Ley de Henry

Ley de los gases relativa a la proporcionalidad del gas disuelto

En química física , la ley de Henry es una ley de los gases que establece que la cantidad de gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a su presión parcial sobre el líquido. El factor de proporcionalidad se denomina constante de la ley de Henry . Fue formulada por el químico inglés William Henry , quien estudió el tema a principios del siglo XIX. En palabras sencillas, podemos decir que la presión parcial de un gas en fase vapor es directamente proporcional a la fracción molar de un gas en solución.

Un ejemplo en el que la ley de Henry entra en juego es la disolución dependiente de la profundidad del oxígeno y el nitrógeno en la sangre de los buceadores submarinos que cambia durante la descompresión , dando lugar a la enfermedad por descompresión . Un ejemplo cotidiano son los refrescos carbonatados , que contienen dióxido de carbono disuelto. Antes de abrir, el gas sobre la bebida en su envase es casi dióxido de carbono puro , a una presión superior a la atmosférica . Después de abrir la botella, este gas se escapa, haciendo que la presión parcial del dióxido de carbono sobre el líquido sea mucho menor, lo que da lugar a la desgasificación a medida que el dióxido de carbono disuelto sale de la solución.

Historia

En su publicación de 1803 sobre la cantidad de gases absorbidos por el agua, ^[1] William Henry describió los resultados de sus experimentos:

… el agua absorbe, de gas condensado por una, dos o más atmósferas adicionales, una cantidad que, ordinariamente comprimida, sería igual al doble, al triple, etc. del volumen absorbido bajo la presión común de la atmósfera.

Charles Coulston Gillispie afirma que John Dalton "supuso que la separación de partículas de gas entre sí en la fase de vapor guarda una relación entre un pequeño número entero y su distancia interatómica en solución. La ley de Henry se deduce como consecuencia si esta relación es constante para cada gas a una temperatura dada". ^[2]

Aplicaciones

En la producción de bebidas carbonatadas

Jaffa de Hartwall

Bajo alta presión, la solubilidad del CO
₂aumenta. Al abrir la botella a presión atmosférica, la solubilidad disminuye y las burbujas de gas se liberan del líquido.

Al servicio de la cerveza acondicionada en barrica

Se suele observar que la cerveza servida por gravedad (es decir, directamente de un grifo en el barril) tiene menos carbonatación que la misma cerveza servida mediante una bomba manual (o un motor de cerveza). Esto se debe a que la cerveza se presuriza en su camino hacia el punto de servicio por la acción del motor de cerveza, que hace que el dióxido de carbono se disuelva en la cerveza. Este luego se disuelve una vez que la cerveza ha salido de la bomba, lo que provoca un mayor nivel de "condición" perceptible en la cerveza.

Para escaladores o personas que viven a gran altitud.

Concentración de O
₂en la sangre y los tejidos es tan baja que se sienten débiles y son incapaces de pensar correctamente, una condición llamada hipoxia .

En el buceo submarino

En el buceo submarino , el gas se respira a la presión ambiental que aumenta con la profundidad debido a la presión hidrostática . La solubilidad de los gases aumenta con una mayor profundidad (mayor presión) según la ley de Henry, por lo que los tejidos corporales absorben más gas con el tiempo a mayores profundidades de agua. Al ascender, el buceador se descomprime y la solubilidad de los gases disueltos en los tejidos disminuye en consecuencia. Si la sobresaturación es demasiado grande, pueden formarse y crecer burbujas, y la presencia de estas burbujas puede causar bloqueos en los capilares o distorsión en los tejidos más sólidos que pueden causar daños conocidos como enfermedad por descompresión . Para evitar esta lesión, el buceador debe ascender lo suficientemente lento para que el exceso de gas disuelto sea arrastrado por la sangre y liberado en el gas pulmonar.

