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Revisão das 13h23min de 10 de maio de 2013

A pressão parcial de um gás numa mistura gasosa de gases ideais corresponde à pressão que este exerceria caso estivesse sozinho ocupando todo o recipiente, à mesma temperatura da mistura ideal. Sendo assim, a pressão total é calculada através da soma das pressões parciais dos gases que compõe a mistura.

Considerando "P" a pressão total, P_A a pressão parcial de um certo gas "A", P_B a pressão parcial de um certo gás "B" e "X" a fração molar, temos a seguinte relação:

$\!P_{A}=X_{A}.P$ ou $\!P_{B}=X_{B}.P$

sendo que a fração molar (X) de um gás é a relação entre o número de mols do gás pelo número de mols da mistura. Exemplo: $\!X_{A}={\frac {n_{A}}{n~total}}$

OBS: Esse método descrito aqui corresponde a lei de Raoult e vale apenas para gases ideais. Para gases reais: em uma mistura o volume molar das substância não é o mesmo que o volume molar do gás ideal (calculado por P.V=n.R.T).

A pressão parcial de um gás é a mede as atividades termodinâmicas das moléculas do gás. Gases dissolvem, reagem e se difundem de acordo com as suas pressões parciais e não de acordo com sua concentração em uma mistura de gases ou líquidos. Essa propriedade é muito usada na quimica, para mistura de soluções, podendo assim ter aplicações em outras áreas como a medicina. Analisando a pressão parcial do oxigênio Podemos identificar a quantidade de oxigênio que seria tóxico para o corpo humano, aplicação válida para quem esquia ou mergulha.

Lei de Dalton par pressões parciais

A lei de Dalton, ou lei das pressões parciais, estabelece que a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma da pressão parcial de cada um dos gases que compõem a mistura. É estritamente válida para misturas de gases ideais, isto é, moléculas não interagem umas com as outras. Este "princípio" foi estabelecido em 1801 pelo cientista inglês John Dalton (1766-1844), em estudos sobre a quantidade de vapor de água contida no ar a diferentes temperaturas.

Considerando uma mistura gasosa ideal de três componentes A, B e C, a pressão total (pt) é calculada da seguinte forma:

$\!Pt=Pa+Pb+Pc$

Pa, Pb e Pc representam, respectivamente, as pressões parciais de A, B e C. ^[1]

Constante de Equilibrio em uma mistura de gases

Podemos determinar a constante de equilibrio em uma mistura de gases através das pressões parcias do gases que a compõe. Em uma reação reversível como:

${\mbox{N}}_{\mbox{(2)}}(g)+{\mbox{3H}}_{\mbox{2}}(g)\rightleftharpoons {\mbox{2NH}}_{\mbox{(3}}(g)$

A lei das pressões parcias nos permite escrever:

[N_2(g)] $={\frac {{\mbox{P}}_{\mbox{N2}}}{RT}}$

[N_2(g)] é a concentração em mol/litro de N₂
PN₂ é a pressão parcial de N₂
R é a constante universal dos gases
T é a temperatura em Kelvin

seguindo a mesma lógica podemos esquecrever:

[H_2(g)] $={\frac {{\mbox{P}}_{\mbox{H2}}}{RT}}$ e [NH_3(g)] $={\frac {{\mbox{P}}_{\mbox{NH3}}}{RT}}$

Sendo:

$K_{c}={\frac {[{\mbox{NH}}_{\mbox{3}}]^{\mbox{2}}}{[{\mbox{N}}_{\mbox{2}}]\cdot [{\mbox{H}}_{\mbox{2}}]^{\mbox{3}}}}$

Ao substiruir os valores de concentração obtidos, podemos assim calcular a constante de equilibrio.

Além disso, deslocamento do equilíbrio é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio. Numa reação entre gases, o aumento da pressão total sobre a mistura reduz seu volume. Então, as moléculas se aproximam e o número de choques entre elas aumenta, aumentando ,dessa maneira, a velocidade da reação. Assim sendo, a pressão parcial de cada gás influi na velocidade da reação como se fosse sua concentração em mols, ja que há proporcionalidade direta entre essas duas grandezas.^[2]

Lei de Henry

A lei de Henry ^[3] anuncia que a solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão parcial do gás.

k={\frac {p_{x}}{C_{x}}}

onde:

X = fração molar de equilíbrio do gás em solução (sua solubilidade);
P = pressão parcial na fase gasosa;
K = constante de proporcionalidade, ou constante de Henry.

