química

Principios y leyes químicas

La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton) fue formulada en el año 1801 por el físico, químico ymatemático británico John Dalton. Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin variar latemperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&collection_id=ec6b039066c202334a77424f84c635955067d5bc&writer=rdf2latex&return_to=Ley+de+las+presiones+parcialesy la presión total de una mezcla.- ..................................:

LEY DE DALTON SOBRE LAS PRESIONES PARCIALES

En 1801 John Dalton postulo “ los componentes de una mezcla gaseosa parecieran ejercer presión sobre las paredes del recipiente en el cual estaban confinados de manera independiente unos de otros”.

La ley de las presiones parciales de DALTON establece que la presión total que un gas ejerce una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales.

La ley de las presiones parciales de Dalton se cumple en la mayoría de las mezclas gaseosas siempre y cuando los gases no reaccionen

P_T  =  P₁ + P₃  +  P₃  + ……… + P _n

Ley de Dalton para las presiones parciales

Conceptos

Una de las importantes predicciones hechas por Avogadro es que la identidad de los gases es irrelevante al determinar las propiedades P-V-T del gas. Este comportamiento significa que una mezcla de gases se comportará exactamente igual que un gas puro. Ciertamente, los primeros científicos, como Boyle, estudiaron las propiedades de los gases utilizando aire, que es una mezcla de gases.

La Ley del Gas Ideal
P V = n R T

predice cómo la presión, el volumen y la temperatura varían con el número de moles del gas. El número de moles, n , es el total de moles de todas las especies en fase gaseosa.

El aire, por ejemplo, está compuesto principalmente por nitrógeno y oxígeno. En una muestra de aire, el número total de moles puede aproximarse por

n = n_nitrógeno + n_oxígeno

Esta expresión para de n puede introducirse en la ecuación del gas
P V = ( n_nitrógeno + n_oxígeno ) R T

Todas las moléculas del gas acceden a todo el volumen disponible, de modo que  V es el mismo tanto para el nitrógeno como para el oxígeno. De igual manera, ambos tienen la misma temperatura , por tanto tienen sentido quitar el paréntesis y hacer
P = n_nitrógeno R T/V + n_oxígeno R T/V

P = P_nitrógeno + P_oxígeno

La ecuación anterior es la llamada Ley de Dalton para las Presiones Parciales. Establece que la presión en una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla. P_nitrógeno es la presión parcial del nitrógeno y P_oxígeno es la presión parcial del oxígeno.
P_nitrógeno = n_nitrógeno R T/V

P_oxígeno = n_oxígeno R T/V

Ud. notará que las ecuaciones para la presión parcial son exactamente la Ley del Gas Ideal, pero con el número de moles del componente (nitrógeno y oxígeno). Conceptualmente,  P_nitrógeno es la contribución que hacen las moléculas de nitrógeno a la presión y  P_oxígeno es la contribución que hacen las moléculas de oxígeno a la presión.

Ley de las presiones parciales de Dalton

Dalton demostró que en una mezcla de gases, cada componente ejerce una presión parcial equivalente a la presión que ejercería si fuera el único gas presente en el mismo volumen; la presión total de la mezcla es entonces, la suma de las presiones parciales de todos los gases presentes.

Para una mezcla gaseosa de " i " componentes, la presión total (P_T) está dada por la suma de las presiones parciales de cada gas:

La presión parcial de cada gas se puede calcular mediante:

en donde X_i es la fracción mol del i-ésimo componente y esta dado por el cociente entre el número de moles de " i " (n_i) respecto al número total de moles (n_T):

y la suma de las fracciones molares de la mezcla es igual a la unidad.