Tipos fundamentales y variantes de las constantes de la ley de Henry

Hay muchas maneras de definir la constante de proporcionalidad de la ley de Henry, que se puede subdividir en dos tipos fundamentales: Una posibilidad es poner la fase acuosa en el numerador y la fase gaseosa en el denominador ("aq/gas"). Esto da como resultado la constante de solubilidad de la ley de Henry . Su valor aumenta con el aumento de la solubilidad. Alternativamente, el numerador y el denominador se pueden intercambiar ("gas/aq"), lo que da como resultado la constante de volatilidad de la ley de Henry . El valor de disminuye con el aumento de la solubilidad. La IUPAC describe varias variantes de ambos tipos fundamentales. ^[3] Esto resulta de la multiplicidad de cantidades que se pueden elegir para describir la composición de las dos fases. Las opciones típicas para la fase acuosa son la concentración molar ( ), la molalidad ( ) y la relación de mezcla molar ( ). Para la fase gaseosa, a menudo se utilizan la concentración molar ( ) y la presión parcial ( ). No es posible utilizar la relación de mezcla en fase gaseosa ( ) porque a una relación de mezcla en fase gaseosa dada, la concentración en fase acuosa depende de la presión total y, por lo tanto, la relación no es constante. ^[4] Para especificar la variante exacta de la constante de la ley de Henry, se utilizan dos superíndices. Se refieren al numerador y al denominador de la definición. Por ejemplo, se refiere a la solubilidad de Henry definida como . ${\displaystyle H_{\rm {s}}}$ ${\displaystyle H_{\rm {v}}}$ ${\displaystyle H_{\rm {v}}}$ ${\displaystyle c_{\rm {a}}}$ ${\displaystyle b}$ ${\displaystyle x}$ ${\displaystyle c_{\rm {g}}}$ ${\displaystyle p}$ ${\displaystyle y}$ ${\displaystyle c_{\rm {a}}}$ ${\displaystyle y/c_{\rm {a}}}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}}$ ${\displaystyle c/p}$

Constantes de solubilidad de la ley de HenryH y

Solubilidad de Henry definida a través de la concentración (H _{s c} ^p)

Los químicos atmosféricos a menudo definen la solubilidad de Henry como

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}={\frac {c_{\text{a}}}{p}}}$.

Aquí está la concentración de una especie en la fase acuosa y es la presión parcial de esa especie en la fase gaseosa en condiciones de equilibrio. ${\displaystyle c_{\text{a}}}$ ${\displaystyle p}$

La unidad SI es mol/(m ³ ·Pa); sin embargo, a menudo se utiliza la unidad M/atm, ya que normalmente se expresa en M (1 M = 1 mol/dm ³ ) y en atm (1 atm = 101325 Pa). ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}}$ ${\displaystyle c_{\text{a}}}$  ${\displaystyle p}$  

La solubilidad adimensional de HenryH _s ^cc

La solubilidad de Henry también se puede expresar como la relación adimensional entre la concentración en fase acuosa de una especie y su concentración en fase gaseosa : ${\displaystyle c_{\text{a}}}$ ${\displaystyle c_{\text{g}}}$

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cc}={\frac {c_{\text{a}}}{c_{\text{g}}}}}$.

Para un gas ideal, la conversión es:

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cc}=RTH_{\rm {s}}^{cp},}$

donde es la constante del gas , y es la temperatura. ${\displaystyle R}$ ${\displaystyle T}$

A veces, esta constante adimensional se denomina coeficiente de partición agua-aire . ^[5] Está estrechamente relacionada con las diversas definiciones ligeramente diferentes del coeficiente de Ostwald , como lo analiza Battino (1984). ^[6] ${\displaystyle K_{\text{WA}}}$ ${\displaystyle L}$

Solubilidad de Henry definida a través de la relación de mezcla de fase acuosa (H.s.xp_​^​)

Otra constante de solubilidad de la ley de Henry es:

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{xp}={\frac {x}{p}}}$.

Aquí se muestra la relación de mezcla molar en la fase acuosa. Para una solución acuosa diluida, la conversión entre y es: ${\displaystyle x}$ ${\displaystyle x}$ ${\displaystyle c_{\text{a}}}$

${\displaystyle c_{\text{a}}\approx x{\frac {\varrho _{\mathrm {H_{2}O} }}{M_{\mathrm {H_{2}O} }}}}$.

donde es la densidad del agua y es la masa molar del agua. Por lo tanto ${\displaystyle \varrho _{\mathrm {H_{2}O} }}$ ${\displaystyle M_{\mathrm {H_{2}O} }}$

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{xp}\approx {\frac {M_{\mathrm {H_{2}O} }}{\varrho _{\mathrm {H_{2}O} }}}H_{\rm {s}}^{cp}}$.

