Presión parcial

En una mezcla de gases , cada gas constituyente tiene una presión parcial que es la presión teórica 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 ideales 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 de oxígeno necesaria para la respiración humana, y la cantidad que es tóxica, viene determinada únicamente por la presión parcial de oxígeno. Esto es cierto en una gama muy amplia de concentraciones diferentes de oxígeno presente en diversos gases respirables inhalados o disueltos en la sangre; ^[2] en consecuencia, las proporciones de mezcla, como la de oxígeno respirable al 20% y nitrógeno al 80%, 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 $p$ , que puede utilizar un subíndice para identificar la presión, y las especies de gases también se denominan mediante subíndice. Cuando se combinan, estos subíndices se aplican de forma recursiva. ^[4]^[5]

Ejemplos:

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

$p$ = 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 amoníaco (NH ₃ )

Mezclas de gases ideales

Idealmente, la relación de presiones parciales es igual a la relación del número de moléculas. Es decir, la fracción molar de un componente gaseoso individual en una mezcla de gases ideal se puede expresar en términos de la presión parcial del componente o 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 gaseoso individual en un gas ideal se puede obtener usando esta expresión:

p_{\mathrm {i} }=x_{\mathrm {i} }\cdot p

La fracción molar de un componente gaseoso 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 se basa en la siguiente relación isotérmica:

{\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 gaseoso individual (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 del volumen aditivo de Amagat)

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

Puede aproximarse 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 gaseoso 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, líquida o sólida). Muy a menudo, 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 de 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 le llama 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.

La tabla 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 mayores presiones de vapor tienen los puntos de ebullición normales más bajos.

Por ejemplo, a cualquier temperatura determinada, el cloruro de metilo tiene la presión de vapor más alta de todos los líquidos del cuadro. 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) se cruza con la línea de presión horizontal de una atmósfera ( atm ) de presión de vapor absoluta. A mayor altitud, 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, según 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}}}

Para reacciones reversibles, los cambios en la presión total, la temperatura o las concentraciones de reactivos cambiarán el equilibrio para 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 mejorar el cambio de equilibrio. En algunos casos, la cinética de la reacción puede ser el factor primordial a considerar.

La ley de Henry y la solubilidad de los gases.

Los gases se disolverán en líquidos en una medida 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 del 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 ley de Henry y la constante de equilibrio a menudo se denomina constante de la ley de Henry. ^[10]^[11]^[12] $k$

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

donde también se la conoce como 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 literatura técnica deben tener mucho cuidado al 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 solo se aplica a soluciones ideales diluidas y a soluciones en las que el disolvente líquido no reacciona químicamente con el gas que se disuelve.

En el buceo, gases respirables.

En el buceo submarino, los efectos fisiológicos de los gases que componen individualmente los gases respirables son función de la presión parcial. ^[14]

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

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

Para el componente gas "i":

p _yo = P × F _yo^[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 principales componentes del aire , el oxígeno. 21% en volumen y nitrógeno aproximadamente 79% en volumen son:

pN ₂ = 6 bar × 0,79 = 4,7 bar absoluto

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

El límite inferior mínimo seguro 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 del conocimiento pueden convertirse en un problema con una presión parcial de oxígeno inferior a 0,16 bar absoluto. ^[15] La toxicidad del oxígeno , que implica convulsiones, se convierte en un problema cuando la presión parcial del oxígeno es demasiado alta. El Manual de Buceo de la NOAA recomienda una exposición única máxima de 45 minutos a 1,6 bar absoluto, de 120 minutos a 1,5 bar absoluto, de 150 minutos a 1,4 bar absoluto, de 180 minutos a 1,3 bar absoluto y de 210 minutos a 1,2 bar absoluto. La toxicidad del oxígeno se convierte en un riesgo cuando se exceden estas presiones parciales y exposiciones al oxígeno. La presión parcial de oxígeno también determina la profundidad operativa máxima de una mezcla de gases. ^[14]

La narcosis es un problema al respirar gases a alta presión. Normalmente, la presión parcial total máxima de los gases narcóticos utilizada al planificar el buceo técnico puede ser de alrededor de 4,5 bar absolutos, basándose en una profundidad narcótica equivalente de 35 metros (115 pies).

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

Ver también

Tensión de 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 sobre la proporcionalidad del gas disuelto
Gas ideal : modelo matemático que se aproxima al comportamiento de los gases reales.
- Ley de los gases ideales : ecuación del estado de un gas ideal hipotético
Fracción molar : proporción de un constituyente en una mezcla
- Mol (unidad) – Unidad SI de cantidad de sustancia
Vapor : Sustancias en fase gaseosa a una temperatura inferior a su punto crítico.

Referencias

^ Charles Henrickson (2005). Química . Notas de los acantilados. ISBN 978-0-7645-7419-1.
^ "Presión de gas y respiración". Aprendizaje lumen .
^ Mezcla de gases
^ Personal. «Símbolos y Unidades» (PDF) . Fisiología respiratoria y neurobiología: guía para autores . Elsevier. pag. 1. Archivado (PDF) desde el original el 23 de julio de 2015 . Consultado el 3 de junio de 2017 . Todos los símbolos que se refieren a especies de gases están en subíndice,
^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de Oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "presión, p". doi :10.1351/libro de oro.P04819
^ Ley de presiones parciales de Dalton
^ "Química general en línea" de la Universidad Estatal de Frostberg
^ Página 200 en: Biofísica médica. Fleming Cornelio. 6ª edición, 2008.
^ Perry, derecha; Verde, DW, eds. (1997). Manual de ingenieros químicos de Perry (7ª ed.). McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049841-9.
^ ab Una lista extensa de las constantes de la ley de Henry y una herramienta de conversión.
^ Francis L. Smith y Allan H. Harvey (septiembre de 2007). "Evite los errores comunes al utilizar la ley de Henry". CEP (Progreso de Ingeniería Química) . ISSN 0360-7275.
^ Introducción a la química universitaria, la ley de Henry y la solubilidad de los gases Archivado el 4 de mayo de 2012 en la Wayback Machine.
^ ab "Apuntes de 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 .
^ Programa de buceo abcde NOAA (EE. UU.) (diciembre de 1979). Molinero, James W. (ed.). Manual de buceo de la NOAA, Buceo para ciencia y tecnología (2ª ed.). Silver Spring, Maryland: Departamento de Comercio de 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 Monte, Tom; Dituri, José (eds.). Enciclopedia de exploración y buceo con mezclas de gases (1ª ed.). Miami Shores, Florida: Asociación Internacional de Buceadores Nitrox. págs. 41–50. ISBN 978-0-915539-10-9.
^ abcdef Derivado de valores de mmHg usando 0,133322 kPa/mmHg
^ ab Tabla de rango de referencia normal Archivada el 25 de diciembre de 2011 en Wayback Machine del Centro médico Southwestern de la Universidad de Texas en Dallas. Se utiliza en el estudio de caso interactivo como complemento de las bases patológicas de la enfermedad.
^ ab División de Educación Médica de Brookside Associates--> ABG (gasometría arterial) Consultado el 6 de diciembre de 2009.
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