Ver el código de «Presión parcial»

En una mezcla de [[gas]]es, cada gas constituyente tiene una '''presión parcial''' que es la [[presión]] teórica de ese gas constituyente si ocupase por sí solo el [[volumen]] completo de la mezcla original, a la misma [[temperatura]].<ref>{{Cita libro|apellidos=Charles Henrickson|título=Chemistry|año=2005|editorial=Cliffs Notes|isbn=0-7645-7419-1|edición=|url=https://archive.org/details/chemistry00henr}}</ref> La presión total de una mezcla de [[Gas ideal|gases ideales]] es la suma de las presiones parciales de los gases en la mezcla (Ley de Dalton).

La presión parcial de un gas es una medida de la actividad termodinámica de las [[molécula]]s del gas. Los gases se disuelven, se difunden y reaccionan de acuerdo con sus presiones parciales y no de acuerdo con sus [[Concentración|concentraciones]] en mezclas de gases o líquidos. Esta propiedad general de los gases también es cierta en las reacciones químicas de los gases en biología. Por ejemplo, la cantidad necesaria de oxígeno para la respiración humana, y la cantidad que es tóxica, se establece solo por la presión parcial del oxígeno. Esto es cierto en un amplio rango de diferentes concentraciones de oxígeno presentes en varios gases respiratorios inhalados o disueltos en la sangre.<ref>{{Cita web|url=https://courses.lumenlearning.com/wm-biology2/chapter/gas-pressure-and-respiration/|título=Gas Pressure and Respiration|fechaacceso=|autor=|nombre=|fecha=|sitioweb=Lumen Learning|urlarchivo=|fechaarchivo=}}</ref> Las presiones parciales de oxígeno y dióxido de carbono son parámetros importantes en las pruebas de [[Gasometría arterial|gases en sangre arterial]], pero también pueden medirse en, por ejemplo, [[líquido cefalorraquídeo]].

== Símbolo ==
El símbolo de presión es generalmente <math>{P}</math> o  <math>{p}</math>, que puede usar un subíndice para identificar la presión, y las especies de gas también se mencionan por subíndice. Cuando se combinan estos subíndices se aplican recursivamente.<ref name="Elsevier guide">{{Cita web|url=https://www.elsevier.com/__data/promis_misc/RESPNBsymbolsunits.pdf|título=Symbols and Units|fechaacceso=3 de junio de 2017|autor=Staff|sitioweb=Respiratory Physiology & Neurobiology : Guide for Authors|editorial=Elsevier|cita=All symbols referring to gas species are in subscript,}}</ref><ref>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.</ref> 

Ejemplos: 

:* <math>{P_1}</math> o  <math>{p_1}</math>= presión en el tiempo 1
:* <math>{P_{H_2}}</math>o  <math>{p_{H_2}}</math>= presión parcial de hidrógeno
:* <math>{P_{v_{O_2}}}</math>o  <math>{p_{v_{O_2}}}</math>= presión parcial venosa de oxígeno

== La ley de Dalton de las presiones parciales ==
{{AP|Ley de las presiones parciales}}
[[Archivo:Schematic Depicting Dalton's Law-en.svg|miniaturadeimagen| Representación esquemática del concepto de la ley de Dalton. |339x339px]]La ley de Dalton expresa el hecho de que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales en la mezcla.<ref><div> [http://www.chm.davidson.edu/vce/gaslaws/daltonslaw.html Ley de Dalton de las presiones parciales] </div></ref> Esta igualdad surge del hecho de que en un gas ideal las moléculas están tan separadas que no interactúan entre sí. La mayoría de los gases reales del mundo real se acercan mucho a este ideal.  Por ejemplo, dada una mezcla gaseosa ideal de [[nitrógeno]] (N<sub>2</sub>), [[hidrógeno]] (H<sub>2</sub>) y [[amoníaco]] (NH<sub>3</sub>): 

: <math chem="">p = p_\ce{N2} + p_\ce{H2} + p_\ce{NH3}</math>

{| border="0" cellpadding="2"
| align="right" | donde: 
|
|-
! align="right" |<math>p \,</math>
| align="left" | = presión total de la mezcla de gases 
|-
! align="right" |<math chem="">p_\ce{N2}</math>
| align="left" | = presión parcial de nitrógeno (N<sub>2</sub>) 
|-
! align="right" |<math chem="">p_\ce{H2}</math>
| align="left" | = presión parcial de hidrógeno (H<sub>2</sub>) 
|-
! align="right" |<math chem="">p_\ce{NH3}</math>
| align="left" | = presión parcial de amoniaco (NH<sub>3</sub>) 
|}

