Conceptos básicos
En este artículo, aprendemos sobre la presión parcial y su importancia con respecto a la ley de Dalton, la ley de los gases ideales, las fracciones molares y el principio de L’Chatelier.
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Presión y Presión Parcial
Los químicos físicos tienden a tener mucho interés en la presión de los gases. En química, un gas presión es la fuerza que ejerce sobre alguna superficie, generalmente las paredes de un recipiente. El gas ejerce esta fuerza a partir de las colisiones de las partículas de gas contra el recipiente, lo que da como resultado una fuerza hacia afuera.
Con una mezcla de gases en algún recipiente, el presión total de la mezcla involucra las colisiones de cada gas. Los químicos físicos usan el término presión parcial para describir la presión debida a las colisiones de un gas específico en la mezcla. Las presiones parciales individuales se relacionan con la presión total de la mezcla según la Ley de Dalton.
Presión parcial y ley de Dalton
La Ley de Dalton dice que las presiones parciales de cada gas en una mezcla simplemente se suman a la presión total de la mezcla.
Como puede observar, la Ley de Dalton facilita las matemáticas para encontrar la presión total a partir de las presiones parciales.
Por ejemplo, digamos que tenemos una mezcla de 0,25 atm de oxígeno, 0,50 atm de nitrógeno y 1,25 atm de metano. Usando la Ley de Dalton, sumamos cada presión parcial para encontrar una presión total de 2,00 atm contra las paredes del recipiente:
La Ley de Dalton es ciertamente útil para encontrar la presión total, suponiendo que ya conocemos las parciales. Pero en la mayoría de los entornos de investigación prácticos, puede medir fácilmente la presión total de una mezcla usando barómetros. En estas circunstancias, podríamos querer conocer las presiones parciales de cada gas componente en la mezcla.
Entonces, ¿cómo encontramos presiones parciales a partir de presiones totales? La respuesta implica el uso de una ley física diferente, específicamente la Ley de los Gases Ideales.
Presión parcial y la ley de los gases ideales
La presión (incluida la presión parcial) se relaciona con la temperatura del gas (T), el volumen (V) y los moles (n) de acuerdo con la Ley de los gases ideales:
R = Constante de gas ideal
La relación entre la presión y cada una de estas otras variables tiene sentido desde la perspectiva de las colisiones moleculares. El aumento de la temperatura aumenta la velocidad de las partículas de gas, lo que aumenta la fuerza de sus colisiones contra el recipiente, aumentando así la presión. La disminución del volumen acorta los caminos de cada molécula de gas en el recipiente, lo que aumenta las colisiones y, por lo tanto, aumenta la presión. El aumento de moles de un gas aumenta de manera similar las colisiones en el recipiente, lo que aumenta la presión.
En las mezclas de gases, todos los gases tienen la misma temperatura y volumen, debido a que comparten el mismo recipiente. Esto significa que la presión parcial de un gas en una mezcla de gases depende completamente de los moles de ese gas.
Así, si conocemos la presión total de una mezcla, podemos calcular la presión parcial de un gas si conocemos la presión del gas. fracción molar.
Presiones parciales y fracciones molares
En química, una fracción molar (χ) es la relación (sin unidades) de los moles de un componente en una mezcla a los moles de cada componente en la mezcla. Dicho de otra manera, una fracción molar es la proporción de un componente en una mezcla. Si una mezcla de 2 mol de partículas de gas incluye 1 mol de nitrógeno, entonces la fracción molar de nitrógeno es 0,5. frac
Es importante destacar que, en una mezcla de gases, la fracción molar de un gas es igual a la relación entre su presión parcial y la presión total.
Por lo tanto, puede multiplicar la fracción molar de un gas por la presión total para obtener su presión parcial. Si sabemos que esta misma mezcla tiene 2,50 atm de presión total, el nitrógeno debe tener una presión parcial de 1,25 atm.
Presión parcial y principio de L’Chatlier
Como resultado de la relación directa de la presión parcial con las proporciones molares, los químicos generalmente la consideran la forma gaseosa de “concentración”. Esto significa que la presión parcial sirve como un concepto importante cuando se estudia la dinámica de equilibrio de una mezcla de gases.
Digamos que tenemos una mezcla de gases que también sirve como mezcla de reacción. Específicamente, tenemos 1 atm de nitrógeno, hidrógeno y amoníaco. A través del Proceso Haber, el nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar amoníaco de acuerdo con esta ecuación de reacción reversible:
Es importante destacar que digamos que nuestra mezcla de gases existe actualmente en equilibrio. Esto significa que las presiones parciales de cada gas permanecen constantes durante largos períodos.
Sin embargo, de acuerdo con el Principio de L’Chatlier, si ponemos énfasis en este equilibrio, la reacción cambiará en respuesta. Específicamente, si elevamos la presión parcial del amoníaco, ejercemos una presión sobre el sistema. En respuesta, la reacción “se desplaza hacia la izquierda”, consumiendo parte de ese exceso de amoníaco y produciendo nitrógeno e hidrógeno, hasta que se restablece el equilibrio.
Además, si elevamos la presión de todo el sistema, también vemos un cambio de equilibrio. Puede hacerlo agregando un gas inerte, como criptón o xenón, por ejemplo. Es importante destacar que esto no cambia las presiones parciales de los gases de reacción.
Para disminuir la tensión en el sistema, nuestra reacción se desplazaría hacia el lado de la ecuación de reacción con menos moles de gas. Esto, a su vez, disminuye las presiones parciales totales entre los gases involucrados en la reacción.
En nuestro ejemplo, hay 4 moles de gas a la izquierda y 2 moles a la derecha. Por lo tanto, la adición de un gas inerte desplaza nuestra reacción “a la derecha”, produciendo más amoníaco.
