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→‎Lei de Dalton par pressões parciais: Aterado para "Lei de Dalton para pressões parciais" (faltou uma letra para completar a preposição)
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Você não irá precisar disso para a vida, então desligue o computador ou o celular e vá brincar na rua, se divertir com os amigos, ou fazer algo que você realmente quer, seja livre, não se prenda aos estudos !!! O mundo é nosso.
A '''pressão parcial''' de um gás numa mistura gasosa de gases ideais corresponde à pressão que este exerceria caso estivesse sozinho ocupando todo o recipiente, à mesma temperatura da mistura ideal. Sendo assim, a pressão total é calculada através da soma das '''pressões parciais''' dos gases que compõe a mistura.
 
{| class="diff diff-contentalign-left"
Considerando "P" a pressão total, P<sub>A</sub> a pressão parcial de um certo gas "A", P<sub>B</sub> a pressão parcial de um certo gás "B" e "X" a [[fração molar]], temos a seguinte relação:
|Considerando "P" a pressão total, P<nowiki><sub>A</sub></nowiki> a pressão parcial de um certo gas "A", P<nowiki><sub>B</sub></nowiki> a pressão parcial de um certo gás "B" e "X" a <nowiki>[[fração molar]]</nowiki>, temos a seguinte relação:
 
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<math>\!P_A = X_A.P</math> ou <math>\!P_B = X_B.P</math>
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sendo que a fração molar (X) de um gás é a relação entre o número de [[mol]]s do gás pelo número de mols da mistura. Exemplo: <math>\!X_A = \frac{n_A}{n~total}</math>
|
 
| colspan="2" | 
'''OBS''': Esse método descrito aqui corresponde a lei de Raoult e vale apenas para gases ideais. Para gases reais: em uma mistura o volume molar das substância não é o mesmo que o volume molar do gás ideal (calculado por P.V=n.R.T).
|-
 
|−
A '''pressão parcial''' de um gás mede as atividades termodinâmicas das moléculas do gás. Gases dissolvem, reagem e se difundem de acordo com as suas pressões parciais e não de acordo com sua concentração em uma mistura de gases ou líquidos. Essa propriedade é muito usada na quimica, para mistura de soluções, podendo assim ter aplicações em outras áreas como a medicina. Analisando a '''pressão parcial''' do oxigênio Podemos identificar a quantidade de oxigênio que seria tóxico para o corpo humano, aplicação válida para quem esquia ou mergulha.
|<nowiki><math>\!P_A = X_A.P</math> ou <math>\!P_B = X_B.P</math></nowiki>
 
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==Lei de Dalton para pressões parciais==
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{{main|Lei de Dalton}}
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A lei de Dalton, ou lei das pressões parciais, estabelece que a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma da pressão parcial de cada um dos gases que compõem a mistura. É estritamente válida para misturas de gases ideais, isto é, moléculas não interagem umas com as outras. Este "princípio" foi estabelecido em 1801 pelo cientista inglês John Dalton (1766-1844), em estudos sobre a quantidade de vapor de água contida no ar a diferentes temperaturas.
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Considerando uma mistura gasosa ideal de três componentes A, B e C, a pressão total (pt) é calculada da seguinte forma:
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|sendo que a fração molar (X) de um gás é a relação entre o número de <nowiki>[[mol]]</nowiki>s do gás pelo número de mols da mistura. Exemplo: <nowiki><math>\!X_A = \frac{n_A}{n~total}</math></nowiki>
<math>\!Pt = Pa + Pb + Pc </math>
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* '''Pa''', '''Pb''' e '''Pc''' representam, respectivamente, as pressões parciais de A, B e C. <ref>http://wikiciencias.casadasciencias.org/index.php/Lei_de_Dalton</ref>
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==Constante de Equilibrio em uma mistura de gases==
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{{main|Equilíbrio químico}}
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Podemos determinar a [[Constante de equilíbrio|constante de equilibrio]] em uma mistura de gases através das '''pressões parcias''' do gases que a compõe.
|<nowiki>'''OBS'''</nowiki>: Esse método descrito aqui corresponde a lei de Raoult e vale apenas para gases ideais. Para gases reais: em uma mistura o volume molar das substância não é o mesmo que o volume molar do gás ideal (calculado por P.V=n.R.T).