== Mezclas de gases ideales ==
Idealmente, la relación de presiones parciales es igual a la relación del número de moléculas. Es decir, la [[fracción molar]] de un componente de gas individual en una [[Mezcla|mezcla de]] [[gas ideal]] puede expresarse en términos de la presión parcial del componente o los [[mol]]es del componente: 

: <math>x_{\mathrm{i}} = \frac{p_{\mathrm{i}}}{p} = \frac{n_{\mathrm{i}}}{n}</math>

y la presión parcial de un componente de gas individual en un gas ideal puede obtenerse usando esta expresión: 

{| class="wikitable col1cen"
|+<math>p_{\mathrm{i}} = x_{\mathrm{i}} \cdot p</math>
!Símbolo
!Nombre
|-
|<math>x_i</math>
|Fracción molar de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases
|-
|<math>p_i</math>
|Presión parcial de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases
|-
|<math>n_i</math>
|Moles de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gas
|-
|<math>n</math>
|Moles totales de la mezcla de gases
|-
|<math>p</math>
|Presión total de la mezcla de gases
|}
La fracción molar de un componente gaseoso en una mezcla gaseosa es igual a la fracción volumétrica de ese componente en una mezcla gaseosa.<ref><div> [http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/ "Química general en línea" de la Universidad Estatal de Frostberg] </div></ref> 

La relación de presiones parciales se basa en la siguiente relación isoterma: 

{| class="wikitable col1cen"
|+<math>\frac{V_x}{V_{tot}} =
\frac{p_x}{p_{tot}} =
\frac{n_x}{n_{tot}}</math>
!Símbolo
!Nombre
|-
|<math>V_x</math>
|Volumen parcial de cualquier componente de gas individual (<math>x</math>)
|-
|<math>V_{tot}</math>
|Volumen total de la mezcla de gases
|-
|<math>p_x</math>
|Presión parcial del gas (<math>x</math>)
|-
|<math>p_{tot}</math>
|Presión total de la mezcla de gases
|-
|<math>n_x</math>
|[[Cantidad de sustancia]] de gas (<math>x</math>)
|-
|<math>n_{tot}</math>
|Cantidad total de sustancia en la mezcla de gases
|}

== Volumen parcial (ley de Amagat del volumen aditivo) ==
El volumen parcial de un gas particular en una mezcla es el volumen de un componente de la mezcla de gas. Es útil en mezclas de gases, por ejemplo, aire, para concentrarse en un componente de gas en particular, por ejemplo, oxígeno. 

Puede ser aproximado tanto de la presión parcial como de la fracción molar:<ref name="biophysics200"><div> Página 200 en: Biofísica médica. Flemming Cornelius. 6ª edición, 2008. </div></ref> 

<math>V_x = V_{tot} \times \frac{p_x}{p_{tot}} = V_{tot} \times \frac{n_x}{n_{tot}}</math>
:*''V<sub>x</sub>'' es el volumen parcial de un componente de gas individual X en la mezcla
:* ''V<sub>tot</sub>'' es el volumen total de la mezcla de gases.
:* ''p<sub>x</sub>'' es la presión parcial del gas X
:* ''p<sub>tot</sub>'' es la presión total de la mezcla de gases
:* ''n<sub>x</sub>'' es la [[cantidad de sustancia]] del gas X
:* ''n<sub>tot</sub>'' es la cantidad total de sustancia en la mezcla de gases

== Presión de vapor ==
[[Archivo:Vapor_pressure_chart.svg|derecha|miniaturadeimagen| Una tabla de presión de vapor log-lin para varios líquidos ]]{{AP|Presión de vapor}}
La [[presión de vapor]] es la presión de un [[Vapor (estado)|vapor]] en equilibrio con sus fases sin vapor (es decir, líquido o sólido). Más a menudo, el término se usa para describir la tendencia de un [[líquido]] a [[Evaporación|evaporarse]]. Es una medida de la tendencia de las [[molécula]]s y los [[átomo]]s a escapar de un líquido o un [[sólido]]. El punto de ebullición de la presión atmosférica de un líquido corresponde a la temperatura a la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica circundante y, a menudo, se denomina '''[[Punto de ebullición|punto de ebullición normal]]'''. 

