Pressione parziale dei gas

pressione parziale, legge delle pressioni parziali, o legge di Dalton è stato proposto dallo scienziato John Dalton, che ha effettuato diversi studi meteorologici e relativi alla composizione dell'aria atmosferica. Secondo lui,

“pressione parziale è la forza che le molecole di un gas esercitano sulle pareti di un contenitore, che è esattamente la stessa che eserciterebbe se si trovasse in un miscela di gas.”

Sulla base di questa conclusione, Dalton ha affermato che la pressione esercitata da una miscela di gas (pressione totale, Pt) nel in pareti di un contenitore è uguale alla somma delle singole pressioni parziali di ciascuno dei gas che lo compongono Mescolare.

P_t =P_IL + P_B + P_Ç

In quale,

P_IL = pressione parziale del gas A
P_B = pressione parziale del gas B
P_Ç = pressione parziale del gas C

Ad esempio, se abbiamo una miscela formata da gas idrogeno (H₂), ossigeno (O₂) e anidride carbonica (CO₂) all'interno di un recipiente, la pressione di questa miscela è il risultato della somma delle pressioni di ciascuno di questi gas, quindi:

P_t =P_H2 + P_O2 + P_CO2

1- Relazione tra pressione parziale e pressione totale

Secondo John Dalton, il rapporto tra pressione parziale di un certo gas (P_IL) con la pressione totale della miscela di gas è sempre uguale a frazione molare (X_IL) di gas, che risulta nella seguente formula:

P_IL = X_IL
P_t

È interessante notare che la frazione molare di un gas è data dal rapporto tra il numero di moli (nA) di questo gas per il numero di talpa (nt) della miscela di gas (risultante dalla somma del numero di moli di tutti i gas che compongono la miscela).

X_IL = no_IL
no_t

Quindi, se sostituiamo la formula della frazione molare del gas nell'espressione della relazione tra le pressioni parziali, abbiamo:

P_IL = no_IL
P_t no_t

2- Pressione totale di una miscela di gas

La pressione totale di una miscela di gas si può trovare non solo sommando le pressioni parziali dei gas che la compongono. Può essere calcolato utilizzando il equazione di Clapeyron:

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P_t.V_t = n_t.R.T

Questa formula può essere utilizzata per calcolare la pressione totale, purché vengano utilizzati il ​​volume del contenitore (o il volume totale dei gas) e il numero di moli totali (n)._t), essendo:

R = costante generale dei gas
T = temperatura della miscela in Kelvin

Nota: se la temperatura è in gradi Celsius, cambiala in Kelvin; per farlo basta aggiungere il valore fornito con 273.

3- Esempio di applicazione della pressione parziale di un gas

Esempio: (FEI SP) In un contenitore da 44,8 litri, mantenuto a 273 K, sono state miscelate 4 moli di gas idrogeno e 6 moli di gas ossigeno in CNTP. Pressioni parziali di H₂ è il₂, in atmosfere, sono rispettivamente:

a) 1.0 e 2.0

b) 3.0 e 4.5

c) 0.8 e 1.2

d) 1.0 e 1.5

e) 2.0 e 3.0

Dati forniti dall'esercizio:

Temperatura = 273 K
Volume impianto = 44,8 L
Numero di moli di gas idrogeno = 4 moli
Numero di moli di ossigeno gassoso = 6 moli

P_H2= ?

P_O2= ?

1^oh Passaggio: calcola il numero totale di moli

no_t = n_H2 + n_O2

no_t = 4 + 6

no_t = 10 moli

2^oh Passaggio: calcolare la pressione totale (Pt) del sistema utilizzando l'equazione di Clapeyron

P_t.V_t = n_t.R.T

P_t.44,8 = 10.0,082.273

P_t.44,8 = 223,86

P_t = 223,86
44,8

P_t = 4,996875 atm, quindi P_t sono circa 5 atm

3^oh Passaggio: calcolare la pressione parziale del gas idrogeno

P_H2 = no_H2
P_t no_t

P_H2 =  4
 5 10

P_H2.10 = 4.5

P_H2.10 = 20

P_H2 = 20
10

P_H2 = 2 atm

4^oh Passaggio: calcolare la pressione parziale del gas ossigeno

Poiché abbiamo solo due gas nella miscela e conosciamo la pressione di uno di essi e la pressione totale, per calcolare la pressione parziale del gas ossigeno basta usare l'espressione della pressione totale della miscela:

P_t =P_H2 + P_O2

5 = 2 + P_O2

P_O2 = 5 – 2

P_O2 = 3 atm

Di Me. Diogo Lopes Dias

Vorresti fare riferimento a questo testo in un lavoro scolastico o accademico? Guarda:

GIORNI, Diogo Lopes. "Pressione parziale dei gas"; Brasile Scuola. Disponibile in: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pressao-parcial-dos-gases.htm. Consultato il 27 giugno 2021.

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