ )
$p_{{\ce {NH3}}}$ = presión parcial de amoniaco (NH ₃ )

Mezclas de gases ideales

Lo ideal es que la relación de presiones parciales sea igual a la relación del número de moléculas. Es decir, la fracción molar de un componente individual de un gas en una mezcla ideal de gases se puede expresar en términos de la presión parcial del componente o de los moles del componente: $x_{\mathrm {i} }$ $x_{\mathrm {i} }={\frac {p_{\mathrm {i} }}{p}}={\frac {n_{\mathrm {i} }}{n}}$

y la presión parcial de un componente de gas individual en un gas ideal se puede obtener utilizando esta expresión: $p_{\mathrm {i} }=x_{\mathrm {i} }\cdot p$

La fracción molar de un componente de gas en una mezcla de gases es igual a la fracción volumétrica de ese componente en una mezcla de gases. ^[7]

La relación de presiones parciales depende de la siguiente relación isoterma: ${\frac {V_{\rm {X}}}{V_{\rm {tot}}}}={\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}={\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}$

V _X es el volumen parcial de cualquier componente individual del gas (X)
V _tot es el volumen total de la mezcla de gases
p _X es la presión parcial del gas X
p _tot es la presión total de la mezcla de gases
n _X es la cantidad de sustancia del gas (X)
n _tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gases

Volumen parcial (Ley de Amagat del volumen aditivo)

El volumen parcial de un gas particular en una mezcla es el volumen de un componente de la mezcla de gases. En las mezclas de gases, por ejemplo, el aire, resulta útil centrarse en un componente particular del gas, por ejemplo, el oxígeno.

Se puede aproximar tanto a partir de la presión parcial como de la fracción molar: ^[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 es el volumen parcial de un componente de gas individual X en la mezcla
V _tot es el volumen total de la mezcla de gases
p _X es la presión parcial del gas X
p _tot es la presión total de la mezcla de gases
n _X es la cantidad de sustancia del gas X
n _tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gases

Presión de vapor

La presión de vapor es la presión de un vapor en equilibrio con sus fases no vapor (es decir, líquido o sólido). La mayoría de las veces, el término se utiliza para describir la tendencia de un líquido a evaporarse . Es una medida de la tendencia de las moléculas y átomos a escapar de un líquido o un sólido . El punto de ebullición a presión atmosférica de un líquido corresponde a la temperatura a la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica circundante y a menudo se lo denomina punto de ebullición normal .

Cuanto mayor sea la presión de vapor de un líquido a una temperatura determinada, menor será el punto de ebullición normal del líquido.

El gráfico de presión de vapor que se muestra tiene gráficos de las presiones de vapor versus temperaturas para una variedad de líquidos. ^[9] Como se puede ver en el gráfico, los líquidos con las presiones de vapor más altas tienen los puntos de ebullición normales más bajos.

Por ejemplo, a cualquier temperatura dada, el cloruro de metilo tiene la presión de vapor más alta de todos los líquidos en el gráfico. También tiene el punto de ebullición normal más bajo (−24,2 °C), que es donde la curva de presión de vapor del cloruro de metilo (la línea azul) interseca la línea de presión horizontal de una atmósfera ( atm ) de presión de vapor absoluta. A mayores altitudes, la presión atmosférica es menor que la del nivel del mar, por lo que los puntos de ebullición de los líquidos se reducen. En la cima del Monte Everest , la presión atmosférica es de aproximadamente 0,333 atm, por lo que, utilizando el gráfico, el punto de ebullición del éter dietílico sería de aproximadamente 7,5 °C frente a 34,6 °C al nivel del mar (1 atm).

Constantes de equilibrio de reacciones que involucran mezclas de gases

Es posible calcular la constante de equilibrio para una reacción química que involucra una mezcla de gases dada la presión parcial de cada gas y la fórmula general de la reacción. Para una reacción reversible que involucra reactivos gaseosos y productos gaseosos, como: ${\ce {{{\mathit {a}}A}+{{\mathit {b}}B}<=>{{\mathit {c}}C}+{{\mathit {d}}D}}}$

La constante de equilibrio de la reacción sería: $K_{\mathrm {p} }={\frac {p_{C}^{c}\,p_{D}^{d}}{p_{A}^{a}\,p_{B}^{b}}}$

En las reacciones reversibles, los cambios en la presión total, la temperatura o las concentraciones de los reactivos desplazarán el equilibrio de modo de favorecer el lado derecho o izquierdo de la reacción, de acuerdo con el principio de Le Chatelier . Sin embargo, la cinética de la reacción puede oponerse o potenciar el desplazamiento del equilibrio. En algunos casos, la cinética de la reacción puede ser el factor determinante a tener en cuenta.