Cuanto mayor sea la presión de vapor de un líquido a una temperatura dada, menor será el punto de ebullición normal del líquido. 

El gráfico de presión de vapor que se muestra tiene gráficos de las presiones de vapor en función de las temperaturas para una variedad de líquidos.<ref>{{Cita libro|apellidos=Perry, R.H. and Green, D.W. (Editors)|título=[[Perry's Chemical Engineers' Handbook]]|año=1997|editorial=McGraw-Hill|isbn=0-07-049841-5|edición=7th}}</ref> Como puede verse en la tabla, los líquidos con las presiones de vapor más altas tienen los puntos de ebullición normales más bajos. 

Por ejemplo, a cualquier temperatura dada, el [[Clorometano|cloruro de metilo]] tiene la presión de vapor más alta de cualquiera de los líquidos en la tabla.  También tiene el punto de ebullición normal más bajo (-24,2&nbsp;°C), que es donde la curva de presión de vapor del cloruro de metilo (la línea azul) cruza la línea de presión horizontal de una atmósfera ([[Atmósfera (unidad)|atm]]) de presión de vapor absoluta. Tenga en cuenta que a mayores altitudes, la presión atmosférica es inferior a la del nivel del mar, por lo que se reducen los puntos de ebullición de los líquidos. En la cima del [[Monte Everest]], la presión atmosférica es de aproximadamente 0,333 atm, por lo que al usar el gráfico, el punto de ebullición del [[Éter etílico|éter dietílico]] sería de aproximadamente 7,5&nbsp;°C contra 34,6&nbsp;°C a nivel del mar (1 atm).

== Constantes de equilibrio de reacciones involucrando mezclas de gases ==
Es posible calcular la [[constante de equilibrio]] para una reacción química que involucra una mezcla de gases dada la presión parcial de cada gas y la fórmula de reacción general.  Para una reacción reversible que involucre reactivos de gas y productos de gas, tales como: 

: <math>a\,A + b\,B \leftrightarrow c\,C + d\,D</math>

La constante de equilibrio de la reacción sería: 
{| class="wikitable"
|+<math>K_p = \frac{p_C^c\, p_D^d} {p_A^a\, p_B^b}</math>
!Símbolo
!Nombre
|-
|<math>K_p</math>
|Constante de equilibrio de la reacción
|-
|<math>a</math>
|Coeficiente de reactivo <math>A</math>
|-
|<math>b</math>
|Coeficiente de reactivo  <math>B</math>
|-
|<math>c</math>
|Coeficiente de producto  <math>C</math>
|-
|<math>d</math>
|Coeficiente de producto  <math>D</math>
|-
|<math>p_A^a</math>
|Presión parcial de <math>a</math>
|-
|<math>p_B^b</math>
|Presión parcial de <math>b</math>
|-
|<math>p_C^c</math>
|Presión parcial de <math>c</math>
|-
|<math>p_D^d</math>
|Presión parcial de <math>d</math>
|}
Para reacciones reversibles, los cambios en la presión total, la temperatura o las concentraciones de reactantes cambiarán el [[Equilibrio químico|equilibrio]] para favorecer el lado derecho o izquierdo de la reacción de acuerdo con el [[Principio de Le Châtelier|Principio de Le Chatelier]]. Sin embargo, la [[Cinética química|cinética de la reacción]] puede oponerse o mejorar el cambio de equilibrio. En algunos casos, la cinética de reacción puede ser el factor primordial a considerar.

== La ley de Henry y la solubilidad de los gases ==
{{AP|Ley de Henry}}
Los gases se [[Solvatación|disolverán]] en los [[líquido]]s en una medida determinada por el equilibrio entre el gas no disuelto y el gas que se ha disuelto en el líquido (llamado ''[[Disolvente|solvente]]'' ).<ref name="RolfeSander"><div> [http://www.henrys-law.org Una lista extensa de las constantes de la ley de Henry y una herramienta de conversión] </div></ref>  La constante de equilibrio para ese equilibrio es: 

: (1) &nbsp; &nbsp; <math>k = \frac {p_x}{C_x}</math>

:{| border="0" cellpadding="2"
|-
| align="right" |donde:
|&nbsp;
|-
! align="right" |<math>k</math>
| align="left" |= &nbsp;la constante de equilibrio para el proceso de solvatación.
|-
! align="right" |<math>p_x</math>
| align="left" |= &nbsp;presión parcial del gas <math>x</math> en equilibrio con una solución que contiene algo del gas
|-
! align="right" |<math>C_x</math>
| align="left" |= &nbsp;la concentración del gas <math>x</math> en la solución líquida
|}