Em uma reação reversível como:
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<math>\mbox{N}_\mbox{(2)}(g) + \mbox{3H}_\mbox{2}(g) \rightleftharpoons \mbox{2NH}_\mbox{(3}(g)</math>
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A lei das pressões parcias nos permite escrever:
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|A <nowiki>'''pressão parcial''' de um gás mede as atividades termodinâmicas das moléculas do gás. Gases dissolvem, reagem e se difundem de acordo com as suas pressões parciais e não de acordo com sua concentração em uma mistura de gases ou líquidos. Essa propriedade é muito usada na quimica, para mistura de soluções, podendo assim ter aplicações em outras áreas como a medicina. Analisando a '''pressão parcial'''</nowiki> do oxigênio Podemos identificar a quantidade de oxigênio que seria tóxico para o corpo humano, aplicação válida para quem esquia ou mergulha.
 
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[N<sub>2(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{N2}}{RT}</math>
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*[N<sub>2(g)</sub>] é a concentração em mol/litro de N<sub>2</sub>
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*PN<sub>2</sub> é a '''pressão parcial''' de N<sub>2</sub>
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*R é a [[constante universal dos gases]]
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*T é a temperatura em [[Kelvin]]
|==Lei de Dalton para pressões parciais==
 
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seguindo a mesma lógica podemos escrever:
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|<nowiki>{{main|Lei de Dalton}}</nowiki>
[H<sub>2(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{H2}}{RT}</math>&nbsp; &nbsp; e &nbsp; &nbsp;[NH<sub>3(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{NH3}}{RT}</math>
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Sendo:
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<math>K_c = \frac{[\mbox{NH}_\mbox{3}]^\mbox{2}}{[\mbox{N}_\mbox{2}] \cdot [\mbox{H}_\mbox{2}]^\mbox{3}}</math>
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|A lei de Dalton, ou lei das pressões parciais, estabelece que a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma da pressão parcial de cada um dos gases que compõem a mistura. É estritamente válida para misturas de gases ideais, isto é, moléculas não interagem umas com as outras. Este "princípio" foi estabelecido em 1801 pelo cientista inglês John Dalton (1766-1844), em estudos sobre a quantidade de vapor de água contida no ar a diferentes temperaturas.
Ao substituir os valores de concentração obtidos, podemos assim calcular a [[Constante de equilíbrio|constante de equilíbrio]].
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Além disso, deslocamento do [[equilíbrio químico | equilíbrio]] é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de [[equilíbrio químico | equilíbrio]]. Numa reação entre gases, o '''aumento da [[pressão]] total''' sobre a mistura '''reduz seu volume'''. Então, as moléculas se aproximam e o número de choques entre elas aumenta, '''aumentando ,dessa maneira, a velocidade da reação'''. Assim sendo, a '''pressão parcial''' de cada gás influi na velocidade da reação como se fosse sua concentração em mols, a que há proporcionalidade direta entre essas duas grandezas.<ref>Quimica volume 2 - Físico Química,Ricardo Feltre, 6ª Edição, Editora Moderna </ref>
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==Lei de Henry==
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{{main|Lei de Henry}}
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A [[lei de Henry]] <ref>[[International Union of Pure and Applied Chemistry]] (1993). ''[[Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry]]'', 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 50.[http://www.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf versão eletrônica] {{en}}</ref> anuncia que a [[solubilidade]] de um [[gás]] dissolvido em um [[líquido]] é proporcional à '''pressão parcial''' do gás.
|Considerando uma mistura gasosa ideal de três componentes A, B e C, a pressão total (pt) é calculada da seguinte forma:
 
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:<math>k = \frac {p_x}{C_x}</math>
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onde:
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*X = [[fração molar]] de equilíbrio do gás em [[solução]] (sua [[solubilidade]]);
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*P = '''pressão parcial''' na fase gasosa;
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*K = constante de proporcionalidade, ou constante de [[lei de Henry| Henry]].
