Parciális nyomás

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Ugrás a navigációhoz Ugrás a kereséshez

A gázkeverékekben minden gáz saját parciális nyomással rendelkezik, ez az az elméleti nyomás, amelyet a gáz akkor fejtene ki, ha ugyanazon a hőmérsékleten egyedül töltené ki a teljes térfogatot.[1] A komponensek parciális nyomásának összege adja a rendszer össznyomását (Dalton-törvény).

Egy gáz parciális nyomása a gázmolekulák termodinamikai aktivitásának mértéke. A gázok nem a gázkeverékben vagy folyadékokban vett koncentrációjuknak, hanem a parciális nyomásuknak megfelelő mértékben oldódnak, diffundálnak és lépnek reakcióba. A gázoknak ez az általános tulajdonsága érvényes a gázok biológiai folyamatokban végbemenő kémiai reakcióiban is. Azt, hogy az oxigén mennyisége elegendő-e az emberi légzéshez, vagy már mérgező, egyedül az oxigén parciális nyomása határozza meg. Ez nagyon széles koncentrációtartományban, különböző gázkeverékekben vagy vérben oldott oxigénre is érvényes.[pontosabban?][2] Az oxigén és a szén-dioxid parciális nyomása fontos paraméter az artériás vérgázvizsgálatban, de ezek az értékek például az agy-gerincvelői folyadékban is meghatározhatók.

Jelölés[szerkesztés]

A nyomás jele többnyire P vagy p, alsó indexben szerepelhet a gáz minősége vagy egyéb azonosító. Ha ezekből több is van, az alsó indexelés rekurzívan alkalmazandó.[3][4]

például:

or = nyomás az 1. időpontban
or = a hidrogén parciális nyomása
or = az oxigén vénás parciális nyomása

Dalton-törvény[szerkesztés]

Dalton törvénye kimondja, hogy egy gázelegy össznyomása egyenlő a gázelegyet alkotó egyes gázok parciális nyomásának összegével.[5] Ez az egyenlőség abból fakad, hogy az ideális gáz molekulái olyan távol vannak egymástól, hogy nem hatnak egymásra. A valóságban a gázok többsége nagyon jól megközelíti ezt az idealizált állapotot. Nitrogén (N2), hidrogén (H2) és ammónia (NH3) ideális gázelegyében például:

ahol:  
= a gázelegy teljes nyomása
= a nitrogén (N2) parciális nyomása
= a hidrogén (H2) parciális nyomása
= az ammónia (NH3) parciális nyomása
A Dalton-törvény sematikus ábrázolása

Ideális gázelegyek[szerkesztés]

Ideális esetben a parciális nyomások aránya megegyezik a molekulák számarányával, azaz az ideális gázoknál az egyes gázkomponensek móltörtje kifejezhető a komponens parciális nyomásával vagy anyagmennyiségével:

és ideális gázban egy egyedi komponens parciális nyomása az alábbi kifejezéssel kapható meg:

ahol:  
= a gázkomponens móltörtje a gázelegyben
= a gázkomponens parciális nyomása a gázelegyben
= a gázkomponens anyagmennyisége (mólban) a gázelegyben
= a gázelegy teljes anyagmennyisége (mólban)
= a gázelegy teljes nyomása

Egy gázkeverékben az egyes komponensek móltörtje egyenlő a komponensek a gázkeverékbeli térfogattörtjével.[6]

A parciális nyomások aránya az alábbi izoterm összefüggésen alapszik:

  • Vx bármely egyedi (x) gáz komponens parciális térfogata
  • Vtot a gázelegy teljes térfogata
  • px az x gáz parciális nyomása
  • ptot a gázelegy teljes nyomása
  • nx a(z x) gáz anyagmennyisége
  • ntot a gázelegy teljes anyagmennyisége

Parciális térfogat (Amagat-szabály)[szerkesztés]

Egy adott gáz parciális térfogata egy gázelegyben az adott gáznak a térfogata az elegyben. Ez a fogalom gázkeverékek, például a levegő esetében hasznos, ha csak az egyik komponenst, például az oxigén áll a középpontban.

