Presiune parțială

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 26 mai 2021; verificările necesită 3 modificări .

Presiunea parțială ( lat. partialis „parțial” din pars „parte”) este presiunea pe care ar avea-o un gaz care face parte dintr-un amestec de gaze dacă singur ar ocupa un volum egal cu volumul amestecului la aceeași temperatură [1] [2] [3] . Presiunea totală a unui amestec de gaze este suma presiunilor parțiale ale componentelor sale.

În chimie , presiunea parțială a unui gaz într-un amestec de gaze este definită ca mai sus. Presiunea parțială a unui gaz dizolvat într-un lichid este presiunea parțială a gazului care s-ar forma în faza gazoasă în echilibru cu lichidul la aceeași temperatură. Presiunea parțială a unui gaz este măsurată ca activitate termodinamică a moleculelor de gaz . Gazele vor curge întotdeauna dintr-o zonă de presiune parțială ridicată într-o zonă de presiune mai mică; și cu cât diferența este mai mare, cu atât fluxul va fi mai rapid. Gazele se dizolvă, difuzează și reacționează în funcție de presiunea lor parțială și nu sunt neapărat dependente de concentrația din amestecul de gaze.

Legile presiunii parțiale ale lui Dalton

Pentru un gaz ideal, presiunea parțială dintr-un amestec este egală cu presiunea care s-ar exercita dacă acesta ar ocupa același volum ca întregul amestec de gaze la aceeași temperatură. Motivul pentru aceasta este că, prin definiție, nu există forțe atractive sau respingătoare între moleculele unui gaz ideal, ciocnirile lor între ele și cu pereții vasului sunt absolut elastice, iar timpul de interacțiune dintre molecule este neglijabil. comparativ cu timpul mediu dintre ciocniri. În măsura în care condițiile unui amestec de gaze din viața reală sunt apropiate de acest ideal, presiunea totală a amestecului este egală cu suma presiunilor parțiale ale fiecărui gaz din amestec, așa cum formulează legea lui Dalton [4] . De exemplu, având în vedere un amestec de gaz ideal de azot (N 2 ), hidrogen (H 2 ) și amoniac (NH 3 ):

P=P_{{{{\mathrm {N}}}_{2}}}+P_{{{{\mathrm {H}}}_{2}}}+P_{{{{\mathrm {NH} }}_{3}}}

, Unde:

$P$ = presiunea totală în amestecul de gaze

$P_{{{{\mathrm {N}}}_{2}}}$ = presiunea parțială a azotului (N 2 )

$P_{{{{\mathrm {H}}}_{2}}}$ = presiunea parțială a hidrogenului (H 2 )

$P_{{{{\mathrm {NH}}}_{3}}}$ = presiunea parțială a amoniacului (NH 3 )

Amestecuri de gaze ideale

Fracția molară a componentelor individuale de gaz într-un amestec de gaze ideal poate fi exprimată în termeni de presiuni parțiale ale componentelor sau moli de componente:

x_{{{\mathrm {i}}}}={\frac {P_{({\mathrm {i}}}}}{P}}={\frac {n_{({\mathrm {i}}} }}{n}}

iar presiunea parțială a componentelor individuale ale gazelor dintr-un gaz ideal poate fi obținută folosind următoarea expresie:

P_{{{\mathrm {i}}}}=x_{{{\mathrm {i}}}}\cdot P

, Unde:

$x_{{{\mathrm {i}}}}$ = fracția molară a oricărei componente individuale de gaz dintr-un amestec de gaze

$P_{{{\mathrm {i}}}}$ = presiunea parțială a oricărei componente individuale de gaz dintr-un amestec de gaze

$n_{{{\mathrm {i}}}}$ = moli de orice component individual de gaz dintr-un amestec de gaze

$n$ = numărul total de moli de amestec gazos

$P$ = presiunea totală în amestecul de gaze

Fracția molară a unui component individual din amestecul de gaze este egală cu fracția de volum a acestui component în amestecul de gaze [5] .

Vezi și

Aburi
Ecuația de stare a gazului , a gazului ideal și a gazului ideal
Fracție molară și mol
legile lui Dalton
Procent de volum
legea lui Henry

Note

↑ Presiune parțială. Articol în enciclopedia fizică. . Preluat la 6 iulie 2012. Arhivat din original la 5 iulie 2012. (nedefinit)
↑ Charles Henrickson. Chimie (neopr.) . — Cliffs Notes, 2005. — ISBN 0-764-57419-1 .
↑ Presiune parțială. Marea Enciclopedie Sovietică. . www.booksite.ru _ Preluat la 11 ianuarie 2021. Arhivat din original la 13 ianuarie 2021. (Rusă)
↑ Legea presiunilor parțiale a lui Dalton (link inaccesibil) . Data accesului: 29 ianuarie 2010. Arhivat din original la 22 decembrie 2008. (nedefinit)
↑ Note la cursul de inginerie chimică de la Universitatea Pittsburgh (link nu este disponibil) . Data accesului: 29 ianuarie 2010. Arhivat din original la 23 aprilie 2009. (nedefinit)

Dicționare și enciclopedii	mare danez Mare norvegian Rusă mare Britannica (online)
În cataloagele bibliografice	GND : 4173433-6