|<nowiki><math>\!Pt = Pa + Pb + Pc </math></nowiki>
 
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==Exemplos Práticos==
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===Mergulho===
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[[File:Mergulho em Fernando de Noronha, Pernambuco, Brasil.jpg|thumb|right|330 px|Mergulho em Fernando de Noronha, Pernambuco, Brasil]]
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Durante um mergulho, o mergulhador carrega cilindros de aço cheios de ar cuja pressão à nível do mar, é de 1 atm. O ar contém aproximadamente 20% de O<sub>2</sub> e 80% de NO<sub>2</sub>, logo a '''pressão parcial''' do oxigênio é aproximadamente 0,2 atm e a do nitrogênio é 0,8 atm. A cada 10m de descida, a [[pressão]] aumenta aproximadamente 1 atm. Portanto, a 40 m de profundidade,a [[pressão]] será 1 atm (da superfície) mais 4 atm (da descida), totalizando 5 atm — consequentemente,teremos 1 atm de pressão para o O<sub>2</sub> e 4 atm para o N<sub>2</sub>. A essa profundidade, o mergulhador estará respirando ar (vindo dos cilindros) a 5 atm de [[pressão]]; Então, haverá mais ar dissolvido em seu sangue — de acordo com a [[lei de Henry ]].
|-
Considerando os efeitos das elevadas '''pressões parciais''' de O<sub>2</sub> e de N<sub>2</sub> sobre o corpo humano:
|−
|
*A '''pressão parcial''' do oxigênio não pode ser muito alta (recomenda-se abaixo de 1,6 atm), em excesso ocorre a aceleração do metabolismo o que causa a diminuição do ritmo respiratório, diminuindo também a eliminação do CO<sub>2</sub>, o que provoca o envenenamento do mergulhador.
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*A '''pressão parcial''' elevada no nitrogênio causa a chamada “embriaguez do nitrogênio”, que faz o mergulhador perder a noção da realidade.
|-
 
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Se a subida do mergulhador for muito rápida, a descompressão faz com que os gases dissolvidos se separem rapidamente do sangue, resultando na formação de bolhas na corrente sanguínea, o que pode causar:
|* <nowiki>'''Pa''', '''Pb''' e '''Pc'''</nowiki> representam, respectivamente, as pressões parciais de A, B e C. <nowiki><ref>http://wikiciencias.casadasciencias.org/index.php/Lei_de_Dalton</ref></nowiki>
 
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* coceira, formação de microbolhas sob a superfície da pele;
|-
* dores nas articulações;
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* ruptura de alvéolos pulmonares, devido à expansão gasosa nos pulmões;
|
* até mesmo morte por embolia cerebral, caso as bolhas presentes na corrente sanguínea prejudiquem e/ou impeçam a chegada do sangue ao cérebro.
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=== Ar Atmosférico ===
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No ar atmosférico sempre há uma certa quantidade dissolvida de vapor de água—é o que se chama de umidade do ar. Se a umidade aumenta
|==Constante de Equilibrio em uma mistura de gases==
e chega ao [[ponto de saturação]] (ponto de orvalho), começa a se formar a neblina, as nuvens e o orvalho. Em boletins meteorológicos se divulga a umidade relativa do ar. Esse valor é definido como “o quociente entre a '''pressão parcial''' do vapor de água presente no ar e a pressão máxima do vapor de água, na mesma temperatura”. Esse quociente pode ser expresso em porcentagem, sendo que [[Umidade relativa| umidade relativa]] entre 50% e 70% são consideradas confortáveis pela maioria das pessoas.
