Legge delle pressioni parziali

La pressione totale esercitata da una miscela ideale di gas ideali è uguale alla somma delle pressioni parziali che sarebbero esercitate dai gas se fossero presenti da soli in un eguale volume.

La pressione parziale $p_{i}$ di un componente di una miscela di gas è la pressione che questo avrebbe qualora occupasse, da solo, il volume a disposizione dell'intera miscela alla medesima temperatura T.

Più precisamente, la pressione P di una miscela di q gas può essere definita come:

$P=\sum _{i=1}^{q}p_{i}=p_{1}+p_{2}+...+p_{q}$

dove $p_{i}$ rappresenta la pressione parziale dell'i-esimo componente.

Questo significa che ogni gas presente in una miscela ideale, agisce come se l'altro gas non fosse presente e, pertanto, le pressioni di ciascun gas possono essere semplicemente sommate. Si presume che i gas non reagiscano o interagiscano mediante forze intermolecolari (Van Der Waals, London) l'uno con l'altro.

La legge di Dalton prende il nome dal chimico John Dalton, che la formulò nel 1807.

Esempi

Pressione atmosferica

I componenti principali dell'aria sono:

• azoto (nella percentuale molare del 78%);
• ossigeno (nella percentuale molare del 20,96%);
• anidride carbonica (nella percentuale molare dello 0,03%);
• argon (nella percentuale molare dello 0,8%);
• altri gas (nella percentuale molare dello 0,21%).

Secondo la legge di Dalton, la somma delle corrispondenti pressioni parziali deve essere uguale alla pressione atmosferica (1 atm = 101,3 kPa) e infatti:

• azoto: 79,014 kPa;
• ossigeno: 21,232 kPa;
• anidride carbonica: 0,0304 kPa;
• argon: 0,8104 kPa;
• altri gas: 0,2127 kPa.

Totale (aria): 101,3 kPa.

Gas ideali

La legge di Dalton può essere estesa nei gas ideali alla seguente relazione:

$P={\frac {RT}{V}}\sum n_{i}$

dove:

• P: pressione totale
• R: costante dei gas
• T: temperatura assoluta (in kelvin)
• V: volume del contenitore
• n₁, n₂.. n_i: moli di ciascun gas

In tal senso è possibile calcolare la pressione totale anche con variazioni di temperatura e volume. Considerando tuttavia che:

$P=\sum p_{i}$

dove $p_{i}=n_{i}{\frac {RT}{V}}$

e sapendo che la frazione molare x_i è il rapporto tra le moli n_i del gas e la somma delle moli di ciascun gas, ossia:

$x_{i}={\frac {n_{i}}{\sum n_{i}}}$

ne deriva che la pressione parziale di ciascun componente è uguale alla pressione totale per la propria frazione molare:

$p_{i}=n_{i}{\frac {P}{\sum n_{i}}}=x_{i}P$

Immersioni subacquee

La legge di Dalton e i principi sopra esposti sono di fondamentale importanza nell'attività subacquea. Infatti la quantità di gas (principalmente azoto e ossigeno) disciolti nel sangue è proporzionale alla pressione assoluta. Ciò significa che all'aumentare della pressione aumenta anche la quantità dei gas disciolti nel sangue. Quindi se ipoteticamente alla pressione di 1 atm (a livello del mare) è presente un litro di azoto disciolto nel sangue, a 10 atm saranno presenti 10 litri di azoto disciolti nel sangue.

La camera iperbarica simula un ambiente come quello dei fondali marini, soggetto a pressione e simulando una "risalita" (cioè diminuendo costantemente la pressione) facilita il riequilibrio tra i gas disciolti e la pressione esterna.

Bibliografia

• Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
• Gianfranco Fabbri, La trasformazione chimica. Chimica fisica per corsi annuali e semestrali, Piccin, 1992, pp. 124-125, ISBN 88-299-1015-5.

Voci correlate

• Equazione di Duhem-Margules
• Legge di Amagat

Collegamenti esterni

• Legge delle pressioni parziali, su thes.bncf.firenze.sbn.it, Biblioteca Nazionale Centrale di Firenze.
• (EN) Legge delle pressioni parziali, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
• (EN) IUPAC Gold Book, "pressure", su goldbook.iupac.org.