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 ocupara por sí solo todo el volumen de la mezcla original a la misma temperatura. 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 necesaria de oxígeno para la respiración humana, y la cantidad que es tóxica, se establece únicamente por la presión parcial de oxígeno. Esto es cierto en un rango muy amplio de diferentes concentraciones de oxígeno presente en varios gases respiratorios inhalados o disueltos en la sangre; 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. 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 líquido cefalorraquídeo.

Símbolo

El símbolo de presión suele ser P o p que puede usar un subíndice para identificar la presión, y las especies de gas también se denominan subíndice. Cuando se combinan, estos subíndices se aplican recursivamente.

Ejemplos:

• ${displaystyle P_{1}$ o ${displaystyle P_{1}$ = presión a la vez 1
• ${displaystyle P_{ce {H2}}}$ o ${displaystyle P_{ce {H2}}}$ = presión parcial de hidrógeno
• ${displaystyle P_{v_{ce {O2}}}}$ o ${displaystyle p_{v_{ce {O2}}}}$ = presión parcial venosa del oxígeno

Ley de las presiones parciales de Dalton

Esquemática mostrando el concepto de la Ley 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. 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 (N₂), hidrógeno (H₂) y amoníaco (NH₃):

$${displaystyle p=p_{{ce {N2}+p_{ce} {H2}+p_{ce} {NH3}}}$$

• ${displaystyle p}$ = presión total de la mezcla de gas
• ${displaystyle p_{ce {fn}}} {fnK}}} {fn}}}} {fn}}} {fn}}}}} {fn}}}}}}}}} {fn}}}}}}} {fn}}}}}}}}}}$ = presión parcial del nitrógeno (N₂)
• ${displaystyle P_{ce {H2}}}$ = presión parcial del hidrógeno (H)₂)
• ${displaystyle {}}$ = presión parcial de amoníaco (NH)₃)

Mezclas de gases ideales

Idealmente la proporción de presiones parciales equivale a la proporción del número de moléculas. Es decir, la fracción del topo ${displaystyle x_{mathrm {}}}$ de un componente de gas individual en una mezcla de gas ideal se puede expresar en términos de la presión parcial del componente o los moles del componente:

$${displaystyle x_{mathrm}={frac} {fnK} } {p}={frac {n_{mathrm {i} } {n}}$$

y la presión parcial de un componente de gas individual en un gas ideal se puede obtener usando esta expresión:

$${displaystyle p_{mathrm {}=x_{mathrm {}cdot p}$$

Donde:
${displaystyle x_{mathrm {}}}$	= fracción de mole de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gas
${displaystyle p_{mathrm {}}$	= presión parcial de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gas
${displaystyle n_{mathrm {}}$	= topos de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gas
${displaystyle n}$	= topos totales de la mezcla de gas
${displaystyle p}$	= presión total de la mezcla de gas

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.

La relación de presiones parciales se basa en la siguiente relación isoterma:

$${fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {\\\\\\\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {\\\\\\\\\\\\\fnMicrom\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrom\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMin {X} {fn} {fnMicrosoft}} {fnMicrosoft}} {fnMicrosoft}} {fn}} {fn}}} {fn}} {fn}}}} {fn}}} {cH} {f}}}} {cH}}}}} {cH}}}}} {cH}}}}}} {\cH}} {ccH}}}}}}} {cccccH} {ccccccccccccccccccH} {ccH}} {cc} {cHFF}} {cccc}}}}}}}}}}}} {ccccccccH}}}}}}}}} {ccH {tot}={frac} {cHFF} {cHFF} {cH00}} {cH00} {cH00}} {cH00}} {ccH00}}} {cH00}} {cH00}}}} {cH}}}} {ccccH00}}}}} {ccH00}}}}}}}}}}}}}}}}}} {cccccccccccccccccccH00}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {cccccccccccccccccccH00}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {tot}={frac} {n_{fn} {X}{n_{rm} {tot}}}$$

• V_X es el volumen parcial de cualquier componente de gas individual (X)
• V_Tot es el volumen total de la mezcla de gas
• p_X es Presión parcial de gas X
• p_Tot es la presión total de la mezcla de gas
• n_X es la cantidad de sustancia de gas (X)
• n_Tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gas

Volumen parcial (ley de 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, p. aire, para centrarse en un componente de gas en particular, p. oxígeno.

