Presión parcial

En una mezcla de gases , cada gas constituyente tiene una presión parcial , que es la presión teórica de dicho gas como si ocupara por sí solo 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 que la componen ( Ley de Dalton ). La presión parcial puede ilustrarse mediante un experimento mental con pistones semipermeables, como lo destacaron Boltzmann , Gibbs y Planck. ^{[ 2 ]}

En fisiología respiratoria , la presión parcial de un gas disuelto en un líquido (como el oxígeno en la sangre arterial) también se define como la presión parcial de ese gas como si no estuviera disuelto en la fase gaseosa pero en equilibrio con el líquido. ^{[ 3 ] [ 4 ]} Este concepto también se conoce como tensión de gases sanguíneos . En este sentido, se dice que la difusión de un gas líquido está impulsada por diferencias en la presión parcial (no en la concentración). En química y termodinámica , este concepto se generaliza a gases no ideales y se denomina fugacidad . La presión parcial de un gas real es una medida de su actividad termodinámica . Los gases se disuelven, difunden y reaccionan según sus presiones parciales (que aparecen en el cociente de reacción o la constante de equilibrio de las reacciones de gases) y no según sus concentraciones en una mezcla de gases o como soluto en solución. ^{[ 5 ]} Esta propiedad general de los gases también es cierta en las reacciones químicas de los gases en biología.

El símbolo de presión suele ser p o pp , que puede usar un subíndice para identificarla, y las especies de gases también se designan mediante subíndices. Al combinarse, estos subíndices se aplican de forma recursiva. ^{[ 6 ] [ 7 ]}

Ejemplos:

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

La ley de Dalton expresa que la presión total de una mezcla de gases ideales es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales que la componen. ^{[ 8 ]} 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 aproximan mucho a este ideal. Por ejemplo, dada una mezcla de gases ideales de nitrógeno (N₂ ₎ , hidrógeno (H₂ ₎ y amoníaco (NH₃ ₎ :

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

• ${\displaystyle p}$= presión total de la mezcla de gases
• ${\displaystyle p_{{\ce {N2}}}}$= presión parcial de nitrógeno ( _N₂ )
• ${\displaystyle p_{{\ce {H2}}}}$= presión parcial de hidrógeno ( _H₂ )
• ${\displaystyle p_{{\ce {NH3}}}}$= presión parcial de amoníaco ( _NH₃ )

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

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

La fracción molar de un componente gaseoso en una mezcla gaseosa es igual a la fracción volumétrica de ese componente en la mezcla gaseosa. ^{[ 9 ]}

La relación de presiones parciales se basa en la siguiente relación isotérmica: $${\displaystyle {\frac {V_{\rm {i}}}{V_{\rm {tot}}}}={\frac {p_{\rm {i}}}{p_{\rm {tot}}}}={\frac {n_{\rm {i}}}{n_{\rm {tot}}}}}$$

• V _i es el volumen parcial de cualquier componente gaseoso individual i
• V _tot es el volumen total de la mezcla de gases.
• p _i es la presión parcial del gas i
• p _tot es la presión total de la mezcla de gases.
• n _i es la cantidad de sustancia de gas i
• n _tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gases.

El volumen parcial de un gas en una mezcla es el volumen de uno de los componentes de la mezcla a la presión total de la misma. En mezclas de gases, como el aire, resulta útil centrarse en un componente específico, como el oxígeno.

Puede expresarse tanto a partir de la presión parcial como de la fracción molar: ^{[ 10 ]}$${\displaystyle V_{\rm {i}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {p_{\rm {i}}}{p_{\rm {tot}}}}=V_{\rm {tot}}\times {\frac {n_{\rm {i}}}{n_{\rm {tot}}}}}$$

• V _i es el volumen parcial de un componente gaseoso individual i en la mezcla.
• V _tot es el volumen total de la mezcla de gases.
• p _i es la presión parcial del gas i
• p _tot es la presión total de la mezcla de gases.
• n _i es la cantidad de sustancia de gas i
• n _tot es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gases.

La presión de vapor es la presión de un vapor en equilibrio con sus fases no gaseosas (es decir, líquidas o sólidas). Generalmente, 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 su punto de ebullición normal.

