INTRODUCCION
Vivimos rodeados de aire, que es una mezcla de gases. Y permanentemente estamos intercambiando gases con él.  Las leyes que gobiernan este mundo invisible aclaran importantes aspectos de la vida.

Es necesario refrescar algunos conceptos que necesitaremos a menudo.

• Unidad de masa atómica: aproximadamente la masa de un átomo de hidrógeno.
• Masa atómica relativa (MA): relación entre la masa de un átomo cualquiera y la unidad de masa atómica. La masa relativa del átomo de hidrógeno es 1; la del oxígeno es 16.
• Masa molecular relativa (MR): relación entre la masa de una molécula y la unidad de masa atómica. Por ejemplo, la masa molecular relativa de la molécula de hidrógeno (H₂) es 2; la del oxígeno (O₂) es 32.
• Masa molar: es la masa de un mol de una sustancia (coincide numéricamente con la masa molecular relativa, expresada en gramos). Por ejemplo: un mol de moléculas de oxígeno (un mol de O₂), masa 32 gramos, y pesa 32 gramos fuerza.
• Mol: una colección de un número de Avogadro (6,02 x 10²³) de elementos. Por ejemplo en un mol de oxígeno hay 6,02 x 10²³ moléculas de O₂. El número de Avogadro se designa N_A.
• Número de moles (n): cantidad de moléculas, o de átomos, o de cualquier cosa expresada en moles.
• Volumen molar: volumen que ocupa un 1 mol de un gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm; 0 °C), cuyo valor es 22,414 litros.
• Fracción molar (X = n_i / n_t): en una mezcla que tiene en total un cierto número de moles, n_t... la fracción molar de un componente de la mezcla (que está presente en cierto número de moles, n_i), es el cociente entre el número de moles del componente dividido el número de moles total, n_i / n_t.
• Presión parcial (p_i): es la presión que ejercería cada uno de los componentes de una mezcla gaseosa luego de remover los otros.
• Gas ideal: es uno cuyas moléculas están tan separadas y el volumen de cada una es tan pequeño que muy rara vez se chocan entre sí. Cuanto más diluido esté un gas y menor sea su masa molecular relativa, más se aproxima su comportamiento al de un gas ideal. En este curso no se abordarán otras situaciones.
• Temperatura absoluta: escala de temperaturas en unidades Kelvin (K, sin el redondelito). Un Kelvin mide lo mismo que el grado Celsius o centígrado, pero las escalas absolutas y centígradas están corridas: tienen el cero en distinta temperatura. El cero de la escala Kelvin se corresponde con el –273 °C. No hay temperaturas inferiores al cero absoluto (0 K), que es inalcanzable, y que representa la quietud absoluta... y más frío no se puede estar ¿OK?

LEY DE LOS GASES IDEALES O ECUACION DE ESTADO
Supongamos que tenemos una cierta masa (expresada en número de moles, n) de gas ideal cualquiera que se encuentra a una cierta presión (P) y a cierta temperatura (T, en escala absoluta), y que ocupa un cierto volumen (V). Cualquiera de estas características puede variar: puede aumentar o disminuir su temperatura o su volumen o su presión, o incluso el número de moles, o puede que estas características varíen simultáneamente... pero siempre se va a cumplir la siguiente relación:

P V = n R T

donde R es una constante, llamada de los gases ideales, cuyo valor depende de las unidades en que se midan las variables. Puede ser

R = 8,314 J mol^-1K^-1

R = 0,08207 l atm mol^-1K^-1

Tenés un desarrollo más pormenorizado sobre la ecuación de estado acá.

MEZCLAS GASEOSAS – Ley de Dalton
Cuando estamos en presencia de una mezcla de gases, cada gas componente de la mezcla ocupa el mismo volumen y se halla a la misma temperatura. La mezcla se encuentra a cierta presión, pero es posible establecer qué porcentaje de la presión se debe a cada componente. Esta sencilla operación se la debemos a John Dalton (1766-1844), químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna y que recibe el nombre de Ley de Dalton o de las presiones parciales.

Esta ley sólo establece lo obvio: cada componente de la mezcla aporta a la presión total en un porcentaje igual al porcentaje en que están presentes sus moléculas, es decir, igual a su fracción molar. Dicho de otro modo, la presión parcial es proporcional a la fracción molecular. 

n_i / n_t = p_i / p_t

Otra consecuencia lógica de lo anterior es que la suma de todas las presiones parciales de cada uno de los gases presentes en una mezcla, debe ser igual a la presión de la mezcla.

Por ejemplo, en el aire seco a presión atmosférica normal, 1.013 hPa, como la fracción molar del oxígeno es n_O2 = 0,21, la presión que ejerce el oxígeno será de p_O2 = 213 hPa.

CHISMES IMPORTANTES

• Si querés conocer la relación que hay entre la temperatura y la agitación de las moléculas podés ir acá.
• El aire seco es una rareza de laboratorio: el aire de verdad siempre tiene un poco de humedad, pero la cantidad es muy variable como para poderla incluir en una tabla. Sin embargo suele ser el tercer componente en importancia, representando a veces hasta el 2,5%.

• ¿Qué tienen adentro los tanques de oxígeno con los que salen a bucear los buzos?
• ¿De qué están llenos los tanques de oxígeno que están al lado de la camilla en el quirófano?
• ¿Cuál es la diferencia entre el aire inspirado y el aire espirado?