Presión parcial

Presión atribuida a un gas componente en una mezcla

En una mezcla de gases , cada gas constituyente tiene una presión parcial que es la presión teórica de ese gas constituyente si solo ocupara todo el volumen de la mezcla original a la misma temperatura . ^[1] La presión total de una mezcla de gas 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 y 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 una amplia gama de diferentes concentraciones de oxígeno presentes en varios gases respiratorios inhalados o disueltos en la sangre. ^{[ aclaración necesaria ] [2]} Las presiones parciales de oxígeno y dióxido de carbono son parámetros importantes en las pruebas degases en sangre arterial , pero también se pueden medir, por ejemplo, en el líquido cefalorraquídeo .

Símbolo

El símbolo de la presión suele ser P o p, que puede utilizar un subíndice para identificar la presión, y las especies de gas también se denominan subíndices. Cuando se combinan, estos subíndices se aplican de forma recursiva. ^{[3] [4]}

Ejemplos:

${\displaystyle {P_{1}}}$o = presión en el momento 1${\displaystyle {p_{1}}}$

${\displaystyle {P_{\rm {H_{2}}}}}$ o = presión parcial de hidrógeno${\displaystyle {p_{\rm {H_{2}}}}}$

${\displaystyle {P_{v_{\rm {O_{2}}}}}}$o = presión venosa parcial de oxígeno${\displaystyle {p_{v_{\rm {O_{2}}}}}}$

Ley de Dalton de presiones parciales

Artículo principal: ley de Dalton

La ley de Dalton expresa el hecho de que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales en la mezcla. ^[5] 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 gas ideal de nitrógeno (N ₂ ), hidrógeno (H ₂ ) y amoníaco (NH ₃ ):

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

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

Esquema que muestra el concepto de Ley de Dalton.

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 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:${\displaystyle x_{\mathrm {i} }}$

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

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

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

dónde:
${\displaystyle x_{\mathrm {i} }}$	= fracción molar de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gas
${\displaystyle p_{\mathrm {i} }}$	= presión parcial de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases
${\displaystyle n_{\mathrm {i} }}$	= moles de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases
${\displaystyle n}$	= moles totales de la mezcla de gases
${\displaystyle p}$	= presión total de la mezcla de gases

La fracción molar de un componente gaseoso en una mezcla gaseosa es igual a la fracción volumétrica de ese componente en una mezcla gaseosa. ^[6]

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

${\displaystyle {\frac {V_{\rm {X}}}{V_{\rm {tot}}}}={\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}={\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}}$

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

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, por ejemplo, aire, centrarse en un componente de gas particular, por ejemplo, oxígeno.

Puede aproximarse tanto a partir de la presión parcial como de la fracción molar: ^[7]

${\displaystyle V_{\rm {X}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {p_{\rm {X}}}{p_{\rm {tot}}}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {n_{\rm {X}}}{n_{\rm {tot}}}}}$

• 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 de gas X
• n _tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gases

Presión de vapor

Artículo principal: presión de vapor

Una tabla de presión de vapor log-lin para varios líquidos

La presión de vapor es la presión de un vapor en equilibrio con sus fases no vapor (es decir, líquida o sólida). 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 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 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. ^[8] Como se puede ver en la tabla, 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 a 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 al usar 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 involucre reactivos gaseosos y productos gaseosos, como:

${\displaystyle a\,A+b\,B\leftrightarrow c\,C+d\,D}$

la constante de equilibrio de la reacción sería:

${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{C}^{c}\,p_{D}^{d}}{p_{A}^{a}\,p_{B}^{b}}}}$

dónde:
${\displaystyle K_{p}}$	= la constante de equilibrio de la reacción
${\displaystyle a}$	= coeficiente de reactivo ${\displaystyle A}$
${\displaystyle b}$	= coeficiente de reactivo ${\displaystyle B}$
${\displaystyle c}$	= coeficiente de producto ${\displaystyle C}$
${\displaystyle d}$	= coeficiente de producto ${\displaystyle D}$
${\displaystyle p_{C}^{c}}$	= la presión parcial de elevado a la potencia de${\displaystyle C}$${\displaystyle c}$
${\displaystyle p_{D}^{d}}$	= la presión parcial de elevado a la potencia de${\displaystyle D}$${\displaystyle d}$
${\displaystyle p_{A}^{a}}$	= la presión parcial de elevado a la potencia de${\displaystyle A}$${\displaystyle a}$
${\displaystyle p_{B}^{b}}$	= la presión parcial de elevado a la potencia de${\displaystyle B}$${\displaystyle b}$

Para reacciones reversibles, los cambios en la presión total, temperatura o concentraciones de reactivo 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 reacción puede ser el factor primordial a considerar.

Ley de Henry y la solubilidad de los gases

Artículo principal: ley de Henry

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 ). ^[9] La constante de equilibrio para ese equilibrio es:

(1)     ${\displaystyle k={\frac {p_{x}}{C_{x}}}}$

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

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. ^{[9] [10] [11]}${\displaystyle k}$

La ley de Henry a veces se escribe como: ^[12]

(2)     ${\displaystyle k'={\frac {C_{x}}{p_{x}}}}$

donde también se conoce como constante de la ley de Henry. ^[12] Como puede verse al comparar las ecuaciones (1) y (2) anteriores, es el recíproco de . Dado que ambos pueden denominarse constante de la ley de Henry, los lectores de la literatura técnica deben tener mucho cuidado de anotar qué versión de la ecuación de la ley de Henry se está utilizando.${\displaystyle k'}$${\displaystyle k'}$${\displaystyle k}$

La ley de Henry es una aproximación que solo se aplica a las soluciones ideales diluidas y a las soluciones en las que el solvente líquido no reacciona químicamente con el gas que se está disolviendo.

