Lei de Dalton

John Dalton (1766-1844) foi um grande estudioso da constituição da matéria, sendo mais conhecido por sua teoria atômica. Porém, ele também trouxe muitas outras contribuições para as Ciências. Entre elas está a contribuição para a Química e a Física referente à sua lei estabelecida em 1801 que relaciona as pressões parciais dos gases em misturas gasosas.

John Dalton (1766-1844)

Essa Lei de Dalton diz o seguinte:

Genericamente, temos:

P_TOTAL = P₁ + P₂ + P₃ + ...  ou   P_TOTAL = ΣP

Por exemplo, vamos imaginar a formação de uma mistura gasosa de gás hélio e gás oxigênio. Inicialmente esses dois gases estão em recipientes separados, possuindo cada gás o seu próprio volume, sua própria pressão e sua própria temperatura. Então, volumes iguais desses gases são misturados em um único recipiente, sendo mantidos na mesma temperatura.

Considerando esses gases como ideais, eles não irão reagir entre si, sendo que a mistura se comportará como se fosse um gás único e a pressão de cada componente será independente da pressão dos demais. Por isso, a pressão dessa mistura será igual à soma das pressões exercidas por cada um de seus componentes na mistura, ou seja:

P_TOTAL = P_He + P_O2

É importante ressaltar que a pressão parcial de cada gás não é a pressão que ele exercia antes de entrar na mistura, quando estava isolado, mas corresponde à pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se encontra, ou seja, é sua pressão dentro da mistura.

Veja um exemplo: O ar é uma mistura gasosa constituída basicamente de 80% de gás nitrogênio e 20% de gás oxigênio. Imagine que um pneu seja calibrado com a pressão de 2,0 atm por um compressor de ar. A pressão total da mistura dentro do pneu é de 2,0 atm. Visto que a lei de Dalton diz que a pressão total é a soma das pressões parciais de cada gás na mistura, podemos concluir que a pressão parcial do gás nitrogênio nessa mistura é de 1,6 atm (80% de 2,0 atm) e a do gás oxigênio é de 0,4 atm (20% de 2,0 atm).

Se usarmos a equação de estado dos gases ideais, teremos que a pressão parcial de cada um desses gases é igual a:

P_He = n_He RT
                  V
P_O2 = n_O2 RT
                  V

Observe que as pressões parciais são diretamente proporcionais aos números de mols (n). Assim, a pressão total também é diretamente proporcional à somatória do número total de mol (Σn):

P_TOTAL = Σn RT
                     V

Através dessas relações, podemos determinar outra grandeza química importante: a fração molar (X). Ela nada mais é que a relação entre o número de mol de um dos gases na mistura com a somatória do número de mol da mistura. Essa fração corresponde também à relação entre a pressão parcial do gás e a pressão total da mistura.

Chegamos à fração molar dividindo a equação da pressão parcial de um dos gases pela pressão total. Vamos pegar como exemplo o gás hélio:

_P_He . V    = n_He RT
P_TOTAL . V     Σn RT
P_He   = n_He = X_He
P_TOTAL  Σn 
 

Veja um exemplo: Voltando à mistura de nitrogênio e oxigênio presente no ar com que foi calibrado o pneu, digamos que, para cada 1 mol de ar, temos 0,8 mol de nitrogênio. Assim, a fração molar de cada um desses gases na mistura é dada pelas equações abaixo:

X_N2 = n_N2                                            X_O2 = n_O2
         Σ_n                                                                         Σ_n
X_N2 =  0,8 mol                                               X_O2 =  0,2 mol
          1,0 mol                                                           1,0 mol
X_N2 = 0,8                                            X_O2 = 0,2

Isso poderia ser dado também pelas pressões parciais mencionadas anteriormente:

X_N2 = P_N2                                           X_O2 = P_O2
         P_TOTAL                                                                   P_TOTAL
X_N2 =  1,6 atm                                               X_O2 =  0,4 atm
          2,0 atm                                                          2,0 atm
X_N2 = 0,8                                            X_O2 = 0,2

Observe que visto que a fração molar é a relação entre um valor parcial e um valor total, a soma de todas as frações molares da mistura sempre será igual a 1:

X_N2 + X_o2 = 1

Um aspecto importante das pressões parciais dos gases é visto em nosso organismo. O nosso sangue leva gás oxigênio (O₂) para as células e tecidos do corpo e retira gás carbônico (CO₂) que é liberado na respiração. Essa troca é facilitada pelas diferenças das pressões parciais entre esses gases no sangue e nos tecidos, sendo que ela sempre ocorre no sentido da região de maior pressão para a de menor pressão parcial.

No entanto, essa função pode ficar comprometida no caso de alpinistas e de mergulhadores que atingem altitudes muito baixas ou muito elevadas, onde a pressão do oxigênio respirado muda. Por isso, a importância do uso de equipamento adequado como cilindros de ar comprimido enriquecidos com oxigênio.

*Crédito Editorial: Sergey Goryachev / Shutterstock.com

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química