La forma de la constante de equilibrio muestra que '''la concentración de un gas [[Disolución|soluto]] en una solución es directamente proporcional a la presión parcial de ese gas sobre la solución''' .  Esta declaración es conocida como [[Ley de Henry|la ley de Henry]] y la constante de equilibrio. <math>k</math> es a menudo referido como la constante de la ley de Henry.<ref name="RolfeSander"><div> [http://www.henrys-law.org Una lista extensa de las constantes de la ley de Henry y una herramienta de conversión] </div></ref><ref>{{Cita publicación|título=Avoid Common Pitfalls When Using Henry's Law|apellidos=Francis L. Smith|apellidos2=Allan H. Harvey|fecha=September 2007|publicación=CEP (Chemical Engineering Progress)|volumen=|número=|páginas=|issn=0360-7275}}</ref><ref>{{Cita web |url=http://dwb4.unl.edu/Chem/CHEM869J/CHEM869JLinks/www.chem.ualberta.ca/courses/plambeck/p101/p01182.htm |título=Introductory University Chemistry, Henry's Law and the Solubility of Gases |fechaacceso=29 de enero de 2019 |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20120504234140/http://dwb4.unl.edu/Chem/CHEM869J/CHEM869JLinks/www.chem.ualberta.ca/courses/plambeck/p101/p01182.htm |fechaarchivo=4 de mayo de 2012 }}</ref> 

La ley de Henry se escribe a veces como:<ref name="UArizona"><div> [http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/103a004/nts004/l41/l41.html Notas de clase de química de la Universidad de Arizona] {{Wayback|url=http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/103a004/nts004/l41/l41.html |date=20120307045555 }} </div></ref> 

: (2) &nbsp; &nbsp; <math>k' = \frac {C_x}{p_x}</math>

dónde <math>k'</math>también se conoce como la constante de la ley de Henry.<ref name="UArizona"><div> [http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/103a004/nts004/l41/l41.html Notas de clase de química de la Universidad de Arizona] {{Wayback|url=http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/103a004/nts004/l41/l41.html |date=20120307045555 }} </div></ref> Como puede verse comparando las ecuaciones (1) y (2) anteriores, <math>k'</math>es el recíproco de <math>k</math>. Dado que ambos pueden ser denominados como la constante de la ley de Henry, los lectores de la literatura técnica deben tener mucho cuidado de notar qué versión de la ecuación de la ley de Henry se está utilizando. La ley de Henry es una aproximación que solo se aplica para soluciones diluidas, ideales y para soluciones donde el solvente líquido no [[Reacción química|reacciona químicamente]] con el gas que se disuelve.

== En buceo ==
En el [[buceo]], los efectos fisiológicos de los componentes individuales de los gases [[Gas respirable|respiratorios]] son una función de la presión parcial. 

Usando términos de buceo, la presión parcial se calcula como: 

:<math>\text{presión parcial = presión absoluta total × fracción de volumen del componente de gas}</math>

Para el gas componente "i": 

:<math>pp_i=P*F_i</math>

Por ejemplo, a {{Convertir|50|m|ft|0}} bajo el agua, la presión absoluta total es 6 bares (600&nbsp;kPa) (es decir, 1&nbsp;bar de [[presión atmosférica]] + 5&nbsp;bar de presión de agua) y las presiones parciales de los componentes principales del [[Atmósfera terrestre|aire]], [[oxígeno]] 21&nbsp;% en volumen y [[nitrógeno]] aproximadamente 79&nbsp;% en volumen son: 

: '''ppN<sub>2</sub>''' = 6 bar × 0,79 = 4,7 bar absoluto
: '''ppO<sub>2</sub>''' = 6 bar × 0,21 = 1,3 bar absoluto

