Si alguna vez has viajado a una zona de gran altitud, es posible que hayas experimentado la sensación de no poder respirar bien. ¿Sabes por qué pasa esto? Hay una razón: las presiones parciales.
A mayor altitud, la presión parcial del oxígeno disminuye, lo que hace más difícil que el oxígeno llegue al torrente sanguíneo. Por ello, el cuerpo responde a la baja cantidad de oxígeno disponible aumentando la frecuencia respiratoria y el volumen de cada respiración.
Fig. 1: Cuando subes a una montaña es probable que experimentes una sensación de falta de aire.
Sin más preámbulos, vamos a sumergirnos en el mundo de la presión parcial.
- En primer lugar, definiremos la presión, un concepto muy importante para entender en profundidad este artículo.
- Además, veremos en qué consiste la ley de los gases ideales.
- Posteriormente, estudiaremos el concepto de presión parcial de un gas.
- A continuación revisaremos la ley de Dalton y la ley de Henry.
- Para terminar, aprenderemos la importancia de las presiones parciales de los gases.
¿Qué es la presión?
La presión se define como la fuerza ejercida por unidad de superficie. Depende de la magnitud de la fuerza aplicada y del área a la que se aplica la fuerza. Esta presión se produce por las colisiones en las paredes del recipiente, debido a la energía cinética: cuanto menor sea la superficie, mayor será la fuerza ejercida y la presión.
La fórmula general de la presión es:
$$P=\frac{Fuerza\ (N)}{Area\ (m)}$$
Veamos el siguiente ejemplo:
¿Qué ocurriría con la presión, si se transfiriera la misma cantidad de moléculas de gas de un recipiente de 10,5 L a otro de 5,0 L?
Sabemos que la fórmula de la presión es la fuerza dividida por el área:
$$P=\frac{Fuerza\ (N)}{Area\ (m))}$$
Por lo tanto, si disminuyéramos el área del recipiente (que es lo que ocurre al disminuir el volumen), la presión dentro del mismo aumentaría.
También podrías aplicar tu conocimiento de la ley de Boyle y decir que, como la presión y el volumen son inversamente proporcionales, disminuir el volumen aumentaría la presión.
La ley de los gases ideales
La presión de un gas también se puede calcular utilizando la ley de los gases ideales (suponiendo que los gases se comporten de forma ideal). Esta ley relaciona la temperatura, el volumen y el número de moles del gas.
Un gas se considera gas ideal si se comporta según la teoría cinético-molecular.
La ley de los gases ideales describe las propiedades de los gases analizando la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y los moles de gas (n).
Fórmula de la ley de los gases ideales
La ley de los gases ideales es la siguiente:
$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$$
Donde:
- P = Presión en atmósferas (atm).
- V = Volumen del gas en litros (L).
- n = Cantidad de gas en moles (mol).
- R = constante universal de los gases (0.082 atm·L/(mol·K)).
- T = temperatura de gas en Kelvin (K).
Mira este ejemplo sobre cómo aplicar la ley de los gases ideales para calcular la presión:
Tienes un recipiente de 3L con 132g de C3H8 a una temperatura de 310K. Encuentra la presión en el recipiente:
1. En primer lugar, tenemos que calcular el número de moles de C3H8:
$$132g\ C_{3}H_{8}\cdot \frac{1mol\ C_{3}H_{8}}{44,1g\ C_{3}H_{8}}=2,99\ mol\ C_{3}H_{8}$$
2. Ahora, podemos utilizar la fórmula de la ley de los gases ideales para calcular la presión del C3H8:
$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$$
$$P=\frac{(2,99\ mol\ C_{3}H_{8})\cdot (0,082\frac{atm\cdot L}{mol\cdot K})\cdot (310\ K)}{(3\ L)}=25,4\ atm$$
¿Has pensado alguna vez cómo funcionan las ollas a presión y por qué cocinan los alimentos más rápido que las formas convencionales? En comparación con la cocina convencional, las ollas a presión evitan que el calor se escape en forma de vapor.
Las ollas a presión pueden atrapar el calor y el vapor dentro del recipiente, lo cual aumenta la presión dentro de la olla. Este aumento de la presión hace que la temperatura aumente y que tu comida se cocine más rápido. Muy bonito, ¿verdad?
Ahora que está más familiarizado con la presión, ¡Vamos a ver a pasar a presiones parciales!
Presión parcial de un gas
La presión parcial es la presión ejercida por un gas individual dentro de una mezcla de gases.