A parciális térfogat mind a parciális nyomás, mint a móltört segítségével közelíthető:[7]

  • Vx az x komponens parciális térfogata az elegyben
  • Vtot a gázelegy teljes térfogata
  • px az x komponens parciális nyomása
  • ptot a gázelegy teljes nyomása
  • nx az x komponens anyagmennyisége
  • ntot a gázelegyben a komponensek összes anyagmennyisége

Gőznyomás[szerkesztés]

Különböző folyadékok féllogaritmikus gőznyomásábrája

A gőznyomás egy, a kondenzált (azaz folyadék vagy szilárd) fázissal egyensúlyban levő gőz nyomása, többnyire a folyadékok párolgásra való hajlamának jellemzésére használják. A gőznyomás a molekulák és atomok folyadék vagy szilárd halmazállapotból történő szökésének mértéke. A folyadékok légköri nyomáson mért forráshőmérséklete megegyezik azzal a hőmérséklettel, amelyen a gőznyomása egyenlő a környező légnyomással, ezt forráspontnak vagy normál forráspontnak nevezzük.

Adott hőmérsékleten minél nagyobb egy folyadék gőznyomása, annál alacsonyabb a normál forráspontja.

A gőznyomásdiagramok különböző folyadékok gőznyomását ábrázolják a hőmérséklet függvényében.[8] Ahogy az ábrán is látható, a legnagyobb gőznyomású folyadékoknak van a legalacsonyabb normális forráspontja.

Az ábrán feltüntetett folyadékok közül a metil-klorid gőznyomása a legnagyobb bármely hőmérsékleten. A normális forráspontja – ahol a metil-klorid gőznyomásgörbéje (kék vonal) metszi az egy atmoszféra (atm) nyomás vízszintes vonalát – is ennek az anyagnak a legkisebb, −24,2 °C. Megjegyzendő, hogy nagyobb tengerszint feletti magasságon a légköri nyomás kisebb, mint tengerszinten, ezért a folyadékok forráspontja lecsökken. A Csomolungma tetején a légnyomás közelítőleg 0,333 atm, így az ábráról leolvasva a dietil-éter forráspontja kb. 7,5 °C-nak adódik, a tengerszinten (1 atm) mért 34,6 °C-hoz képest.

Gázkeverékek reakcióinak egyensúlyi állandója[szerkesztés]

Gázkeverékben zajló kémiai reakció egyensúlyi állandóját meg lehet határozni az egyes komponensek parciális nyomásának és a reakcióegyenletnek az ismeretében. Gázállapotú reaktánsok és termékek alábbi módon felírható megfordítható reakciójában:

az egyensúlyi állandó:

ahol:  
=  a reakció egyensúlyi állandója
=  az reaktáns sztöchiometriai együtthatója
=  a reaktáns sztöchiometriai együtthatója
=  a termék sztöchiometriai együtthatója
=  a termék sztöchiometriai együtthatója
=  a parciális nyomása a -edik hatványon
=  a parciális nyomása a -edik hatványon
=  az parciális nyomása az -adik hatványon
=  a parciális nyomása a -edik hatványon

Megfordítható reakciók esetén az össznyomás, a hőmérséklet vagy a reaktánsok koncentrációjának változása a tömeghatás törvényének (Le Chatelier-elv) megfelelően az egyenlet bal vagy jobb oldala felé tolja el az egyensúlyt.

A Henry-törvény és a gázok oldhatósága[szerkesztés]

A gázoknak egy folyadékban való oldhatóságát az oldott és nem oldott gáz közötti egyensúly határozza meg.[9] Ennek az egyensúlyi állandója:

(1)    
ahol:  
=  a szolvatációs folyamat egyensúlyi állandója
=  az gáz parciális nyomása egyensúlyban
=  az gáz koncentrációja az oldatban

Az egyensúlyi állandó kifejezéséből látható, hogy egy oldott gáz oldatbeli koncentrációja egyenesen arányos ennek a gáznak az oldat feletti parciális nyomásával. Ezt nevezik Henry törvényének, a egyensúlyi állandót pedig Henry-állandónak.[9][10][11]

A Henry-törvény az alábbi alakban is felírható:[12]

(2)    

ahol -t is Henry-állandónak nevezik.[12] Ahogy az (1) és (2) egyenletek összehasonlításából látható, nem más, mint reciproka. Mivel bármelyiket hívhatják Henry-állandónak, az olvasónak figyelmesnek kell lennie, hogy adott esetben éppen melyik változattal találkozik.