La unidad del SI es Pa ⁻¹ , aunque todavía se utiliza con frecuencia atm ^{−1 .} ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{xp}}$

Solubilidad de Henry definida a través de la molalidad (^Punto _{de ebullición} alto)

Puede resultar ventajoso describir la fase acuosa en términos de molalidad en lugar de concentración. La molalidad de una solución no cambia con , ya que se refiere a la masa del disolvente. Por el contrario, la concentración sí cambia con , ya que la densidad de una solución y, por lo tanto, su volumen dependen de la temperatura. Definir la composición de la fase acuosa a través de la molalidad tiene la ventaja de que cualquier dependencia de la temperatura de la constante de la ley de Henry es un verdadero fenómeno de solubilidad y no se introduce indirectamente a través de un cambio de densidad de la solución. Utilizando la molalidad, la solubilidad de Henry se puede definir como ${\displaystyle T}$ ${\displaystyle c}$ ${\displaystyle T}$

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{bp}={\frac {b}{p}}.}$

Aquí se utiliza como símbolo de molalidad (en lugar de ) para evitar confusiones con el símbolo de masa. La unidad SI para es mol/(kg·Pa). No hay una forma sencilla de calcular a partir de , ya que la conversión entre concentración y molalidad involucra a todos los solutos de una solución. Para una solución con un total de solutos con índices , la conversión es: ${\displaystyle b}$ ${\displaystyle m}$ ${\displaystyle m}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{bp}}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{bp}}$ ${\displaystyle c_{\text{a}}}$ ${\displaystyle b}$ ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle i=1,\ldots ,n}$

${\displaystyle c_{\text{a}}={\frac {b\varrho }{1+\sum _{i=1}^{n}b_{i}M_{i}}},}$

donde es la densidad de la solución y son las masas molares. Aquí es idéntico a uno de los en el denominador. Si solo hay un soluto, la ecuación se simplifica a ${\displaystyle \varrho }$ ${\displaystyle M_{i}}$ ${\displaystyle b}$ ${\displaystyle b_{i}}$

${\displaystyle c_{\text{a}}={\frac {b\varrho }{1+bM}}.}$

La ley de Henry solo es válida para soluciones diluidas donde y . En este caso, la conversión se reduce aún más a ${\displaystyle bM\ll 1}$ ${\displaystyle \varrho \approx \varrho _{\mathrm {H_{2}O} }}$

${\displaystyle c_{\text{a}}\approx b\varrho _{\mathrm {H_{2}O} },}$

y por lo tanto

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{bp}\approx {\frac {H_{\rm {s}}^{cp}}{\varrho _{\mathrm {H_{2}O} }}}.}$

El coeficiente de Bunsenalfa

Según Sazonov y Shaw, ^[7] el coeficiente de Bunsen adimensional se define como "el volumen de gas saturante, V1, reducido a T° = 273,15 K, p° = 1 bar, que es absorbido por la unidad de volumen V ₂ * de disolvente puro a la temperatura de medición y presión parcial de 1 bar". Si el gas es ideal, la presión se cancela y la conversión a es simplemente ${\displaystyle \alpha }$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}}$

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}=\alpha {\frac {1}{RT^{\text{STP}}}}}$,

con = 273,15 K. Nótese que, según esta definición, el factor de conversión no depende de la temperatura. Independientemente de la temperatura a la que se refiere el coeficiente de Bunsen, siempre se utiliza 273,15 K para la conversión. El coeficiente de Bunsen, que lleva el nombre de Robert Bunsen , se ha utilizado principalmente en la literatura más antigua y la IUPAC lo considera obsoleto. ^[3] ${\displaystyle T^{\text{STP}}}$  

El coeficiente de KuenenS

Según Sazonov y Shaw, ^[7] el coeficiente de Kuenen se define como "el volumen de gas saturante V(g), reducido a T° = 273,15 K, p° = bar, que se disuelve por unidad de masa de disolvente puro a la temperatura de medición y presión parcial 1 bar". Si el gas es ideal, la relación es ${\displaystyle S}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}}$