{| border="0" cellpadding="2"
| align="right" | donde: 
|
|-
! align="right" | pp<sub>i</sub>
| align="left" | = presión parcial del componente de gas i  =  <math>P_{\mathrm{i}}</math>
|-
! align="right" | PAG 
| align="left" | = presión total =  <math>P</math>
|-
! align="right" | F<sub>i</sub>
| align="left" | = fracción de volumen del componente de gas i  = &nbsp;fracción molar,  <math>x_{\mathrm{i}}</math>
|-
! align="right" | ppN<sub>2</sub>
| align="left" | = presión parcial de nitrógeno =  <math>P_{{\mathrm{N}}_2}</math> 
|-
! align="right" | ppO<sub>2</sub>
| align="left" | = presión parcial de oxígeno =  <math>P_{{\mathrm{O}}_2}</math>
|}
El límite inferior de seguridad mínimo para las presiones parciales de oxígeno en una mezcla de gases es de 0,16 bares (16&nbsp;kPa) absoluto. La [[hipoxia]] y la inconsciencia repentina se convierten en un problema con una presión parcial de oxígeno de menos de 0,16&nbsp;bar absolutos. La [[Efecto de Paul Bert|toxicidad por oxígeno]], que involucra convulsiones, se convierte en un problema cuando la presión parcial de oxígeno es demasiado alta. El Manual de Buceo de la [[Administración Nacional Oceánica y Atmosférica|NOAA]] recomienda una exposición única máxima de 45 minutos a 1,6&nbsp;bar absolutos, de 120 minutos a 1,5&nbsp;bar absolutos, de 150 minutos a 1,4&nbsp;bar absolutos, de 180 minutos a 1,3&nbsp;bar absolutos y de 210 minutos a 1,2&nbsp;bar absolutos.  La toxicidad del oxígeno se convierte en un riesgo cuando se superan estas presiones y exposiciones parciales de oxígeno. La presión parcial de oxígeno determina la [[Maximum operating depth|profundidad máxima de operación]] de una mezcla de gases.[[Narcosis de nitrógeno|La narcosis]] es un problema cuando se respiran gases a alta presión.  Por lo general, la presión parcial total máxima de los gases narcóticos utilizados al planificar [[Buceo técnico|el buceo técnico]] puede ser de alrededor de 4,5&nbsp;bar absolutos, basada en una [[Equivalent narcotic depth|profundidad narcótica equivalente]] de {{Convertir|35|m|ft}}.El efecto de un contaminante tóxico como el [[monóxido de carbono]] en el gas respirable también está relacionado con la presión parcial cuando se respira. Una mezcla que puede ser relativamente segura en la superficie podría ser peligrosamente tóxica en la profundidad máxima de una inmersión, o un nivel tolerable de [[dióxido de carbono]] en el circuito de respiración de un [[rebreather]] de buceo puede llegar a ser intolerable en segundos durante el descenso cuando la presión parcial aumenta, y podría llevar al pánico o incapacitación del buceador.

== En medicina ==
Las presiones parciales de oxígeno en particular ( <math>p_{{\mathrm{O}}_2}</math>) y dióxido de carbono ( <math>p_{{\mathrm{CO}}_2}</math>) son parámetros importantes en las pruebas de [[Gasometría arterial|gases en sangre arterial]] , pero también pueden medirse en, por ejemplo, [[líquido cefalorraquídeo]].
{| class="wikitable" width="700px"
|+Rangos de referencia para <math>p_{{\mathrm{O}}_2}</math>y  <math>p_{{\mathrm{CO}}_2}</math>
!
! Unidad
![[Gasometría arterial]]
! Gas de sangre [[Vena|venosa]]
![[Líquido cefalorraquídeo|Fluido cerebroespinal]]
! Presiones de gases pulmonares alveolares
|- align="center"
| rowspan="2" |[[Oxígeno|<math>p_{{\mathrm{O}}_2}</math>]]
|[[Pascal (unidad)|kPa]]
| 11–13<ref name="mmHg" />
| 4,0–5,3<ref name="mmHg" />
| 5,3–5,9<ref name="mmHg" />
| 14,2
|- align="center"
|[[Milímetro de mercurio|mmHg]]
| 75–100<ref name="southwest">[http://pathcuric1.swmed.edu/PathDemo/nrrt.htm Normal Reference Range Table] {{Wayback|url=http://pathcuric1.swmed.edu/PathDemo/nrrt.htm |date=20111225185659 }} from The University of Texas Southwestern Medical Center at Dallas. Used in Interactive Case Study Companion to Pathologic basis of disease.</ref>
| 30–40<ref name="brookside"><div> [http://www.brooksidepress.org/Products/OperationalMedicine/DATA/operationalmed/Lab/ABG_ArterialBloodGas.htm La División de Educación Médica de Brookside Associates -> ABG (Gasometría Arterial)] obtenido el 6 de diciembre de 2009 </div></ref>
| 40–44<ref name="UBC" />
| 107
|- align="center"
| rowspan="2" |[[Dióxido de carbono|<math>p_{{\mathrm{CO}}_2}</math>]]
| kPa
| 4,7–6,0<ref name="mmHg"><div> Derivado de los valores de mmHg utilizando 0,133322 kPa / mmHg </div></ref>
| 5,5–6,8<ref name="mmHg" />
| 5,9–6,7<ref name="mmHg" />
| 4,8
|- align="center"
| mmHg
| 35–45<ref name="southwest" />
| 41–51<ref name="brookside" />
| 44–50<ref name="UBC">[http://www.pathology.ubc.ca/path425/SystemicPathology/Neuropathology/CerebrospinalFluidCSFDrGPBondy.rtf {{Wayback|url=http://www.pathology.ubc.ca/path425/SystemicPathology/Neuropathology/CerebrospinalFluidCSFDrGPBondy.rtf |date=20120222145250 }} <nowiki>PATHOLOGY 425 CEREBROSPINAL FLUID [CSF]</nowiki>] {{webarchive|url=https://web.archive.org/web/20120222145250/http://www.pathology.ubc.ca/path425/SystemicPathology/Neuropathology/CerebrospinalFluidCSFDrGPBondy.rtf|date=22 de febrero de 2012}} at the Department of Pathology and Laboratory Medicine at the University of British Columbia. By Dr. G.P. Bondy. Retrieved November 2011</ref>
| 36
|}