A Henry-törvény csak közelítés, híg, ideális oldatokra érvényes, ha nincs kémiai reakció az oldószer és az oldott gáz között.

Az orvostudományban[szerkesztés]

Különösen az oxigén és a szén-dioxid parciális nyomása (, illetve ) fontos paraméter az artériás vérgázvizsgálatban, de ezek az értékek például az agy-gerincvelői folyadékban is meghatározhatók.[pontosabban?]

A és referenciaértékei
Egység artériás vérgáz vénás vérgáz agy-gerincvelői folyadék alveoláris nyomás]]
kPa 11–13[13] 4,0–5,3[13] 5,3–5,9[13] 14,2
Hgmm 75–100[14] 30–40[15] 40–44[16] 107
kPa 4,7–6,0[13] 5,5–6,8[13] 5,9–6,7[13] 4,8
mmHg 35–45[14] 41–51[15] 44–50[16] 36

Jegyzetek[szerkesztés]

  1. Charles Henrickson. Chemistry. Cliffs Notes (2005). ISBN 0-7645-7419-1 
  2. Gas Pressure and Respiration. Lumen Learning
  3. Symbols and Units. Respiratory Physiology & Neurobiology : Guide for Authors . Elsevier. (Hozzáférés: 2017. június 3.) „All symbols referring to gas species are in subscript,”
  4. IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book"). Compiled by A. D. McNaught and A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). XML on-line corrected version: http://goldbook.iupac.org (2006-) created by M. Nic, J. Jirat, B. Kosata; updates compiled by A. Jenkins. ISBN 0-9678550-9-8. https://doi.org/10.1351/goldbook. Last update: 2014-02-24; version: 2.3.3. DOI of this term: https://doi.org/10.1351/goldbook.P04819.
  5. Dalton's Law of Partial Pressures
  6. Frostberg State University's "General Chemistry Online"
  7. Page 200 in: Medical biophysics. Flemming Cornelius. 6th Edition, 2008.
  8. Perry, R.H. and Green, D.W. (Editors). Perry's Chemical Engineers' Handbook, 7th, McGraw-Hill (1997). ISBN 0-07-049841-5 
  9. a b An extensive list of Henry's law constants, and a conversion tool
  10. (2007. szeptember 1.) „Avoid Common Pitfalls When Using Henry's Law”. CEP (Chemical Engineering Progress). ISSN 0360-7275.  
  11. Introductory University Chemistry, Henry's Law and the Solubility of Gases Archiválva 2012. május 4-i dátummal a Wayback Machine-ben.
  12. a b University of Arizona chemistry class notes. [2012. március 7-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2019. március 15.)
  13. a b c d e f a Hgmm-ben kifejezett értékből számítva a 0,133322 kPa/mmHg átváltási tényezővel
  14. a b Normal Reference Range Table Archiválva 2011. december 25-i dátummal a Wayback Machine-ben. from The University of Texas Southwestern Medical Center at Dallas. Used in Interactive Case Study Companion to Pathologic basis of disease.
  15. a b The Medical Education Division of the Brookside Associates--> ABG (Arterial Blood Gas) Retrieved on Dec 6, 2009
  16. a b PATHOLOGY 425 CEREBROSPINAL FLUID [CSF] Archiválva 2012. február 22-i dátummal a Wayback Machine-ben. at the Department of Pathology and Laboratory Medicine at the University of British Columbia. By Dr. G.P. Bondy. Retrieved November 2011

Fordítás[szerkesztés]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Partial pressure című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Lásd még[szerkesztés]