John Dalton (1766-1844) était un grand spécialiste de la constitution de la matière, surtout connu pour sa théorie atomique. Cependant, il a également apporté de nombreuses autres contributions à la science. Parmi eux se trouve la contribution à la Chimie et à la Physique concernant son loi établie en 1801 qui concerne les pressions partielles des gaz dans les mélanges gazeux.
John Dalton (1766-1844)
Cette La loi de Dalton dit ce qui suit :
De manière générique, nous avons :
PLE TOTAL =P1 + P2 + P3 + ... ou alors PLE TOTAL = P
Par exemple, imaginons la formation d'un mélange gazeux d'hélium gazeux et d'oxygène gazeux. Initialement ces deux gaz sont dans des conteneurs séparés, chaque gaz ayant son propre volume, sa propre pression et sa propre température. Ensuite, des volumes égaux de ces gaz sont mélangés dans un seul conteneur et maintenus à la même température.
Considérant ces gaz comme idéaux, ils ne réagiront pas entre eux et le mélange se comportera comme s'il s'agissait d'un seul gaz et la pression de chaque composant sera indépendante de la pression. d'autres. Par conséquent, la pression de ce mélange sera égale à la somme des pressions exercées par chacun de ses composants dans le mélange, soit :
PLE TOTAL =Pil + PO2
Il est important de souligner que la pression partielle de chaque gaz n'est pas la pression qu'il exerçait avant d'entrer dans le mélange, lorsqu'il a été isolé, mais elle correspond à la pression qu'il exercerait s'il était seul, occupant le volume total du mélange et à la même température à laquelle se trouve le mélange, c'est-à-dire sa pression à l'intérieur de la Mélanger.
Voici un exemple: L'air est un mélange gazeux composé essentiellement de 80 % d'azote gazeux et de 20 % d'oxygène gazeux. Imaginez qu'un pneu soit calibré avec une pression de 2,0 atm par un compresseur d'air. La pression totale du mélange à l'intérieur du pneu est de 2,0 atm. Puisque la loi de Dalton dit que la pression totale est la somme des pressions partielles de chaque gaz dans le mélange, nous pouvons conclure que la La pression partielle d'azote gazeux dans ce mélange est de 1,6 atm (80 % de 2,0 atm) et celle d'oxygène gazeux est de 0,4 atm (20 % de 2,0 atm).
Si nous utilisons l'équation d'état des gaz parfaits, nous avons que la pression partielle de chacun de ces gaz est égale à :
Pil = nilRT
V
PO2 = nO2RT
V
Notez que les pressions partielles sont directement proportionnelles au nombre de moles (n). Ainsi, la pression totale est aussi directement proportionnelle à la somme du nombre total de moles (Σn) :
PLE TOTAL = Σnon RT
V
Grâce à ces relations, nous pouvons déterminer une autre quantité chimique importante: une fraction molaire (X). Ce n'est rien de plus que le rapport entre le nombre de moles d'un des gaz du mélange et la somme du nombre de moles du mélange. Cette fraction correspond également au rapport entre la pression partielle du gaz et la pression totale du mélange.
On arrive à la fraction molaire en divisant l'équation de la pression partielle d'un des gaz par la pression totale. Prenons l'exemple de l'hélium gazeux :
_Pil. V = nonil RT
PLE TOTAL. VΣn RT
Pil = nonil= Xil
PLE TOTAL m
Voir un exemple: Revenant au mélange d'azote et d'oxygène présent dans l'air avec lequel le pneu a été calibré, disons que pour 1 mole d'air, nous avons 0,8 mole d'azote. Ainsi, la fraction molaire de chacun de ces gaz dans le mélange est donnée par les équations ci-dessous :
XN2 = nonN2 XO2 = nonO2
Σnon Σnon
XN2 = 0,8 mole XO2 = 0,2 mole
1,0 mol 1,0 mol
XN2 = 0,8XO2 = 0,2
Cela pourrait aussi être donné par les pressions partielles mentionnées ci-dessus :
XN2 = PN2 XO2 = PO2
PLE TOTAL PLE TOTAL
XN2 = 1,6 atm XO2 = 0,4 atm
2,0 atm 2,0 atm
XN2 = 0,8XO2 = 0,2
Notez que puisque la fraction molaire est la relation entre une valeur partielle et une valeur totale, la somme de toutes les fractions molaires dans le mélange sera toujours égale à 1 :
XN2 + Xo2 = 1
Un aspect important des pressions partielles des gaz est visible dans notre corps. Notre sang transporte de l'oxygène gazeux (O2) aux cellules et tissus du corps et éliminer le dioxyde de carbone (CO2) qui est libéré dans le souffle. Cet échange est facilité par les différences de pressions partielles entre ces gaz dans le sang et dans le tissus, et il se produit toujours dans la direction de la région de pression plus élevée à la pression inférieure partiel.
Cependant, cette fonction peut être compromise dans le cas des grimpeurs et des plongeurs qui atteignent des altitudes très basses ou très élevées, où la pression de l'oxygène respiratoire change. D'où l'importance d'utiliser des équipements adaptés tels que des bouteilles d'air comprimé enrichies en oxygène.
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Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie