¿Qué es la presión parcial?

Conceptos básicos

En este artículo, aprenderemos sobre la presión parcial y su importancia con respecto a la ley de Dalton, la ley de los gases ideales, las fracciones molares y el principio de L’Chatelier.

Temas tratados en otros artículos

• Ley de Charles
• Ley de Avogadro
• Ley de Boyle
• Ley de los gases combinados
• Aproximación al estado estacionario

Presión y presión parcial

Los fisicoquímicos suelen interesarse mucho por la presión de los gases. En química, la presión de un gas (una función de estado) es la fuerza que ejerce sobre alguna superficie, normalmente las paredes de un recipiente. El gas ejerce esta fuerza a partir de las colisiones de las partículas de gas contra el recipiente, lo que se traduce en una fuerza hacia el exterior.

Con una mezcla de gases en algún recipiente, la presión total de la mezcla implica las colisiones de cada gas. Los fisicoquímicos utilizan el término presión parcial para describir la presión debida a las colisiones de un gas específico en la mezcla. Las presiones parciales individuales se relacionan con la presión total de la mezcla según la Ley de Dalton.

Presión parcial y ley de Dalton

La Ley de Dalton dice que las presiones parciales de cada gas en una mezcla simplemente se suman a la presión total de la mezcla. 

P_total = ∑P_i = P₁ + P₂ + P₃ + … P_n

Como puedes observar, la Ley de Dalton facilita las matemáticas para hallar la presión total a partir de las presiones parciales.

Por ejemplo, supongamos que tenemos una mezcla de 0.25atm de oxígeno, 0.50atm de nitrógeno, y 1.25atm de metano. Utilizando la Ley de Dalton, sumamos cada presión parcial para hallar una presión total de 2.00atm contra las paredes del recipiente:

P_total = PO₂ + PN₂ + PCH₄

P_total = 0.25atm + 0.50atm + 1.25atm = 2.00atm 

La Ley de Dalton es ciertamente útil para hallar la presión total, suponiendo que ya conozcamos los parciales. Pero en la mayoría de los entornos prácticos de investigación, se puede medir fácilmente la presión total de una mezcla utilizando barómetros. En estas circunstancias, es posible que queramos conocer las presiones parciales de cada gas componente de la mezcla.

Entonces, ¿cómo hallamos las presiones parciales a partir de las presiones totales? La respuesta implica utilizar una ley física diferente, concretamente la Ley de los Gases Ideales

Presión parcial y ley de los gases ideales

La presión (incluida la presión parcial) se relaciona con la temperatura (T), volumen (V), y moles (n) según la Ley de los gases ideales:

PV = nRT

R = Constante de gas ideal

La relación entre la presión y cada una de estas otras variables tiene sentido desde la perspectiva de las colisiones moleculares. Aumentar la temperatura aumenta la velocidad de las partículas de gas, lo que aumenta la fuerza de sus colisiones contra el recipiente, aumentando así la presión. La disminución del volumen acorta las trayectorias de cada molécula de gas en el recipiente, lo que aumenta las colisiones y, por tanto, la presión. El aumento de los moles de un gas incrementa de forma similar las colisiones en el recipiente, aumentando así la presión.

En las mezclas de gases, todos los gases tienen la misma temperatura y volumen, debido a que comparten el mismo recipiente. Esto significa que la presión parcial de un gas en una mezcla de gases depende totalmente de los moles de ese gas.

Así, si conocemos la presión total de una mezcla, podemos calcular la presión parcial de un gas si conocemos la fracción molar del gas.

Presiones parciales y fracciones molares

En química, una fracción molar (X) es la relación (sin unidades) entre los moles de un componente de una mezcla y los moles de todos los componentes de la mezcla. Dicho de otro modo, una fracción molar es la proporción de un componente en una mezcla. Si una mezcla de partículas de 2mol de partículas de gas incluye 1mol nitrógeno, entonces la fracción molar de nitrógeno es de 0.5.

X_A = n_A / n_total

XN₂ = n_N2 / n_total = 1mol / 2 mol = 0.5 

En una mezcla gaseosa, la fracción molar de un gas es igual a la relación entre su presión parcial y la presión total.

X_A = n_A / n_total = P_A / P_total

Así, se puede multiplicar la fracción molar de un gas por la presión total para obtener su presión parcial. Si sabemos que esta misma mezcla tiene 2.50atm de presión total, el nitrógeno debe tener una presión parcial de 1.25atm.

XN₂ = PN₂ / P_total

PN₂ = XN₂ (P_total) = 0.5 (0.250atm) = 1.25atm

Presión parcial y principio de L’Chatelier

Como resultado de la relación directa de la presión parcial con las proporciones molares, los químicos suelen considerarla la forma gaseosa de la «concentración». Esto significa que la presión parcial es un concepto importante a la hora de estudiar la dinámica de equilibrio de una mezcla gaseosa.

Supongamos que tenemos una mezcla de gases que también sirve como mezcla de reacción. En concreto, tenemos 1atm para cada uno de nitrógeno, hidrógeno y amoníaco. Mediante el proceso de Haber, el nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar amoníaco según esta ecuación de reacción reversible:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

Es importante decir que nuestra mezcla de gases se encuentra actualmente en equilibrio. Esto significa que las presiones parciales de cada gas permanecen constantes durante largos periodos.

Sin embargo, según el Principio de L’Chatelier, si sometemos este equilibrio a una tensión, la reacción se desplazará en respuesta. Concretamente, si aumentamos la presión parcial del amoníaco, sometemos al sistema a una tensión de presión. En respuesta, la reacción se «desplaza a la izquierda», consumiendo parte de ese exceso de amoníaco y produciendo nitrógeno e hidrógeno, hasta que se restablece el equilibrio.

Además, si aumentamos la presión de todo el sistema, también se produce un desplazamiento del equilibrio. Esto se puede hacer añadiendo un gas inerte, como criptón o xenón, por ejemplo. Lo importante es que esto no cambia las presiones parciales de los gases de reacción. 

Para reducir la tensión en el sistema, nuestra reacción se desplazaría hacia el lado de la ecuación de reacción con menos moles de gas. Esto, a su vez, disminuye las presiones parciales totales entre los gases implicados en la reacción. 

En nuestro ejemplo, hay 4mol gas a la izquierda y 2mol a la derecha. Así, la adición de un gas inerte desplaza nuestra reacción «hacia la derecha», produciendo más amoníaco.

Problemas de práctica de presión parcial

Problema 1

A una temperatura dada se tiene 1atm hidrógeno gaseoso. Primero, se añade suficiente cloro gaseoso para reducir la fracción molar de hidrógeno gaseoso a XH₂ = 1/3. ¿Cuáles son las presiones parciales de hidrógeno y cloro?

Problema 2

Con el sistema de gas de (1), el hidrógeno y el cloro reaccionan para formar ácido clorhídrico gaseoso según la siguiente reacción:

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)

¿Cuál de las siguientes acciones desplazaría la reacción hacia el ácido clorhídrico?

• a) Añadiendo un gas inerte
• b) Aumentando el volumen de la cámara de reacción
• c) Disminuyendo la presión parcial de Cl₂
• d) Ninguna de las anteriores

Soluciones a problemas de práctica de presión parcial

1: XH₂ = 1atm, XCl₂ = 2atm

2: (d)