Exemplos Práticos

Mergulho

Durante um mergulho, o mergulhador carrega cilindros deaço cheios de ar cuja pressão à nível do mar, é de 1 atm. Como o ar contém aproximadamente 20% de O₂ e 80% deNO₂, podemos dizer que a pressão parcial do oxigênio é aproximadamente 0,2 atm e a do nitrogênio é 0,8 atm. A cada 10m de descida, a pressão aumenta aproximadamente 1 atm. Logo, a 40 m de profundidade,a pressão será 1 atm (da superfície) mais 4 atm (da descida), totalizando 5 atm — conseqüentemente,teremos 1 atm de pressão para o O₂ e 4 atm para o N₂. A essa profundidade, o mergulhador estará respirando o ar dos cilindros a 5 atm de pressão; logo, haverá mais ar dissolvido em seu sangue — de acordo com a lei de Henry . Considerando os efeitos das elevadas pressões parciais de O₂ e de N₂ sobre o corpo humano:

A pressão parcial do oxigênio não pode ser muito alta (recomenda-se abaixo de 1,6 atm), em excesso, o oxigênio, acelera o metabolismo; como defesa do organismo, o ritmo respiratório diminui; com isso, diminui também a eliminação do CO₂, o que provoca o envenenamento do mergulhador.
A pressão parcial elevada no nitrogênio, por sua vez, causa a chamada “embriaguez do nitrogênio”, que faz o mergulhador perder a noção da realidade. Por essas razões, mergulhos mais profundos são feitos com misturas de oxigênio e hélio.

Se a subida do mergulhador for muito rápida, a descompressão faz com que os gases dissolvidos se separem rapidamente do sangue, resultando na formação de bolhas na corrente sangüínea (exatamente como acontece quando se abre uma garrafa de refrigerante). Esse fenômeno pode causar:

coceira, devido à formação de microbolhas sob a superfície da pele (“pulga do mergulhador”);
fortes dores nas articulações (conhecidas pelo termo inglês bends);
ruptura de alvéolos pulmonares, devido à expansão gasosa nos pulmões;
e até mesmo morte por embolia cerebral, caso as bolhas presentes na corrente sangüínea prejudiquem e/ou impeçam a chegada do sangue ao cérebro.

Ar Atmosférico

No ar atmosférico sempre há uma certa quantidade dissolvida de vapor de água—é o que se chama de umidade do ar. Se a umidade aumenta e chega ao ponto de saturação (ponto de orvalho), começa a se formar a neblina, as nuvens e o orvalho. Em boletins meteorológicos se divulga a umidade relativa do ar. Esse valor é definido como “o quociente entre a pressão parcial do vapor de água presente no ar e a pressão máxima do vapor de água, na mesma temperatura”. Esse quociente pode ser expresso em porcentagem, sendo que umidade relativa entre 50% e 70% são consideradas confortáveis pela maioria das pessoas.

Transporte de Oxigênio

O oxigênio do ar que respiramos, ao chegar aos pulmões, entra em contato com a hemoglobina (Hem) do sangue, dando origem à oxihemoglobina (HemO2), que é a responsável pelo transporte de O₂ até as células de todo o organismo. Assim, ocorre no sangue o seguinte equilíbrio:

${\mbox{Hem}}(aq)+{\mbox{O}}_{\mbox{2}}(g)\rightleftharpoons {\mbox{Hem}}_{\mbox{(O2)}}(aq)$

À medida que uma pessoa se desloca para locais de maior altitude, a quantidade e a pressão parcial de O2 no ar vai diminuindo e esse equilíbrio vai se deslocando para a esquerda (ler equilibrio quimico). Com isso, reduz-se a quantidade de oxi-hemoglobina, o que compromete a chegada de O₂ às células de todo o organismo; a pessoa sente fadiga e tontura, e pode até morrer em casos extremos. O corpo, sem dúvida, tenta reagir produzindo mais hemoglobina; esse processo, porém, é lento e somente se conclui depois de várias semanas de “ambientação” da pessoa com a altitude. Povos nativos de lugares muito altos, como o Himalaia, desenvolveram, através de muitas gerações, taxas de hemoglobina mais elevadas do que a dos habitantes à beira-mar. Esse fenômeno proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos jogadores de futebol da Bolívia, em relação a seus adversários estrangeiros, quando disputam uma partida na cidade de La Paz, a mais de 3.600mde altitude.

Ver também

Referências

↑ http://wikiciencias.casadasciencias.org/index.php/Lei_de_Dalton
↑ Quimica volume 2 - Físico Quimica,Ricardo Feltre, 6ª Edição, Editora Moderna
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 50.versão eletrônica (em inglês)

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[1] ttp://wikiciencias.casadasciencias.org/index.php/Lei_de_Dalton

[2] Quimica volume 2 - Físico Quimica,Ricardo Feltre, 6ª Edição, Editora Moderna

[3] International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 50.versão eletrônica (em inglês)

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 de várias semanas de “ambientação” da pessoa com a altitude. Povos nativos de lugares muito altos, como o Himalaia, desenvolveram, através de muitas gerações, taxas de hemoglobina mais elevadas do que a dos habitantes à beira-mar. Esse fenômeno proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos jogadores de futebol da Bolívia, em relação a seus adversários estrangeiros, quando disputam uma partida na cidade de La Paz, a mais de 3.600mde altitude.
+== Ver também ==
+*[[equilibrio quimico]]
+*[[Lei dos gases ideais]]
+*[[pressão]]
+*[[Lei de Dalton]]
+*[[Lei de henry]]
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 {{esboço-química}}