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{cp}=S{\frac {\varrho }{RT^{\text{STP}}}}}$,

donde es la densidad del disolvente, y = 273,15 K. La unidad SI para es m ³ /kg. ^[7] El coeficiente de Kuenen, que lleva el nombre de Johannes Kuenen , se ha utilizado principalmente en la literatura más antigua, y la IUPAC lo considera obsoleto. ^[3] ${\displaystyle \varrho }$ ${\displaystyle T^{\text{STP}}}$ ${\displaystyle S}$

Constantes de volatilidad de la ley de Henryyoen

La volatilidad de Henry se define a través de la concentración (yo^computadora
_v)

Una forma común de definir la volatilidad de Henry es dividir la presión parcial por la concentración de la fase acuosa:

${\displaystyle H_{\rm {v}}^{pc}={\frac {p}{c_{\text{a}}}}={\frac {1}{H_{\rm {s}}^{cp}}}.}$

La unidad SI para es Pa·m3 ^/ mol. ${\displaystyle H_{\rm {v}}^{pc}}$

La volatilidad de Henry se define a través de la relación de mezcla de la fase acuosa (yo^pxv
_​)

Otra volatilidad de Henry es

${\displaystyle H_{\rm {v}}^{px}={\frac {p}{x}}={\frac {1}{H_{\rm {s}}^{xp}}}.}$

La unidad del SI para la medida es Pa. Sin embargo, todavía se utiliza con frecuencia atm. ${\displaystyle H_{\rm {v}}^{px}}$

La volatilidad adimensional de Henryyo^ccv
_​

La volatilidad de Henry también se puede expresar como la relación adimensional entre la concentración en fase gaseosa de una especie y su concentración en fase acuosa : ${\displaystyle c_{\text{g}}}$ ${\displaystyle c_{\text{a}}}$

${\displaystyle H_{\rm {v}}^{cc}={\frac {c_{\text{g}}}{c_{\text{a}}}}={\frac {1}{H_{\rm {s}}^{cc}}}.}$

En ingeniería química y química ambiental , esta constante adimensional a menudo se denomina coeficiente de partición aire-agua . ^{[8] [9]} ${\displaystyle K_{\text{AW}}}$

Valores de las constantes de la ley de Henry

Sander (2023) publicó una gran recopilación de constantes de la ley de Henry. ^[10] En la siguiente tabla se muestran algunos valores seleccionados:

Dependencia de la temperatura

Cuando la temperatura de un sistema cambia, la constante de Henry también cambia. La dependencia de la temperatura de las constantes de equilibrio se puede describir en general con la ecuación de van 't Hoff , que también se aplica a las constantes de la ley de Henry:

${\displaystyle {\frac {\mathrm {d} \ln H}{\mathrm {d} (1/T)}}={\frac {-\Delta _{\text{sol}}H}{R}},}$

donde es la entalpía de disolución. Nótese que la letra en el símbolo se refiere a la entalpía y no está relacionada con la letra de las constantes de la ley de Henry. Esto se aplica al índice de solubilidad de Henry, ; para el índice de volatilidad de Henry, , el signo del lado derecho debe invertirse. ${\displaystyle \Delta _{\text{sol}}H}$ ${\displaystyle H}$ ${\displaystyle \Delta _{\text{sol}}H}$ ${\displaystyle H}$ ${\displaystyle H_{s}}$ ${\displaystyle H_{v}}$

Integrando la ecuación anterior y creando una expresión basada en la temperatura de referencia = 298,15 K se obtiene: ${\displaystyle H^{\circ }}$ ${\displaystyle T^{\circ }}$

${\displaystyle H(T)=H^{\circ }\exp \left[{\frac {-\Delta _{\text{sol}}H}{R}}\left({\frac {1}{T}}-{\frac {1}{T^{\circ }}}\right)\right].}$^[11]

La ecuación de van 't Hoff en esta forma sólo es válida para un rango de temperatura limitado en el que no cambia mucho con la temperatura (alrededor de 20 K de variaciones). ${\displaystyle \Delta _{\text{sol}}H}$

La siguiente tabla enumera algunas dependencias de temperatura:

