Legge delle pressioni parziali

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
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.

Più precisamente, la pressione P di una miscela di q gas può essere definita come:[1]

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.[2]

Esempi[modifica | modifica wikitesto]

Pressione atmosferica[modifica | modifica wikitesto]

I componenti principali dell'aria sono:

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[modifica | modifica wikitesto]

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.. ni: 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 xi è il rapporto tra le moli ni 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:[1]

 p_i = n_i \frac{P}{\sum n_i} = x_iP

Immersioni subacquee[modifica | modifica wikitesto]

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 atmosferica. 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 emula 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.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ a b Fabbri, op. cit., pp. 124-125
  2. ^ Silvestroni, op. cit., p. 170

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]