Se puede aproximar tanto a partir de la presión parcial como de la fracción molar:

$${displaystyle V_{rm {X}=V_{rm}times {frac {fnMicrosoft Sans Serif} {X} {fn} {fnMicrosoft}} {fnMicrosoft}}} {cH}} {f}} {f}}}} {f}} {f}}}} {f}}} {f}}} {f}} {f}}}}} {f}}}}} {f}}}}}} {ppf}} {cf}}}}}}}} {cpppcccccH}} {ccH}} {cccccccc}}}}}}}}} {cccccccccccccccccc}}}}}}}}} {c}}}}} {ccccccccc}}}}}} {tot}=V_{rm} {tot}times {frac {n_{rm} {X}{n_{rm} {tot}}}$$

• 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 gas
• p_X es la presión parcial del gas X
• p_Tot es la presión total de la mezcla de gas
• n_X es la cantidad de sustancia de gas X
• n_Tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gas

Presión de vapor

Un gráfico de presión de vapor para varios líquidos

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 usa para describir la tendencia de un líquido a evaporarse. Es una medida de la tendencia de las moléculas y los 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 cual su presión de vapor es igual a la presión atmosférica circundante y, a menudo, se 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.

La tabla de presión de vapor que se muestra tiene gráficos de las presiones de vapor frente a las temperaturas para una variedad de líquidos. Como puede verse 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 de la tabla. 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. Tenga en cuenta que a mayores altitudes, la presión atmosférica es menor que la del nivel del mar, por lo que se reducen los puntos de ebullición de los líquidos. 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 de reacción general. Para una reacción reversible que involucra reactivos gaseosos y productos gaseosos, como:

$${fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {fnMitit {fnh}A}+{fnMitit {b}B}cantado {fnMitit {c}C}+{mthit {d}d}}}}$$

la constante de equilibrio de la reacción sería:

$${displaystyle K_{mathrm {p}={frac} {fnh} {fnh} {fnh}} {fnh} {fnh} {fnh}}}} {fn}}}}}}} {fnK}}}}} {fn}}}}}}}}}}}}}}} {cH}} {f}}}}}}}}}}}}}}}}}}}$$

Donde:
${displaystyle K_{p}$	= la constante del equilibrio de la reacción
${displaystyle a}$	= coeficiente de reacción ${displaystyle A}$
${displaystyle b}$	= coeficiente de reacción ${displaystyle B}$
${displaystyle c}$	= coeficiente del producto ${displaystyle C}$
${displaystyle d}$	= coeficiente del producto ${displaystyle D}$
${displaystyle ¿Qué?$	= la presión parcial ${displaystyle C}$ elevado al poder ${displaystyle c}$
${displaystyle ¿Qué?$	= la presión parcial ${displaystyle D}$ elevado al poder ${displaystyle d}$
${displaystyle ¿Qué?$	= la presión parcial ${displaystyle A}$ elevado al poder ${displaystyle a}$
${displaystyle ¿Qué?$	= la presión parcial ${displaystyle B}$ elevado al poder ${displaystyle b}$

Para las reacciones reversibles, los cambios en la presión total, la temperatura o las concentraciones de los 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 disuelven 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). La constante de equilibrio para ese equilibrio es:

$${displaystyle k={frac {fnK}} {fnK}}} {fnK}}}}} {f}}}} {cH}}}}}}}}}} {cH}}}}}}}}}}}} {cH}}}}}}}}}}}}}}} {cH}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}$$

()1)

donde:

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

La forma de la constante del equilibrio muestra que la concentración de un gas de soluto en una solución es directamente proporcional a la presión parcial de ese gas sobre la solución. Esta declaración se conoce como la ley de Henry y la constante del equilibrio ${displaystyle k}$ a menudo se conoce como la constante de la ley de Henry.