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===Transporte de Oxigênio===
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O oxigênio do ar que respiramos, ao chegar aos pulmões, entra em contato com a hemoglobina (Hem) do sangue, dando origem à oxihemoglobina
|<nowiki>{{main|Equilíbrio químico}}</nowiki>
(HemO2), que é a responsável pelo transporte de O<sub>2</sub> até as células de todo o organismo. Assim, ocorre no sangue o seguinte equilíbrio:
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<math>\mbox{Hem}(aq) + \mbox{O}_\mbox{2}(g) \rightleftharpoons \mbox{Hem}_\mbox{(O2)}(aq)</math>
|<nowiki>Podemos determinar a [[Constante de equilíbrio|constante de equilibrio]] em uma mistura de gases através das '''pressões parcias''' do gases que a compõe.</nowiki>
 
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À medida que uma pessoa se desloca para locais de maior altitude, a quantidade e a pressão parcial de O2 no ar vão diminuindo e o equilíbrio vai se deslocando para a esquerda (ler [[equilíbrio químico]]). Com isso, reduz-se a quantidade de oxi-hemoglobina, o que compromete a chegada de O<sub>2</sub> às células de todo o organismo. A pessoa sente fadiga e tontura, e pode até morrer em casos extremos. O corpo, sem dúvida, tenta reagir produzindo mais hemoglobina;,mas o processo é lento e somente se conclui depois de várias semanas da pessoa com a altitude. Povos nativos de lugares muito altos, como o Himalaia, desenvolveram, através de muitas gerações, taxas de hemoglobina mais elevadas do que a dos habitantes à beira-mar. Esse fenômeno proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos jogadores de futebol da Bolívia, em relação a seus adversários estrangeiros, quando disputam uma partida na cidade de La Paz, a mais de 3.600mde altitude.
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|Em uma reação reversível como:
== Ver também ==
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*[[equilíbrio químico]]
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*[[Lei dos gases ideais]]
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*[[pressão]]
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*[[Lei de Dalton]]
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*[[Lei de henry]]
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{{referências}}
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{{esboço-química}}
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|<nowiki><math>\mbox{N}_\mbox{(2)}(g) + \mbox{3H}_\mbox{2}(g) \rightleftharpoons \mbox{2NH}_\mbox{(3}(g)</math></nowiki>
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|A lei das pressões parcias nos permite escrever:
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|[N<nowiki><sub>2(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{N2}}{RT}</math></nowiki>
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|*[N<nowiki><sub>2(g)</sub>] é a concentração em mol/litro de N<sub>2</sub></nowiki>
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|*PN<nowiki><sub>2</sub> é a '''pressão parcial''' de N<sub>2</sub></nowiki>
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|*R é a <nowiki>[[constante universal dos gases]]</nowiki>
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|*T é a temperatura em <nowiki>[[Kelvin]]</nowiki>
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|seguindo a mesma lógica podemos escrever:
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|[H<nowiki><sub>2(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{H2}}{RT}</math>&nbsp; &nbsp; e &nbsp; &nbsp;[NH<sub>3(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{NH3}}{RT}</math></nowiki>
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|<nowiki><math>K_c = \frac{[\mbox{NH}_\mbox{3}]^\mbox{2}}{[\mbox{N}_\mbox{2}] \cdot [\mbox{H}_\mbox{2}]^\mbox{3}}</math></nowiki>
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|<nowiki>Ao substituir os valores de concentração obtidos, podemos assim calcular a [[Constante de equilíbrio|constante de equilíbrio]].</nowiki>
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|<nowiki>Além disso, deslocamento do [[equilíbrio químico | equilíbrio]] é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de [[equilíbrio químico | equilíbrio]]. Numa reação entre gases, o '''aumento da [[pressão]] total''' sobre a mistura '''reduz seu volume'''. Então, as moléculas se aproximam e o número de choques entre elas aumenta, '''aumentando ,dessa maneira, a velocidade da reação'''. Assim sendo, a '''pressão parcial''' de cada gás influi na velocidade da reação como se fosse sua concentração em mols, a que há proporcionalidade direta entre essas duas grandezas.<ref>Quimica volume 2 - Físico Química,Ricardo Feltre, 6ª Edição, Editora Moderna </ref></nowiki>
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|==Lei de Henry==
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|<nowiki>{{main|Lei de Henry}}</nowiki>
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|<nowiki>A [[lei de Henry]] <ref>[[International Union of Pure and Applied Chemistry]] (1993). ''[[Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry]]'', 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 50.[http://www.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf versão eletrônica] {{en}}</ref> anuncia que a [[solubilidade]] de um [[gás]] dissolvido em um [[líquido]] é proporcional à '''pressão parcial''' do gás.</nowiki>
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|:<nowiki><math>k = \frac {p_x}{C_x}</math></nowiki>