La ley de Henry y la solubilidad de los gases

Los gases se disolverán en líquidos en una medida que está determinada por el equilibrio entre el gas no disuelto y el gas que se ha disuelto en el líquido (llamado disolvente ) . ^[10] La constante de equilibrio para ese equilibrio es:

dónde:

$k$ = la constante de equilibrio para el proceso de solvatación
$p_{x}$ = presión parcial de gas en equilibrio con una solución que contiene parte del gas $x$
$C_{x}$ = la concentración de gas en la solución líquida $x$

La forma de la constante de equilibrio muestra que la concentración de un gas soluto en una solución es directamente proporcional a la presión parcial de ese gas sobre la solución . Esta afirmación se conoce como la ley de Henry y la constante de equilibrio se conoce con frecuencia como la constante de la ley de Henry. ^[10]^[11]^[12] $k$

La ley de Henry a veces se escribe como: ^[13]

donde también se conoce como la constante de la ley de Henry. ^[13] Como se puede ver al comparar las ecuaciones ( 1 ) y ( 2 ) anteriores, es el recíproco de . Dado que ambas pueden denominarse constantes de la ley de Henry, los lectores de la literatura técnica deben tener mucho cuidado de notar qué versión de la ecuación de la ley de Henry se está utilizando. $k'$ $k'$ $k$

La ley de Henry es una aproximación que sólo se aplica para soluciones diluidas, ideales y para soluciones donde el disolvente líquido no reacciona químicamente con el gas que se disuelve.

En el buceo se respiran gases

En el buceo submarino, los efectos fisiológicos de los gases componentes individuales de los gases respirables son una función de la presión parcial. ^[14]

Utilizando términos de buceo, la presión parcial se calcula como:

presión parcial = (presión absoluta total) × (fracción de volumen del componente de gas) ^[14]

Para el componente gas "i":

pi ₌ P × Fi _[^14]

Por ejemplo, a 50 metros (164 pies) bajo el agua, la presión absoluta total es de 6 bar (600 kPa) (es decir, 1 bar de presión atmosférica + 5 bar de presión de agua) y las presiones parciales de los componentes principales del aire , oxígeno 21% en volumen y nitrógeno aproximadamente 79% en volumen son:

pN2 = 6 bar × 0,79 = 4,7 _bar absoluto

pO ₂ = 6 bar × 0,21 = 1,3 bar absoluto

El límite inferior seguro mínimo para las presiones parciales de oxígeno en una mezcla de gases respirables para buceo es de 0,16 bares (16 kPa) absolutos. La hipoxia y la pérdida repentina de conocimiento pueden convertirse en un problema con una presión parcial de oxígeno de menos de 0,16 bares absolutos. ^[15] La toxicidad del oxígeno , que implica convulsiones, se convierte en un problema cuando la presión parcial de oxígeno es demasiado alta. El Manual de Buceo de la NOAA recomienda una exposición única máxima de 45 minutos a 1,6 bares absolutos, de 120 minutos a 1,5 bares absolutos, de 150 minutos a 1,4 bares absolutos, de 180 minutos a 1,3 bares absolutos y de 210 minutos a 1,2 bares absolutos. La toxicidad del oxígeno se convierte en un riesgo cuando se superan estas presiones parciales de oxígeno y exposiciones. La presión parcial de oxígeno también determina la profundidad operativa máxima de una mezcla de gases. ^[14]

La narcosis es un problema que se produce cuando se respiran gases a alta presión. Normalmente, la presión parcial total máxima de los gases narcóticos que se utilizan cuando se planifica un buceo técnico puede rondar los 4,5 bares absolutos, basándose en una profundidad equivalente a 35 metros (115 pies) de exposición a los narcóticos.