La solubilidad de los gases permanentes suele disminuir con el aumento de la temperatura, alrededor de la temperatura ambiente. Sin embargo, para las soluciones acuosas, la constante de solubilidad de la ley de Henry para muchas especies pasa por un mínimo. Para la mayoría de los gases permanentes, el mínimo está por debajo de los 120 °C. A menudo, cuanto más pequeña es la molécula de gas (y cuanto menor es la solubilidad del gas en agua), más baja es la temperatura del máximo de la constante de la ley de Henry. Así, el máximo está alrededor de los 30 °C para el helio, de 92 a 93 °C para el argón, el nitrógeno y el oxígeno, y 114 °C para el xenón. ^[12]

Constantes efectivas de la ley de HenryH- ef

Las constantes de la ley de Henry mencionadas hasta ahora no consideran ningún equilibrio químico en la fase acuosa. Este tipo se denomina constante intrínseca o física de la ley de Henry. Por ejemplo, la constante intrínseca de solubilidad de la ley de Henry del formaldehído se puede definir como

${\displaystyle H_{\rm {s}}^{{\ce {cp}}}={\frac {c\left({\ce {H2CO}}\right)}{p\left({\ce {H2CO}}\right)}}.}$

En solución acuosa, el formaldehído está casi completamente hidratado:

${\displaystyle {\ce {H2CO + H2O <=> H2C(OH)2}}}$

La concentración total de formaldehído disuelto es

${\displaystyle c_{{\ce {tot}}}=c\left({\ce {H2CO}}\right)+c\left({\ce {H2C(OH)2}}\right).}$

Teniendo en cuenta este equilibrio, una constante efectiva de la ley de Henry se puede definir como ${\displaystyle H_{\rm {s,eff}}}$

${\displaystyle H_{\rm {s,eff}}={\frac {c_{{\ce {tot}}}}{p\left({\ce {H2CO}}\right)}}={\frac {c\left({\ce {H2CO}}\right)+c\left({\ce {H2C(OH)2}}\right)}{p\left({\ce {H2CO}}\right)}}.}$

Para ácidos y bases, la constante efectiva de la ley de Henry no es una cantidad útil porque depende del pH de la solución. ^[10] Para obtener una constante independiente del pH, a menudo se utiliza el producto de la constante intrínseca de la ley de Henry y la constante de acidez para ácidos fuertes como el ácido clorhídrico (HCl): ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{{\ce {cp}}}}$ ${\displaystyle K_{{\ce {A}}}}$

${\displaystyle H'=H_{\rm {s}}^{{\ce {cp}}}K_{{\ce {A}}}={\frac {c\left({\ce {H+}}\right)c\left({\ce {Cl^-}}\right)}{p\left({\ce {HCl}}\right)}}.}$

Aunque normalmente también se denomina constante de la ley de Henry, es una cantidad diferente y tiene unidades diferentes a . ${\displaystyle H'}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{{\ce {cp}}}}$

Dependencia de la fuerza iónica (ecuación de Sechenov)

Los valores de las constantes de la ley de Henry para soluciones acuosas dependen de la composición de la solución, es decir, de su fuerza iónica y de los compuestos orgánicos disueltos. En general, la solubilidad de un gas disminuye al aumentar la salinidad (" salación "). Sin embargo, también se ha observado un efecto de " salación ", por ejemplo para la constante efectiva de la ley de Henry del glioxal . El efecto se puede describir con la ecuación de Sechenov, llamada así por el fisiólogo ruso Ivan Sechenov (a veces se utiliza la transliteración alemana "Setschenow" del nombre cirílico Се́ченов). Hay muchas formas alternativas de definir la ecuación de Sechenov, dependiendo de cómo se describa la composición de la fase acuosa (basada en la concentración, molalidad o fracción molar) y qué variante de la constante de la ley de Henry se utilice. Se prefiere describir la solución en términos de molalidad porque la molalidad es invariable a la temperatura y a la adición de sal seca a la solución. Por lo tanto, la ecuación de Sechenov se puede escribir como