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|*X = <nowiki>[[fração molar]] de equilíbrio do gás em [[solução]] (sua [[solubilidade]]</nowiki>);
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|*P = <nowiki>'''pressão parcial'''</nowiki> na fase gasosa;
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|<nowiki>*K = constante de proporcionalidade, ou constante de [[lei de Henry| Henry]].</nowiki>
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|==Exemplos Práticos==
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|===Mergulho===
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|<nowiki>[[File:Mergulho em Fernando de Noronha, Pernambuco, Brasil.jpg|thumb|right|330 px|Mergulho em Fernando de Noronha, Pernambuco, Brasil]]</nowiki>
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|Durante um mergulho, o mergulhador carrega cilindros de aço cheios de ar cuja pressão à nível do mar, é de 1 atm. O ar contém aproximadamente 20% de O<nowiki><sub>2</sub> e 80% de NO<sub>2</sub>, logo a '''pressão parcial'''</nowiki> do oxigênio é aproximadamente 0,2 atm e a do nitrogênio é 0,8 atm. A cada 10m de descida, a <nowiki>[[pressão]]</nowiki> aumenta aproximadamente 1 atm. Portanto, a 40 m de profundidade,a <nowiki>[[pressão]]</nowiki> será 1 atm (da superfície) mais 4 atm (da descida), totalizando 5 atm — consequentemente,teremos 1 atm de pressão para o O<nowiki><sub>2</sub> e 4 atm para o N<sub>2</sub></nowiki>. A essa profundidade, o mergulhador estará respirando ar (vindo dos cilindros) a 5 atm de <nowiki>[[pressão]]</nowiki>; Então, haverá mais ar dissolvido em seu sangue — de acordo com a <nowiki>[[lei de Henry ]]</nowiki>.
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|Considerando os efeitos das elevadas <nowiki>'''pressões parciais''' de O<sub>2</sub> e de N<sub>2</sub></nowiki> sobre o corpo humano:
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|*A <nowiki>'''pressão parcial'''</nowiki> do oxigênio não pode ser muito alta (recomenda-se abaixo de 1,6 atm), em excesso ocorre a aceleração do metabolismo o que causa a diminuição do ritmo respiratório, diminuindo também a eliminação do CO<nowiki><sub>2</sub></nowiki>, o que provoca o envenenamento do mergulhador.
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|*A <nowiki>'''pressão parcial'''</nowiki> elevada no nitrogênio causa a chamada “embriaguez do nitrogênio”, que faz o mergulhador perder a noção da realidade.
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|Se a subida do mergulhador for muito rápida, a descompressão faz com que os gases dissolvidos se separem rapidamente do sangue, resultando na formação de bolhas na corrente sanguínea, o que pode causar:
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|* coceira, formação de microbolhas sob a superfície da pele;
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|* dores nas articulações;
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|* ruptura de alvéolos pulmonares, devido à expansão gasosa nos pulmões;
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|* até mesmo morte por embolia cerebral, caso as bolhas presentes na corrente sanguínea prejudiquem e/ou impeçam a chegada do sangue ao cérebro.
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|=== Ar Atmosférico ===
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|No ar atmosférico sempre há uma certa quantidade dissolvida de vapor de água—é o que se chama de umidade do ar. Se a umidade aumenta
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|<nowiki>e chega ao [[ponto de saturação]] (ponto de orvalho), começa a se formar a neblina, as nuvens e o orvalho. Em boletins meteorológicos se divulga a umidade relativa do ar. Esse valor é definido como “o quociente entre a '''pressão parcial''' do vapor de água presente no ar e a pressão máxima do vapor de água, na mesma temperatura”. Esse quociente pode ser expresso em porcentagem, sendo que [[Umidade relativa| umidade relativa]] entre 50% e 70% são consideradas confortáveis pela maioria das pessoas.</nowiki>
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|===Transporte de Oxigênio===
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|O oxigênio do ar que respiramos, ao chegar aos pulmões, entra em contato com a hemoglobina (Hem) do sangue, dando origem à oxihemoglobina
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|(HemO2), que é a responsável pelo transporte de O<nowiki><sub>2</sub></nowiki> até as células de todo o organismo. Assim, ocorre no sangue o seguinte equilíbrio:
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|À medida que uma pessoa se desloca para locais de maior altitude, a quantidade e a pressão parcial de O2 no ar vão diminuindo e o equilíbrio vai se deslocando para a esquerda (ler <nowiki>[[equilíbrio químico]]</nowiki>). Com isso, reduz-se a quantidade de oxi-hemoglobina, o que compromete a chegada de O<nowiki><sub>2</sub></nowiki> às células de todo o organismo. A pessoa sente fadiga e tontura, e pode até morrer em casos extremos. O corpo, sem dúvida, tenta reagir produzindo mais hemoglobina;,mas o processo é lento e somente se conclui depois de várias semanas da pessoa com a altitude. Povos nativos de lugares muito altos, como o Himalaia, desenvolveram, através de muitas gerações, taxas de hemoglobina mais elevadas do que a dos habitantes à beira-mar. Esse fenômeno proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos jogadores de futebol da Bolívia, em relação a seus adversários estrangeiros, quando disputam uma partida na cidade de La Paz, a mais de 3.600mde altitude.