El efecto de un contaminante tóxico como el monóxido de carbono en el gas respirable también está relacionado con la presión parcial cuando se respira. Una mezcla que puede ser relativamente segura en la superficie puede ser peligrosamente tóxica a la profundidad máxima de una inmersión, o un nivel tolerable de dióxido de carbono en el circuito de respiración de un rebreather de buceo puede volverse intolerable en cuestión de segundos durante el descenso cuando la presión parcial aumenta rápidamente, y podría provocar pánico o incapacitación del buceador. ^[14]

En medicina

Las presiones parciales, en particular las de oxígeno ( ) y dióxido de carbono ( ), son parámetros importantes en las pruebas de gases en sangre arterial , pero también pueden medirse, por ejemplo, en el líquido cefalorraquídeo . ^[^{¿Por qué?}^] $p_{\mathrm {O_{2}} }$ $p_{\mathrm {CO_{2}} }$

Véase también

Tensión de los gases en sangre – Presión parcial de los gases en sangre
Gas respirable : Gas utilizado para la respiración humana.
Ley de Henry – Ley de los gases relativa a la proporcionalidad del gas disuelto
Gas ideal – Modelo matemático que aproxima el comportamiento de los gases reales
- Ley de los gases ideales – Ecuación de estado de un gas ideal hipotético
Fracción molar : proporción de un componente en una mezcla
- Mol (unidad) : unidad del SI de cantidad de sustancia
Vapor – Sustancias en fase gaseosa a una temperatura inferior a su punto crítico

Referencias

^ Charles Henrickson (2005). Química . Cliffs Notes. ISBN 978-0-7645-7419-1.
^ "Presión de gas y respiración". Lumen Learning .
^ Mezcla de gases
^ Staff. "Símbolos y unidades" (PDF) . Fisiología y neurobiología respiratoria : Guía para autores . Elsevier. p. 1. Archivado (PDF) desde el original el 23 de julio de 2015 . Consultado el 3 de junio de 2017 . Todos los símbolos que hacen referencia a especies de gases están en subíndice,
^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "presión, p". doi :10.1351/goldbook.P04819
^ Ley de presiones parciales de Dalton
^ "Química general en línea" de la Universidad Estatal de Frostberg
^ Página 200 en: Biofísica médica. Flemming Cornelius. 6.ª edición, 2008.
^ Perry, RH; Green, DW, eds. (1997). Manual de ingenieros químicos de Perry (7.ª ed.). McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049841-9.
^ ab Una lista extensa de constantes de la ley de Henry y una herramienta de conversión
^ Francis L. Smith y Allan H. Harvey (septiembre de 2007). "Evite errores comunes al utilizar la ley de Henry". Chemical Engineering Progress . ISSN 0360-7275.
^ Química universitaria introductoria, Ley de Henry y solubilidad de los gases Archivado el 4 de mayo de 2012 en Wayback Machine.
^ ab "Apuntes de la clase de química de la Universidad de Arizona". Archivado desde el original el 7 de marzo de 2012. Consultado el 26 de mayo de 2006 .
^ abcde Programa de buceo de la NOAA (EE. UU.) (diciembre de 1979). Miller, James W. (ed.). Manual de buceo de la NOAA, Buceo para la ciencia y la tecnología (2.ª ed.). Silver Spring, Maryland: Departamento de Comercio de los EE. UU.: Administración Nacional Oceánica y Atmosférica, Oficina de Ingeniería Oceánica.
^ Sawatzky, David (agosto de 2008). "3: El oxígeno y su efecto en el buceador". En Mount, Tom; Dituri, Joseph (eds.). Exploration and Mixed Gas Diving Encyclopedia (1.ª ed.). Miami Shores, Florida: Asociación Internacional de Buceadores Nitrox. págs. 41–50. ISBN 978-0-915539-10-9.
^ abcdef Derivado de los valores en mmHg utilizando 0,133322 kPa/mmHg
^ Tabla de rangos de referencia normales Archivado el 25 de diciembre de 2011 en Wayback Machine desde el Centro Médico de la Universidad de Texas Southwestern en Dallas. Utilizado en el estudio de caso interactivo complementario a la base patológica de la enfermedad.
^ ab División de Educación Médica de Brookside Associates--> ABG (Gases en Sangre Arterial) Recuperado el 6 de diciembre de 2009
^ ab Patología 425 Líquido cefalorraquídeo [LCR] Archivado el 22 de febrero de 2012 en Wayback Machine en el Departamento de Patología y Medicina de Laboratorio de la Universidad de Columbia Británica. Por GP Bondy. Consultado en noviembre de 2011.