${\displaystyle \log \left({\frac {H_{\rm {s,0}}^{bp}}{H_{\rm {s}}^{bp}}}\right)=k_{\rm {s}}b({\text{salt}}),}$

donde es la constante de la ley de Henry en agua pura, es la constante de la ley de Henry en la solución salina, es la constante de Sechenov basada en la molalidad y es la molalidad de la sal. ${\displaystyle H_{\rm {s,0}}^{bp}}$ ${\displaystyle H_{\rm {s}}^{bp}}$ ${\displaystyle k_{\rm {s}}}$ ${\displaystyle b({\text{salt}})}$

Soluciones no ideales

Se ha demostrado que la ley de Henry se aplica a una amplia gama de solutos en el límite de dilución infinita ( x  → 0 ), incluidas sustancias no volátiles como la sacarosa . En estos casos, es necesario enunciar la ley en términos de potenciales químicos . Para un soluto en una solución diluida ideal, el potencial químico depende solo de la concentración. Para soluciones no ideales, se deben tener en cuenta los coeficientes de actividad de los componentes:

${\displaystyle \mu =\mu _{c}^{\circ }+RT\ln {\frac {\gamma _{c}c}{c^{\circ }}}}$,

donde para un soluto volátil; c ° = 1 mol/L. ${\displaystyle \gamma _{c}={\frac {H_{\rm {v}}}{p^{*}}}}$

Para soluciones no ideales, el coeficiente de actividad de dilución infinita γ _c depende de la concentración y debe determinarse en la concentración de interés. El coeficiente de actividad también se puede obtener para solutos no volátiles, donde la presión de vapor de la sustancia pura es despreciable, utilizando la relación de Gibbs-Duhem :

${\displaystyle \sum _{i}n_{i}d\mu _{i}=0.}$

Midiendo el cambio en la presión de vapor (y por lo tanto, el potencial químico) del disolvente, se puede deducir el potencial químico del soluto.

El estado estándar de una solución diluida también se define en términos de comportamiento de dilución infinita. Aunque por convención se considera que la concentración estándar c ° es 1 mol/L, el estado estándar es una solución hipotética de 1 mol/L en la que el soluto tiene sus propiedades limitantes de dilución infinita. Esto tiene el efecto de que todo comportamiento no ideal se describe mediante el coeficiente de actividad: el coeficiente de actividad a 1 mol/L no es necesariamente la unidad (y con frecuencia es bastante diferente de la unidad).

Todas las relaciones anteriores también pueden expresarse en términos de molalidades b en lugar de concentraciones, por ejemplo:

${\displaystyle \mu =\mu _{b}^{\circ }+RT\ln {\frac {\gamma _{b}b}{b^{\circ }}},}$

donde para un soluto volátil; b ° = 1 mol/kg. ${\displaystyle \gamma _{b}={\frac {H_{\rm {v}}^{pb}}{p^{*}}}}$

El potencial químico estándar μ _m °, el coeficiente de actividad γ _m y la constante de la ley de Henry H _v ^pb tienen valores numéricos diferentes cuando se utilizan molalidades en lugar de concentraciones.

Mezclas de disolventes

La constante de solubilidad de la ley de Henry para un gas 2 en una mezcla M de dos disolventes 1 y 3 depende de las constantes individuales de cada disolvente y , según ^[13] : ${\displaystyle H_{\rm {s,2,M}}^{xp}}$ ${\displaystyle H_{\rm {s,2,1}}^{xp}}$ ${\displaystyle H_{\rm {s,2,3}}^{xp}}$

${\displaystyle \ln H_{\rm {s,2,M}}^{xp}=x_{1}\ln H_{\rm {s,2,1}}^{xp}+x_{3}\ln H_{\rm {s,2,3}}^{xp}+a_{13}x_{1}x_{3}}$

Donde , son las relaciones molares de cada disolvente en la mezcla y a ₁₃ es el parámetro de interacción de los disolventes de la expansión de Wohl del potencial químico en exceso de las mezclas ternarias. ${\displaystyle x_{1}}$ ${\displaystyle x_{3}}$

Se puede encontrar una relación similar para la constante de volatilidad , recordando que y que, siendo ambos números reales positivos, , así: ${\displaystyle H_{\rm {v,2,M}}^{px}}$ ${\displaystyle H_{\rm {v}}^{px}=1/H_{\rm {s}}^{xp}}$ ${\displaystyle \ln H_{\rm {s}}^{xp}=-\ln(1/H_{\rm {s}}^{xp})=-\ln H_{\rm {v}}^{px}}$