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|== Ver também ==
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|<nowiki>[[Categoria:Química]]</nowiki>
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|Considerando "P" a pressão total, P<nowiki><sub>A</sub></nowiki> a pressão parcial de um certo gas "A", P<nowiki><sub>B</sub></nowiki> a pressão parcial de um certo gás "B" e "X" a <nowiki>[[fração molar]]</nowiki>, temos a seguinte relação:
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|sendo que a fração molar (X) de um gás é a relação entre o número de <nowiki>[[mol]]</nowiki>s do gás pelo número de mols da mistura. Exemplo: <nowiki><math>\!X_A = \frac{n_A}{n~total}</math></nowiki>
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|<nowiki>'''OBS'''</nowiki>: Esse método descrito aqui corresponde a lei de Raoult e vale apenas para gases ideais. Para gases reais: em uma mistura o volume molar das substância não é o mesmo que o volume molar do gás ideal (calculado por P.V=n.R.T).
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|A <nowiki>'''pressão parcial''' de um gás mede as atividades termodinâmicas das moléculas do gás. Gases dissolvem, reagem e se difundem de acordo com as suas pressões parciais e não de acordo com sua concentração em uma mistura de gases ou líquidos. Essa propriedade é muito usada na quimica, para mistura de soluções, podendo assim ter aplicações em outras áreas como a medicina. Analisando a '''pressão parcial'''</nowiki> do oxigênio Podemos identificar a quantidade de oxigênio que seria tóxico para o corpo humano, aplicação válida para quem esquia ou mergulha.
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|==Lei de Dalton para pressões parciais==
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|<nowiki>{{main|Lei de Dalton}}</nowiki>
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|A lei de Dalton, ou lei das pressões parciais, estabelece que a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma da pressão parcial de cada um dos gases que compõem a mistura. É estritamente válida para misturas de gases ideais, isto é, moléculas não interagem umas com as outras. Este "princípio" foi estabelecido em 1801 pelo cientista inglês John Dalton (1766-1844), em estudos sobre a quantidade de vapor de água contida no ar a diferentes temperaturas.
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|Considerando uma mistura gasosa ideal de três componentes A, B e C, a pressão total (pt) é calculada da seguinte forma:
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|<nowiki><math>\!Pt = Pa + Pb + Pc </math></nowiki>
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|* <nowiki>'''Pa''', '''Pb''' e '''Pc'''</nowiki> representam, respectivamente, as pressões parciais de A, B e C. <nowiki><ref>http://wikiciencias.casadasciencias.org/index.php/Lei_de_Dalton</ref></nowiki>
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|==Constante de Equilibrio em uma mistura de gases==
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|<nowiki>{{main|Equilíbrio químico}}</nowiki>
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|<nowiki>Podemos determinar a [[Constante de equilíbrio|constante de equilibrio]] em uma mistura de gases através das '''pressões parcias''' do gases que a compõe.</nowiki>
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|Em uma reação reversível como:
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|<nowiki><math>\mbox{N}_\mbox{(2)}(g) + \mbox{3H}_\mbox{2}(g) \rightleftharpoons \mbox{2NH}_\mbox{(3}(g)</math></nowiki>
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|A lei das pressões parcias nos permite escrever:
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|[N<nowiki><sub>2(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{N2}}{RT}</math></nowiki>
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|*[N<nowiki><sub>2(g)</sub>] é a concentração em mol/litro de N<sub>2</sub></nowiki>
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|*PN<nowiki><sub>2</sub> é a '''pressão parcial''' de N<sub>2</sub></nowiki>
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|*R é a <nowiki>[[constante universal dos gases]]</nowiki>