La ley de Henry a veces se escribe como:

$${displaystyle ¿Qué?$$

()2)

Donde ${displaystyle k'}$ también se conoce como la constante de la ley de Henry. Como se puede ver comparando ecuaciones (1) y (2) arriba, ${displaystyle k'}$ es el recíproco de ${displaystyle k}$. Puesto que ambos pueden denominarse constantes de la ley de Henry, los lectores de la literatura técnica deben tener mucho cuidado de observar qué versión de la ecuación de la ley de Henry se está utilizando.

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 respirando gases

En el buceo submarino, los efectos fisiológicos de los gases componentes individuales de los gases respiratorios están en función de la presión parcial.

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

presión parcial = (presión absoluta total) × (parte de volumen del componente de gas)

Para el gas componente "i":

p_i P × F_i

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 de aire, oxígeno 21% en volumen y nitrógeno aproximadamente 79% en volumen son:

pN₂ = 6 bar × 0,79 = 4,7 bar absoluto

PO₂ = 6 bar × 0.21 = 1.3 bar absoluto

Donde:
pi	= presión parcial del componente de gas i = ${displaystyle P_{mathrm}}$ en los términos utilizados en este artículo
P	= presión total = ${displaystyle P}$ en los términos utilizados en este artículo
Fi	= fracción de volumen del componente de gas i = fracción de topo, ${displaystyle x_{mathrm {}}}$, en los términos utilizados en este artículo
pN2	= presión parcial del nitrógeno = ${displaystyle P_{mathrm {N_{2}$ en los términos utilizados en este artículo
PO2	= presión parcial de oxígeno = ${displaystyle P_{mathrm {0}}$ en los términos utilizados en este artículo

El límite inferior seguro mínimo para las presiones parciales de oxígeno en una mezcla de gases respirables para el 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 de menos de 0,16 bar absolutos. 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 bar absolutos, de 120 minutos a 1,5 bar absolutos, de 150 minutos a 1,4 bar absolutos, de 180 minutos a 1,3 bar absolutos y de 210 minutos a 1,2 bar absolutos. La toxicidad del oxígeno se convierte en un riesgo cuando se exceden estas presiones parciales de oxígeno y exposiciones. La presión parcial de oxígeno también determina la profundidad operativa máxima de una mezcla de gases.

La narcosis es un problema cuando se respiran gases a alta presión. Por lo general, la presión parcial total máxima de los gases narcóticos utilizados al planificar el buceo técnico puede ser de alrededor de 4,5 bares absolutos, en función de una profundidad de narcóticos 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 el pánico o la incapacitación del buceador.

En medicina

Presiones parciales de oxígeno particular (${displaystyle p_{mathrm {0}}$) y dióxido de carbono (${displaystyle p_{mathrm {C}}$) son parámetros importantes en las pruebas de gases de sangre arterial, pero también se puede medir en, por ejemplo, líquido cefalorraquídeo.

Catálogos de referencia para ${displaystyle p_{mathrm {0}}$ y ${displaystyle p_{mathrm {C}}$

	Dependencia	Gas arterial	Gas de sangre venenosa	Fluido cerebrospinal	Presiones de gas pulmonar alveolar
${displaystyle p_{mathrm {0}}$	k Pa	11 a 13	4.0–5.3	5.3 a 5.9	14.2
	mm Hg	75 a 100	30-40	40-44	107
${displaystyle p_{mathrm {C}}$	k Pa	4.7 a 36	5,5 a 6,8	5.9 a 6.7	4.8
	mm Hg	35 a 45	41 a 51	44–50	36