${\displaystyle \ln H_{\rm {v,2,M}}^{px}=x_{1}\ln H_{\rm {v,2,1}}^{px}+x_{3}\ln H_{\rm {v,2,3}}^{px}-a_{13}x_{1}x_{3}}$

Para una mezcla de agua y etanol, el parámetro de interacción a ₁₃ tiene valores en torno a concentraciones de etanol (volumen/volumen) entre el 5% y el 25%. ^[14] ${\displaystyle 0.1\pm 0.05}$

Misceláneas

En geoquímica

En geoquímica , se aplica una versión de la ley de Henry a la solubilidad de un gas noble en contacto con un silicato fundido. Una ecuación utilizada es

${\displaystyle {\frac {C_{\text{melt}}}{C_{\text{gas}}}}=\exp \left[-\beta \left(\mu _{\text{melt}}^{\text{E}}-\mu _{\text{gas}}^{\text{E}}\right)\right],}$

dónde

C es la concentración numérica del gas soluto en las fases de fusión y gas,

β = 1/ k _B T , un parámetro de temperatura inverso ( k _B es la constante de Boltzmann ),

μ ^E son los potenciales químicos en exceso del gas soluto en las dos fases.

Comparación con la ley de Raoult

La ley de Henry es una ley limitante que sólo se aplica para soluciones "suficientemente diluidas", mientras que la ley de Raoult es generalmente válida cuando la fase líquida es casi pura o para mezclas de sustancias similares. ^[15] El rango de concentraciones en el que se aplica la ley de Henry se estrecha cuanto más se aleja el sistema del comportamiento ideal. En términos generales, esto es, cuanto más "diferente" químicamente es el soluto del disolvente.

Para una solución diluida, la concentración del soluto es aproximadamente proporcional a su fracción molar x , y la ley de Henry se puede escribir como

${\displaystyle p=H_{\rm {v}}^{px}x.}$

Esto se puede comparar con la ley de Raoult :

${\displaystyle p=p^{*}x,}$

donde p * es la presión de vapor del componente puro.

A primera vista, la ley de Raoult parece ser un caso especial de la ley de Henry, donde H _v ^px  = p *. Esto es cierto para pares de sustancias estrechamente relacionadas, como el benceno y el tolueno , que obedecen la ley de Raoult en todo el rango de composición: tales mezclas se denominan mezclas ideales.

El caso general es que ambas leyes son leyes límite y se aplican en extremos opuestos del rango de composición. La presión de vapor del componente en gran exceso, como el solvente para una solución diluida, es proporcional a su fracción molar, y la constante de proporcionalidad es la presión de vapor de la sustancia pura (ley de Raoult). La presión de vapor del soluto también es proporcional a la fracción molar del soluto, pero la constante de proporcionalidad es diferente y debe determinarse experimentalmente (ley de Henry). En términos matemáticos:

Ley de Raoult: ${\displaystyle \lim _{x\to 1}\left({\frac {p}{x}}\right)=p^{*}.}$

Ley de Henry: ${\displaystyle \lim _{x\to 0}\left({\frac {p}{x}}\right)=H_{\rm {v}}^{px}.}$

La ley de Raoult también puede relacionarse con solutos no gaseosos.

Véase también

• Pervaporación  : método de procesamiento para la separación de mezclas de líquidos por vaporización parcial a través de una membrana porosa o no porosa.Pages displaying wikidata descriptions as a fallback
• Coeficiente de partición  : Relación de concentraciones en una mezcla en equilibrio.
• Leyes científicas que llevan nombres de personas
• Ley de Graham  – Ley de difusión de Graham
• Constante de adsorción de Henry  : relación entre la concentración de un adsorbato en un sólido y su presión parcial en la fase gaseosa.
• Ley de Raoult  – Ley de la termodinámica para la presión de vapor de una mezcla
• Ley de Sieverts

