Presión parcial y presión de vapor
La presión parcial y la presión de vapor son términos científicos comúnmente utilizados relacionados con la cantidad de presión ejercida por los componentes del sistema, pero su identidad puede ser confusa para otros. Hay una clara distinción entre estos términos, incluyendo sus efectos e identidad. Este artículo explicará más detalladamente las diferencias entre estos términos. También incluirá algunos ejemplos para desmitificar las aplicaciones de los mismos.
Comencemos por resaltar el concepto de presión antes de poder profundizar en la distinción entre vapor y presión parcial. La presión se define científicamente como la fuerza aplicada por unidad de área sobre un objeto o una sustancia. También se puede definir como la fuerza aplicada por las partículas que chocan entre sí y a menudo se mide utilizando Pascal. En el caso de colisión de partículas, se utiliza la ecuación del gas y la teoría cinética de los gases para calcular la presión.
¿Qué es la presión de vapor?
La presión de vapor puede aplicarse a fases líquidas o sólidas. Es la presión ejercida por el vapor en su equilibrio termodinámico sobre su estado líquido o sólido a una temperatura dada en un sistema cerrado cuando tanto el vapor como el líquido (sólido) están en contacto. Esta presión surge como resultado de la vaporización, que se activa por un aumento del calor en el sólido o líquido. Por lo tanto, la temperatura se utiliza como medida de vaporización y es directamente proporcional a la presión de vapor. Esto significa que, cuanto más alta es la temperatura, mayor es la presión de vapor.
Durante la vaporización, las moléculas de aire se escapan como resultado de la mayor energía cinética al aire en un sistema cerrado. Luego, cuando está en equilibrio, la presión de vapor surge entre el vapor y su forma condensada de líquido (sólido). En soluciones donde las fuerzas intermoleculares son más débiles, la presión de vapor tiende a ser mayor y, a la inversa, en soluciones donde las fuerzas intermoleculares son más fuertes, la presión de vapor es menor.
La presión de vapor también puede ocurrir en mezclas ideales como lo explica la Ley de Raoult. Establece que la presión de vapor parcial de un componente particular en una mezcla líquida o sólida es igual a la presión de vapor de ese componente multiplicada por su fracción molar en esa mezcla a una temperatura dada. El siguiente ejemplo lo ilustrará.
Ejemplo 1.
Dada una mezcla ideal de 0,5 mol. etanol y 1,5 mol. El metanol con la presión de vapor de 30KPa y 52KPa, respectivamente, determina la presión de vapor parcial de cada componente.
Solución:
El número total de moles es 1.5mol + 0.5mol = 2.0mol. De acuerdo con la Ley de Raoult, la presión de vapor parcial es igual a la presión de vapor multiplicada por la fracción molar de ese componente en particular. En este caso, la Pmetanol = 1.5 / 2 * 52 = 39KPa y Petanol = 0.5 / 2 * 30 = 7.5KPa.
Cuando tenga las presiones de vapor parciales de los componentes en la mezcla, puede obtener la presión de vapor total sumándolas juntas. En este sentido, 7.5 + 39 proporciona una presión de vapor total de 46.5 KPa de la mezcla de soluciones de etanol y metanol.
Factores que afectan la presión de vapor.
Identidad de las moléculas
Como ya se mencionó anteriormente, los tipos de fuerzas moleculares determinan la cantidad de presión de vapor que se debe ejercer. Si las fuerzas son más fuertes, entonces emerge menos presión de vapor, y si es más débil, entonces surge más presión de vapor. Por lo tanto, la composición del líquido o sólido afectará la presión de vapor.
Temperatura
Una temperatura más alta conduce a una presión de vapor más alta porque activa más energía cinética para romper las fuerzas moleculares, de modo que las moléculas puedan escapar de la superficie del líquido rápidamente. Cuando la presión de vapor (presión de vapor saturada) es igual a la presión externa (presión atmosférica), el líquido comenzará a hervir. Una temperatura más baja resultará con una baja presión de vapor y tomará tiempo para que el líquido hierva.
Ley de presiones parciales de Dalton
¿Qué es la presión parcial?
La idea de presión parcial fue propuesta por primera vez por el reconocido científico John Dalton. Dio a luz a su Ley de presiones parciales, que establece que la presión total ejercida por una mezcla ideal de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales. Digamos que un contenedor en particular está lleno de gases de hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, la presión total, PTOTAL, Será igual a la suma de oxígeno, nitrógeno e hidrógeno. La presión parcial de cualquier gas en esa mezcla se calcula multiplicando la presión total por la fracción molar del gas individual.