Imagina que tienes una mezcla de gases en un recipiente. ¿Cómo puedes saber la presión de uno solo de esos gases? Calculando su presión parcial.
Veamos un ejemplo:
Una mezcla de gases que contiene nitrógeno (N) y oxígeno (O) tiene una presión total de 900 Pa. Un tercio de la presión total es aportado por las moléculas de oxígeno. Encuentra la presión parcial aportada por el nitrógeno.
Si el oxígeno es responsable de 1/3 de la presión total, eso significa que el nitrógeno contribuye a los 2/3 restantes de la presión total.
Entonces, en primer lugar, tenemos que encontrar la presión parcial del oxígeno.
Luego, hay que restar la presión parcial del oxígeno de la presión total, para encontrar la presión parcial del nitrógeno:
$$Presion\ parcial\ del\ oxigeno=\frac{1}{3}\cdot 900\ Pa=300\ Pa$$
$$900\ Pa=300\ Pa+presion\ parcial\ del\ nitrogeno$$
$$Presion\ parcial\ del\ nitrogeno=900\ Pa-300\ Pa=600\ Pa$$
Propiedades de la presión parcial de un gas
La presión parcial de los gases también se ve afectada por la temperatura, el volumen y el número de moles de gas en un recipiente.
- La presión es directamente proporcional a la temperatura. Por lo tanto, si se aumenta una de ellas, la otra variable también aumentará (Ley de Charles).
- La presión es inversamente proporcional al volumen. El aumento de una variable hará que la otra disminuya (Ley de Boyle).
- La presión es directamente proporcional al número de moles de gas dentro de un recipiente (Ley de Avogadro).
La ley de Dalton de las presiones parciales
La ley de Dalton de la presión parcial o Ley de Dalton de las presiones parciales establece que la suma de las presiones parciales de cada gas individual presente en una mezcla es igual a la presión total de la mezcla de gases.
Esta ley es muy importante para entender mejor las presiones parciales, pues muestra la relación que hay entre las presiones parciales en una mezcla. Poder determinar la presión parcial de los gases es muy útil en el análisis de las mezclas.
La ecuación de la ley de Dalton de la presión parcial es sencilla: la presión total de una mezcla es igual a la presión parcial del gas A, del gas B, del gas C… y, así, sucesivamente:
$$P_{Total}=P_{A}+P_{B}+P_{C}$$
Fig. 2: Mezcla de gases y presiones parciales de cada gas.
Podemos observar que cada color representa moléculas de un gas diferente y con presiones diferentes;
cuando juntamos los tres gases (A, B y C), la presión de esta mezcla será igual a la suma de las presiones individuales de los tres gases.
Veamos un ejemplo, para entender mejor la ley de Dalton:
Encuentra la presión total de una mezcla que contiene nitrógeno (N) con una presión parcial de 1,250 atm y helio (He) con una presión parcial de 0,760 atm:
$$P_{Total}=P_{N}+P_{He}$$
$$P_{Total}=1,250\ atm+0,760\ atm=2,01\ atm$$
La presión total de la mezcla es de 2,01 atm.
Resolvamos un segundo ejercicio:
Supongamos que tienes nitrógeno (N), oxígeno (O) e hidrógeno (H) en un recipiente cerrado. Si la presión parcial del nitrógeno es de 3 atm, la del oxígeno de 2 atm y la del hidrógeno de 1,5 atm, ¿cuál es la presión total?
Como ya hemos visto, la suma de las presiones parciales de cada gas individual presente en una mezcla es igual a la presión total de la mezcla de gases. Por lo tanto, la presión total de la mezcla que se encuentra en este recipiente cerrado será:
$$P_{Total}=P_{N}+P_{O}+P_{H}$$
$$P_{Total}=3\ atm+2\ atm+1,5\ atm$$
$$P_{Total}=6,5\ atm$$
La presión total del recipiente será 6,5 atm
La presión parcial de los gases también se puede calcular mediante una ecuación que relaciona la presión parcial con la presión total y el número de moles:
$$Presion\ parcial\ de\ un\ gas=\frac{n_{gas}}{n_{total}}\cdot P_{total}$$
Donde:
- Ptotal: la presión total de una mezcla
- ngas: número de moles del gas individual
- ntotal: número total de moles de todos los gases de la mezcla
- \(\frac {n_{gas}}{n_{total}}\)también se conoce como fracción molar.