Referencias

1. Henry, W. (1803). "Experimentos sobre la cantidad de gases absorbidos por el agua, a diferentes temperaturas y bajo diferentes presiones". Phil. Trans. R. Soc. Lond . 93 : 29–43. doi : 10.1098/rstl.1803.0004 .
2. Gillispie, Charles Coulston (1960). El límite de la objetividad: un ensayo sobre la historia de las ideas científicas. Princeton University Press. pág. 254. ISBN 0-691-02350-6.
3. Sander, R.; Acree, WE; De Visscher, A.; Schwartz, SE; Wallington, TJ (2022), "Constantes de la ley de Henry (Recomendaciones de la IUPAC 2021)", Pure Appl. Chem. , 94 : 71–85, doi : 10.1515/pac-2020-0302 , S2CID  245212535
4. Sander, R. (1999). "Modelado de la química atmosférica: interacciones entre especies en fase gaseosa y partículas líquidas de nubes/aerosoles". Surv. Geophys . 20 (1): 1–31. Bibcode :1999SGeo...20....1S. doi :10.1023/A:1006501706704. S2CID  126554771.
5. McCall, PJ; Swann, RL; Laskowski, DA (1983). "Cap. 6. Modelos de partición para la distribución en equilibrio de sustancias químicas en compartimentos ambientales". En Suffet, IH (ed.). Destino de las sustancias químicas en el medio ambiente . Washington DC: American Chemical Society.
6. Battino, Rubin; Rettich, Timothy R.; Tominaga, Toshihiro (1984). "La solubilidad del nitrógeno y el aire en líquidos". Journal of Physical and Chemical Reference Data . 13 (2): 563–600. Bibcode :1984JPCRD..13..563B. doi :10.1063/1.555713. ISSN  0047-2689.
7. Sazonov, VP; Shaw, DG (2006). "Introducción a la serie de datos de solubilidad: 1.5.2. §Cantidades y unidades fisicoquímicas, Una nota sobre nomenclatura, puntos 10 y 11". Introducción a la base de datos de solubilidades de la IUPAC-NIST . Consultado el 21 de marzo de 2016 .
8. Odziomek, K.; Gajewicz, A.; Haranczyk, M.; Puzyn, T. (2013). "Fiabilidad de los resultados de modelado del destino ambiental de los COP basados ​​en varios métodos de determinación del coeficiente de partición aire/agua (log K _AW )". Atmospheric Environment . 73 : 177–184. doi :10.1016/j.atmosenv.2013.02.052.
9. Mackay, Donald ; Shiu, Wan Ying (1981). "Una revisión crítica de las constantes de la ley de Henry para sustancias químicas de interés ambiental". Journal of Physical and Chemical Reference Data . 10 (4): 1175–1199. doi :10.1063/1.555654.
10. Sander, R. (2023), "Compilación de las constantes de la ley de Henry (versión 5.0.0) para el agua como disolvente", Atmos. Chem. Phys. , 23 (19): 10901–12440, doi : 10.5194/acp-23-10901-2023
11. Smith, Francis; Harvey, Allan H. (septiembre de 2007). "Evite errores comunes al utilizar la ley de Henry". CEP . Instituto Americano de Ingeniería Química: 36. S2CID  19627445.
12. Cohen, P., ed. (1989). Manual de la ASME sobre tecnología del agua para sistemas de energía térmica. Sociedad Estadounidense de Ingenieros Mecánicos. pág. 442. ISBN 978-0-7918-0634-0.
13. Prausnitz, John M .; Lichtenthaler, Rüdiger N.; Azevedo, Edmundo G. (22 de octubre de 1998). Termodinámica molecular de equilibrios entre fluidos y fases . Pearson Education. pág. 614. ISBN 978-0132440509.
14. Ammari, Ali; Schroen, Karin (julio de 2019). "Efecto del etanol y la temperatura en los coeficientes de partición del acetato de etilo, el acetato de isoamilo y el alcohol isoamílico: investigación instrumental y predictiva". Journal of Chemical & Engineering Data . 64 (8): 3224–3230. doi : 10.1021/acs.jced.8b01125 . S2CID  199079288.
15. Felder, Richard M.; Rousseau, Ronald W.; Bullard, Lisa G. (15 de diciembre de 2004). Principios elementales de los procesos químicos . Wiley. p. 293. ISBN 978-0471687573.

Enlaces externos

• Herramientas en línea de la EPA para el cálculo de la evaluación del sitio: conversión de la ley de Henry