En pocas palabras, la presión parcial es la presión ejercida por un gas en particular en la mezcla como si estuviera actuando sola en el sistema. Por lo tanto, ignora otros gases al determinar la presión parcial de un gas individual. Esta teoría se puede verificar inyectando, digamos, 0.6atm de O2 en un contenedor de 10.0 L a 230K y luego inyectando 0.4atm N2 en un recipiente idéntico del mismo tamaño a la misma temperatura, y luego, en última instancia, combine los gases para medir la presión total; Será la suma de los dos gases. Esto explica claramente la presión parcial de un gas individual en una mezcla de gases no reactivos.
Calculando la presión parcial.
Calcular la presión parcial es una brisa absoluta, ya que la ley de Dalton [1] establece disposiciones para ello. Dependerá de la información típica proporcionada.Si, por ejemplo, la presión total se da para una mezcla de gas A y B, así como la presión del gas A, la presión parcial de B se puede calcular utilizando PTOTAL = PUNA + Psegundo. El resto son manipulaciones algebraicas. Pero en el caso de que solo se haya administrado la presión total de la mezcla, puede usar la fracción molar del gas B para determinar la presión parcial. La fracción molar, indicada por X, se puede encontrar al dividir los moles de gas B por el total de moles de la mezcla de gases. Luego, para encontrar la presión parcial, multiplicarás la fracción molar, X, por la presión total. El siguiente ejemplo lo desarrolla.
Ejemplo 2.
Una mezcla de nitrógeno y oxígeno, con 2.5 moles y 1.85 moles, respectivamente, se inyecta en un contenedor de 20.0L con una presión total de 4atm; Calcular la presión parcial ejercida por el gas oxígeno.
Solución:
El número total de moles en la mezcla es 2.5 + 1.85 = 4.35 moles. Así que la fracción molar de oxígeno, Xo, serán 1,85 moles / 4,35 moles = 0,425 moles. La presión parcial de oxígeno será 0.425 * 4atm = 1.7atm. La presión parcial del gas restante puede calcularse siguiendo el mismo enfoque o puede calcularse utilizando el gas oxígeno y la presión total, según se describe en la ley de presiones parciales de Dalton, según la cual la presión total de los gases no reactivos es igual a la suma de Las presiones parciales.
Diferencia entre vapor y presión parcial.
De las explicaciones anteriores, es evidente que la presión de vapor y la presión parcial son dos presiones distintas. La presión de vapor se aplica en las fases líquidas y sólidas, mientras que la presión parcial se aplica en la fase gaseosa. La presión de vapor se ejerce en la transición de fase después de que se haya agregado suficiente calor a la solución, lo que lleva a sus moléculas a escapar en un sistema cerrado.
La principal diferencia entre la presión parcial y la presión de vapor es que la presión parcial es la presión ejercida por un gas individual en una mezcla como si estuviera sola en ese sistema, mientras que la presión de vapor se refiere a la presión ejercida por el vapor en su equilibrio termodinámico con Su estado condensado de líquido o sólido. La siguiente tabla ofrece una comparación concisa de estas presiones.
| Presión de vapor | Presión parcial |
| Se ejerce por vapor líquido o sólido sobre su fase condensada en equilibrio. | Se ejerce por gases individuales en una mezcla de gases no reactivos. |
| Bien explicado por la Ley de Raoult. | Bien explicado por la Ley de Dalton. |
| Aplicable en fases sólidas y líquidas. | Aplicable solo en fases gaseosas. |
| Independiente de la superficie o del volumen del sistema. | Calculado utilizando los gases en el mismo volumen. |
| Calculado utilizando la fracción molar del soluto. | Calculado utilizando la fracción molar del gas. |
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La presión de vapor y la presión parcial son dos términos científicos importantes que se usan para determinar los efectos de las fuerzas aplicadas por el vapor y los gases, respectivamente, en un sistema cerrado dado a temperaturas particulares. Su principal diferencia es el área de aplicación con la presión de vapor aplicada en fases líquidas o sólidas, mientras que la presión parcial se aplica en un gas individual en una mezcla de gases ideales en un volumen determinado.
La presión parcial se calcula fácilmente siguiendo la Ley de Presiones Parciales de Dalton, mientras que la presión de vapor se calcula aplicando la Ley de Raoult. En cualquier mezcla dada, cada componente de gas ejerce su propia presión, que se denomina presión parcial independiente de otros gases. Y cuando dupliques los lunares de cualquier componente con la temperatura constante, aumentarás su presión parcial. Según la relación de Clausius-Clapeyron [2], la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura.
Con la información mencionada anteriormente, debe poder distinguir entre la presión de vapor y la presión parcial. También deberías poder calcularlos usando las fracciones molares y multiplicando por la presión total. Le hemos dado ejemplos típicos para elaborar sobre la aplicación de estas presiones.