Al bucear respirando gases

En el buceo subacuático, los efectos fisiológicos de los gases componentes individuales de los gases respiratorios son una función de la presión parcial.

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

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

Para el gas componente "i":

p _yo = P × F _yo

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% por volumen y nitrógeno aproximadamente 79% por volumen son:

pN ₂ = 6 bares × 0,79 = 4,7 bares absolutos

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

dónde:
p yo	= presión parcial del componente gaseoso i = en los términos utilizados en este artículo${\displaystyle P_{\mathrm {i} }}$
PAG	= presión total = en los términos utilizados en este artículo${\displaystyle P}$
F i	= fracción de volumen del componente gaseoso i = fracción molar , en los términos utilizados en este artículo${\displaystyle x_{\mathrm {i} }}$
pN 2	= presión parcial de nitrógeno = en los términos utilizados en este artículo${\displaystyle P_{{\mathrm {N} }_{2}}}$
pO 2	= presión parcial de oxígeno = en los términos utilizados en este artículo${\displaystyle P_{{\mathrm {O} }_{2}}}$

El límite inferior seguro mínimo para las presiones parciales de oxígeno en una mezcla de gases es de 0,16 bares (16 kPa) absolutos. La hipoxia y la inconsciencia repentina se convierten en un problema con una presión parcial de oxígeno de menos de 0,16 bar absolutos. La toxicidad por 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, 120 minutos a 1,5 bares absolutos, 150 minutos a 1,4 bares absolutos, 180 minutos a 1,3 bares absolutos y 210 minutos a 1,2 bares absolutos. La toxicidad por oxígeno se convierte en un riesgo cuando se exceden estas presiones y exposiciones parciales de oxígeno. La presión parcial de oxígeno determina la profundidad máxima de operación. de una mezcla de gases.

La narcosis es un problema al respirar 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 bar absolutos, basado en una profundidad narcótica equivalente de 35 metros (115 pies).

El efecto de un contaminante tóxico como el monóxido de carbono en el gas respiratorio también está relacionado con la presión parcial al respirar. 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

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

Rangos de referencia para y${\displaystyle p_{{\mathrm {O} }_{2}}}$${\displaystyle p_{{\mathrm {CO} }_{2}}}$

	Unidad	Gasometría arterial	Venosa de gases en sangre	Fluido cerebroespinal	Presiones de gas pulmonar alveolar
p O 2 {\displaystyle p_{{\mathrm {O} }_{2}}}	kPa	11-13 [13]	4.0–5.3 [13]	5,3–5,9 [13]	14,2
	mmHg	75-100 [14]	30–40 [15]	40–44 [16]	107
p C O 2 {\displaystyle p_{{\mathrm {CO} }_{2}}}	kPa	4,7–6,0 [13]	5,5–6,8 [13]	5,9–6,7 [13]	4.8
	mmHg	35–45 [14]	41–51 [15]	44–50 [16]	36

Ver también

• Gas respiratorio  : gas utilizado para la respiración humana.
• Ley de Henry  - Relación de la solubilidad en equilibrio de un gas en un líquido con su presión parcial en la fase gaseosa en contacto.
• Gas ideal  : modelo matemático que se aproxima al comportamiento de los gases reales.
  • Ley de los gases ideales  : la ecuación de estado de un gas ideal hipotético.
• Fracción  molar: la proporción de un constituyente con respecto a la cantidad total de todos los constituyentes en una mezcla, expresada en mol / mol.
  • Mole (unidad)  - Unidad SI de cantidad de sustancia
• Vapor  : una sustancia en la fase gaseosa a una temperatura inferior a su punto crítico.

Referencias

1. Charles Henrickson (2005). Química . Notas de acantilados. ISBN 978-0-7645-7419-1.
2. "Presión de gas y respiración" . Aprendizaje lumínico .
3. Personal. "Símbolos y Unidades" (PDF) . Fisiología respiratoria y neurobiología: guía para autores . Elsevier. pag. 1 . Consultado el 3 de junio de 2017 . Todos los símbolos que se refieren a especies gaseosas están en subíndice,
4. IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) " presión, p ". doi : 10.1351 / goldbook.P04819
5. Ley de presiones parciales de Dalton
6. "Química general en línea" de la Universidad Estatal de Frostberg
7. Página 200 en: Biofísica médica. Flemming Cornelius. 6a edición, 2008.
8. Perry, RH y Green, DW (Editores) (1997). Manual de ingenieros químicos de Perry (7ª ed.). McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049841-9.
9. Una lista extensa de constantes de la ley de Henry y una herramienta de conversión
10. Francis L. Smith y Allan H. Harvey (septiembre de 2007). "Evite errores comunes al utilizar la ley de Henry". CEP (Progreso en Ingeniería Química) . ISSN 0360-7275 . 
11. 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.
12. "Notas 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 .
13. Derivado de valores de mmHg usando 0.133322 kPa / mmHg
14. Tabla de rango de referencia normal Archivado el 25 de diciembre de 2011 en la Wayback Machine del Centro médico del suroeste de la Universidad de Texas en Dallas. Se utiliza en el compañero de estudio de caso interactivo para la base patológica de la enfermedad.
15. The Medical Education Division of the Brookside Associates -> ABG (Arterial Blood Gas) Obtenido el 6 de diciembre de 2009
16. PATOLOGÍA 425 LÍQUIDO CEREBROSPINAL [LCR] Archivado el 22 de febrero de 2012 en la Wayback Machine del Departamento de Patología y Medicina de Laboratorio de la Universidad de Columbia Británica. Por el Dr. GP Bondy. Consultado en noviembre de 2011