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|*T é a temperatura em <nowiki>[[Kelvin]]</nowiki>
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|seguindo a mesma lógica podemos escrever:
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|[H<nowiki><sub>2(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{H2}}{RT}</math>&nbsp; &nbsp; e &nbsp; &nbsp;[NH<sub>3(g)</sub>] <math> = \frac{\mbox{P}_\mbox{NH3}}{RT}</math></nowiki>
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|Sendo:
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|<nowiki><math>K_c = \frac{[\mbox{NH}_\mbox{3}]^\mbox{2}}{[\mbox{N}_\mbox{2}] \cdot [\mbox{H}_\mbox{2}]^\mbox{3}}</math></nowiki>
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|<nowiki>Ao substituir os valores de concentração obtidos, podemos assim calcular a [[Constante de equilíbrio|constante de equilíbrio]].</nowiki>
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|<nowiki>Além disso, deslocamento do [[equilíbrio químico | equilíbrio]] é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de [[equilíbrio químico | equilíbrio]]. Numa reação entre gases, o '''aumento da [[pressão]] total''' sobre a mistura '''reduz seu volume'''. Então, as moléculas se aproximam e o número de choques entre elas aumenta, '''aumentando ,dessa maneira, a velocidade da reação'''. Assim sendo, a '''pressão parcial''' de cada gás influi na velocidade da reação como se fosse sua concentração em mols, a que há proporcionalidade direta entre essas duas grandezas.<ref>Quimica volume 2 - Físico Química,Ricardo Feltre, 6ª Edição, Editora Moderna </ref></nowiki>
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|==Lei de Henry==
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|<nowiki>{{main|Lei de Henry}}</nowiki>
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|<nowiki>A [[lei de Henry]] <ref>[[International Union of Pure and Applied Chemistry]] (1993). ''[[Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry]]'', 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 50.[http://www.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf versão eletrônica] {{en}}</ref> anuncia que a [[solubilidade]] de um [[gás]] dissolvido em um [[líquido]] é proporcional à '''pressão parcial''' do gás.</nowiki>
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|:<nowiki><math>k = \frac {p_x}{C_x}</math></nowiki>
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|onde:
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|*X = <nowiki>[[fração molar]] de equilíbrio do gás em [[solução]] (sua [[solubilidade]]</nowiki>);
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|*P = <nowiki>'''pressão parcial'''</nowiki> na fase gasosa;
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|<nowiki>*K = constante de proporcionalidade, ou constante de [[lei de Henry| Henry]].</nowiki>
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|==Exemplos Práticos==
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|===Mergulho===
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|<nowiki>[[File:Mergulho em Fernando de Noronha, Pernambuco, Brasil.jpg|thumb|right|330 px|Mergulho em Fernando de Noronha, Pernambuco, Brasil]]</nowiki>
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|Durante um mergulho, o mergulhador carrega cilindros de aço cheios de ar cuja pressão à nível do mar, é de 1 atm. O ar contém aproximadamente 20% de O<nowiki><sub>2</sub> e 80% de NO<sub>2</sub>, logo a '''pressão parcial'''</nowiki> do oxigênio é aproximadamente 0,2 atm e a do nitrogênio é 0,8 atm. A cada 10m de descida, a <nowiki>[[pressão]]</nowiki> aumenta aproximadamente 1 atm. Portanto, a 40 m de profundidade,a <nowiki>[[pressão]]</nowiki> será 1 atm (da superfície) mais 4 atm (da descida), totalizando 5 atm — consequentemente,teremos 1 atm de pressão para o O<nowiki><sub>2</sub> e 4 atm para o N<sub>2</sub></nowiki>. A essa profundidade, o mergulhador estará respirando ar (vindo dos cilindros) a 5 atm de <nowiki>[[pressão]]</nowiki>; Então, haverá mais ar dissolvido em seu sangue — de acordo com a <nowiki>[[lei de Henry ]]</nowiki>.