== Véase también ==

*

{| class="mw-collapsible mw-collapsed infobox plainlist" style="width:22em;width:18em; text-align:center; font-size:95%;"
! colspan="2" id="6" style="text-align:center;font-size:125%;font-weight:bold;padding-bottom:0.3em; background:transparent; line-height:1.1em; font-size:125%; font-weight:bold;" |[[Destilación]]
|- id="9"
| colspan="2" id="10" style="text-align:center" |[[Archivo:Simple_distillation_apparatus.svg|292x292px]]
|- id="11"
! colspan="2" id="12" style="text-align:center;background:#C7E6A5;" |Ramas
|- id="14"
| colspan="2" id="15" style="text-align:center;line-height:1.4em;" |[[Ley de Raoult]] / [[Ley de las presiones parciales|Ley de Dalton]] / [[Reflujo]] / [[Ecuación de Fenske]] / [[Método de McCabe-Thiele]] / [[Plato teórico]] / Presión parcial / [[Equilibrio vapor-líquido]]
|- id="29"
! colspan="2" id="30" style="text-align:center;background:#C7E6A5;" |Procesos industriales
|- id="32"
| colspan="2" id="33" style="text-align:center;line-height:1.4em;" |<div class="hlist" id="34">
* [[Destilación batch]]
* [[Destilación continua]]
* [[Columna de fraccionamiento]]
* [[Conos rotatorios]]
</div>
|- id="71"
! colspan="2" id="72" style="text-align:center;background:#C7E6A5;" |Métodos de laboratorio
|- id="74"
| colspan="2" id="75" style="text-align:center;line-height:1.4em;" |<div class="hlist" id="76">
* [[Alambique]]
* [[Kugelrohr]] / [[Destilación de recorrido corto|Recorrido corto]]
* [[Evaporador rotativo]]
* [[Destilación con banda giratoria|Con banda giratoria]]
* [[Destilador]]
</div>
|- id="104"
| colspan="2" id="105" style="text-align:right" |
|-
! colspan="2" style="text-align:center;background:#C7E6A5;" |Técnicas
|-
| colspan="2" style="text-align:center;line-height:1.4em;" |<div class="hlist">
* [[Destilación azeotrópica|Azeotrópica]]
* [[Destilación catalítica|Catalítica]]
* [[Destilación destructiva|Destructiva]]
* [[Destilación seca|Seca]]
* [[Destilación extractiva|Extractiva]]
* [[Destilación fraccionada|Fraccional]]
* [[Destilación reactiva|Reactiva]]
* [[Destilación con efecto salino|Efecto salino]]
* [[Destilación por arrastre de vapor|Arrastre de vapor]]
* [[Destilación al vacío|Al vacío]]
</div>
|}

* [[Oxígeno]][[Gas respirable]]
* [[Ley de Henry]]
* [[Destilación]]

== Referencias ==
{{listaref}}


{{Control de autoridades}}
[[Categoría:Destilación]]
[[Categoría:Presión]]
[[Categoría:Fisicoquímica]]
[[Categoría:Gases]]
[[Categoría:Leyes de los gases]]