Aquí tenemos otro ejemplo para entender esta nueva fórmula:
Tienes una mezcla de gases que ejerce una presión total de 1,105 atm. La mezcla contiene 0,3 moles de H2, 0,2 moles de O2 y 0,7 moles de CO₂. ¿Cuál es la presión aportada por el CO₂? Utiliza la ecuación anterior para calcular la presión parcial del CO₂.
Para calcular la presión de un gas que se encuentra en una mezcla de gases, tenemos que utilizar la siguiente fórmula:
$$Presion\ parcial\ de\ un\ gas=\frac{n_{gas}}{n_{total}}\cdot P_{total}$$
$$Presion\ parcial\ del\ CO_{2}=\frac{n_{CO_{2}}}{n_{H_{2}}+{n_{_{O_{2}}}+n_{CO_{2}}}}\cdot P_{total}=\frac{0.7\ mol}{0,3\ mol+0,2\ mol+0,7\ mol}\cdot 1,105\ atm=0,644\ atm$$
La ley de Henry
La ley de Henry establece que la cantidad de gas disuelto en una solución es directamente proporcional a la presión parcial del gas. En otras palabras, la solubilidad del gas aumentará con el aumento de la presión parcial de un gas.
Esta ley se relaciona con la presión parcial, pues propone que cuando un gas está en contacto con un líquido, se disolverá proporcionalmente a su presión parcial —suponiendo que no se produce ninguna reacción química entre el soluto y el disolvente—.
La fórmula de la ley de Henry es la siguiente:
$$C=k\cdot P$$
Donde:
- C = concentración del gas disuelto.
- K = constante de Henry, que depende del gas disuelto.
- P = presión parcial del soluto gaseoso sobre la solución.
¿Se puede aplicar la Ley de Henry a todas las ecuaciones que implican un gas y una solución? La respuesta es NO: la Ley de Henry se aplica sobre todo a las soluciones diluidas de gases que no reaccionan con el disolvente, ni se disocian en él.
Por ejemplo, podrías aplicar la Ley de Henry a una ecuación entre un gas oxígeno y agua, porque no se produciría ninguna reacción química. Pero, no podrías usarla para resolver una ecuación entre HCl y agua, porque el cloruro de hidrógeno se disocia en H+ y Cl-
$$HCl (g)\rightarrow H^{+}_{(aq)}+Cl^{-}_{(aq)}$$
¿Cuál es la importancia de la presión parcial?
La presión parcial juega un papel importante en varios ámbitos de la vida.
Por ejemplo, los buceadores suelen estar muy familiarizados con la presión parcial, porque su tanque contiene una mezcla de gases. Cuando deciden sumergirse en aguas profundas donde la presión es alta, necesitan saber cómo los cambios en las presiones parciales pueden afectar a sus cuerpos.
Otro ejemplo: si hay niveles elevados de oxígeno, puede producirse una toxicidad por oxígeno. Del mismo modo, si hay demasiado nitrógeno presente, y entra en el torrente sanguíneo, puede causar narcosis por nitrógeno. Esta se caracterizada por disminución de la conciencia y pérdida de conocimiento.
Así que, la próxima vez que vayas a bucear, recuerda la importancia de la presión parcial.
Fig. 3: Las presiones parciales son muy importantes para los buzos.
La presión parcial también afecta el crecimiento de organismos eucariotas, como los hongos. Un estudio muy interesante demostró que cuando los hongos eran expuestos a la alta presión parcial del oxígeno puro (10atm), dejaban de crecer. Sin embargo, cuando se eliminaba rápidamente esta presión, volvían a crecer como si no hubiera pasado nada.
Presiones parciales - Puntos clave
- La presión se define como la fuerza ejercida por unidad de superficie. Depende de la magnitud de la fuerza aplicada y del área a la que se aplica la fuerza. Esta presión se produce por las colisiones en las paredes del recipiente, debido a la energía cinética: cuanto menor sea la superficie, mayor sea la fuerza ejercida y mayor será la presión.
- La ley de los gases ideales describe las propiedades de los gases, analizando la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y los moles de gas (n).
- La presión parcial es la presión ejercida por un gas individual dentro de una mezcla de gases.
- La ley de Dalton de la presión parcial establece que la suma de las presiones parciales de cada gas individual presente en una mezcla es igual a la presión total de la mezcla de gases.
- La ley de Henry establece que la cantidad de gas disuelto en una solución es directamente proporcional a la presión parcial del gas. En otras palabras, la solubilidad del gas aumentará con el aumento de la presión parcial de un gas.
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