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|Considerando os efeitos das elevadas <nowiki>'''pressões parciais''' de O<sub>2</sub> e de N<sub>2</sub></nowiki> sobre o corpo humano:
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|*A <nowiki>'''pressão parcial'''</nowiki> do oxigênio não pode ser muito alta (recomenda-se abaixo de 1,6 atm), em excesso ocorre a aceleração do metabolismo o que causa a diminuição do ritmo respiratório, diminuindo também a eliminação do CO<nowiki><sub>2</sub></nowiki>, o que provoca o envenenamento do mergulhador.
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|*A <nowiki>'''pressão parcial'''</nowiki> elevada no nitrogênio causa a chamada “embriaguez do nitrogênio”, que faz o mergulhador perder a noção da realidade.
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|Se a subida do mergulhador for muito rápida, a descompressão faz com que os gases dissolvidos se separem rapidamente do sangue, resultando na formação de bolhas na corrente sanguínea, o que pode causar:
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|* coceira, formação de microbolhas sob a superfície da pele;
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|* dores nas articulações;
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|* ruptura de alvéolos pulmonares, devido à expansão gasosa nos pulmões;
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|* até mesmo morte por embolia cerebral, caso as bolhas presentes na corrente sanguínea prejudiquem e/ou impeçam a chegada do sangue ao cérebro.
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|=== Ar Atmosférico ===
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|No ar atmosférico sempre há uma certa quantidade dissolvida de vapor de água—é o que se chama de umidade do ar. Se a umidade aumenta
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|<nowiki>e chega ao [[ponto de saturação]] (ponto de orvalho), começa a se formar a neblina, as nuvens e o orvalho. Em boletins meteorológicos se divulga a umidade relativa do ar. Esse valor é definido como “o quociente entre a '''pressão parcial''' do vapor de água presente no ar e a pressão máxima do vapor de água, na mesma temperatura”. Esse quociente pode ser expresso em porcentagem, sendo que [[Umidade relativa| umidade relativa]] entre 50% e 70% são consideradas confortáveis pela maioria das pessoas.</nowiki>
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|===Transporte de Oxigênio===
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|O oxigênio do ar que respiramos, ao chegar aos pulmões, entra em contato com a hemoglobina (Hem) do sangue, dando origem à oxihemoglobina
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|(HemO2), que é a responsável pelo transporte de O<nowiki><sub>2</sub></nowiki> até as células de todo o organismo. Assim, ocorre no sangue o seguinte equilíbrio:
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|<nowiki><math>\mbox{Hem}(aq) + \mbox{O}_\mbox{2}(g) \rightleftharpoons \mbox{Hem}_\mbox{(O2)}(aq)</math></nowiki>
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|À medida que uma pessoa se desloca para locais de maior altitude, a quantidade e a pressão parcial de O2 no ar vão diminuindo e o equilíbrio vai se deslocando para a esquerda (ler <nowiki>[[equilíbrio químico]]</nowiki>). Com isso, reduz-se a quantidade de oxi-hemoglobina, o que compromete a chegada de O<nowiki><sub>2</sub></nowiki> às células de todo o organismo. A pessoa sente fadiga e tontura, e pode até morrer em casos extremos. O corpo, sem dúvida, tenta reagir produzindo mais hemoglobina;,mas o processo é lento e somente se conclui depois de várias semanas da pessoa com a altitude. Povos nativos de lugares muito altos, como o Himalaia, desenvolveram, através de muitas gerações, taxas de hemoglobina mais elevadas do que a dos habitantes à beira-mar. Esse fenômeno proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos jogadores de futebol da Bolívia, em relação a seus adversários estrangeiros, quando disputam uma partida na cidade de La Paz, a mais de 3.600mde altitude.
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|== Ver também ==
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|*<nowiki>[[equilíbrio químico]]</nowiki>
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|*<nowiki>[[Lei dos gases ideais]]</nowiki>
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|*<nowiki>[[pressão]]</nowiki>
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|*<nowiki>[[Lei de Dalton]]</nowiki>
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|*<nowiki>[[Lei de henry]]</nowiki>
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|<nowiki>{{referências}}</nowiki>
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|<nowiki>{{esboço-química}}</nowiki>
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|<nowiki>[[Categoria:Química]]</nowiki>
|}
 
[[Categoria:Química]]
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