El gráfico de presión de vapor que se muestra presenta gráficas de las presiones de vapor en función de la temperatura para diversos líquidos. ^{[ 11 ]} Como se puede observar 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 mayor presión de vapor de todos los líquidos en la gráfica. 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 mayor altitud, la presión atmosférica es menor que a nivel del mar, por lo que los puntos de ebullición de los líquidos disminuyen. En la cima del Monte Everest , la presión atmosférica es de aproximadamente 0,333  atm, por lo que, utilizando la gráfica, el punto de ebullición del éter dietílico sería de aproximadamente 7,5  °C frente a 34,6  °C a nivel del mar (1  atm).

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 global de la reacción. Para una reacción reversible que involucra reactivos y productos gaseosos, como por ejemplo: $${\displaystyle {\ce {{{\mathit {a}}A}+{{\mathit {b}}B}<=>{{\mathit {c}}C}+{{\mathit {d}}D}}}}$$

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

En las reacciones reversibles, los cambios en la presión total, la temperatura o las concentraciones de los reactivos desplazan el equilibrio , favoreciendo el lado derecho o izquierdo de la reacción según el principio de Le Chatelier . Sin embargo, la cinética de la reacción puede oponerse o potenciar este desplazamiento del equilibrio. En algunos casos, la cinética de la reacción puede ser el factor determinante.

Los gases se disuelven en los líquidos en una medida determinada por el equilibrio entre el gas no disuelto y el gas disuelto en el líquido (llamado solvente ). ^{[ 12 ]} La constante de equilibrio para ese equilibrio es:

dónde:

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

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.${\displaystyle k}$Se la suele denominar constante de la ley de Henry. ^{[ 12 ] [ 13 ] [ 14 ]}

La ley de Henry a veces se escribe como: ^{[ 15 ]}

dónde${\displaystyle k'}$También se la conoce como la constante de la ley de Henry. ^{[ 15 ]} Como se puede observar al comparar las ecuaciones ( 1 ) y ( 2 ) anteriores,${\displaystyle k'}$es el recíproco de${\displaystyle k}$Dado que ambas pueden denominarse constantes de la ley de Henry, los lectores de la literatura técnica deben tener mucho cuidado al 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 diluidas e ideales y a soluciones en las que el disolvente líquido no reacciona químicamente con el gas que se disuelve.

En el buceo, los efectos fisiológicos de los gases individuales que componen los gases respiratorios son función de la presión parcial. ^{[ 16 ]}

Utilizando términos de buceo, la presión parcial se calcula de la siguiente manera:

presión parcial = (presión absoluta total) × (fracción volumétrica del componente gaseoso) ^{[ 16 ]}

Para el componente gaseoso "i":

p _i = P × F _i ^{[ 16 ]}

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 del agua) y las presiones parciales de los componentes principales del aire , oxígeno 21% en volumen y nitrógeno aproximadamente 79% en volumen son:   

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

pO₂ = 6 bar × 0,21 = 1,3 bar _absolutos

El límite inferior mínimo seguro para las presiones parciales de oxígeno en una mezcla de gases respiratorios 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 bares absolutos. ^{[ 17 ]} La toxicidad por oxígeno , que incluye 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 máxima única 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 por 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 máxima de operación de una mezcla de gases. ^{[ 16 ]} 

La narcosis es un problema al respirar gases a alta presión. Por lo general, la presión parcial total máxima de gases narcóticos que se utilizan 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 respiratorio también está relacionado con la presión parcial durante la respiración. Una mezcla que puede ser relativamente segura en la superficie podría ser peligrosamente tóxica a la máxima profundidad de una inmersión, o un nivel tolerable de dióxido de carbono en el circuito respiratorio de un rebreather de buceo podría volverse intolerable en cuestión de segundos durante el descenso cuando la presión parcial aumenta rápidamente, lo que podría provocar pánico o la incapacitación del buceador. ^{[ 16 ]}

Las presiones parciales de oxígeno en particular (${\displaystyle p_{\mathrm {O_{2}} }}$) y dióxido de carbono (${\displaystyle p_{\mathrm {CO_{2}} }}$) son parámetros importantes en las pruebas de gases en sangre arterial , pero también se pueden medir, por ejemplo, en el líquido cefalorraquídeo .

• Tensión de gases en sangre – Presión parcial de los gases en sangre 
• Gas respiratorio : gas utilizado para la respiración humana. 
• Ley de Henry : Ley de los gases relativa a la proporcionalidad de los gases disueltos. 
• 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 para la cantidad de sustancia 
• Vapor – Sustancias en fase gaseosa a una temperatura inferior a su punto crítico.