La ley de henry

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Ley de gas 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 llama constante de la ley de Henry. Fue formulado por el químico inglés William Henry, quien estudió el tema a principios del siglo XIX.

Un ejemplo en el que entra en juego la ley de Henry es la disolución de oxígeno y nitrógeno dependiente de la profundidad en la sangre de los buzos submarinos que cambia durante la descompresión, lo que lleva a la enfermedad por descompresión. Un ejemplo cotidiano lo da la experiencia con refrescos carbonatados, que contienen dióxido de carbono disuelto. Antes de abrir, el gas sobre la bebida en su recipiente es dióxido de carbono casi puro, a una presión superior a la presión atmosférica. Después de que se abre la botella, este gas escapa, haciendo que la presión parcial del dióxido de carbono sobre el líquido sea mucho más baja, lo que resulta en 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, William Henry describió los resultados de sus experimentos:

... el agua toma, de gas condensado por una, dos o más atmósferas adicionales, una cantidad que, normalmente comprimido, sería igual a dos veces, tres veces, el 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 la relación de un pequeño número entero con su distancia interatómica en solución". La ley de Henry se sigue como consecuencia si esta relación es constante para cada gas a una temperatura dada.

Aplicaciones

En la producción de bebidas carbonatadas

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

Al servicio de la cerveza de barril

A menudo se observa que la cerveza servida por gravedad (es decir, directamente de un grifo en el barril) tiene menos carbonatación que la misma cerveza servida a través de una bomba manual (o motor de cerveza). Esto se debe a que la cerveza es presionada en su camino hacia el punto de servicio por la acción del motor de cerveza, lo que hace que el dióxido de carbono se disuelva en la cerveza. Esto luego sale de la solución una vez que la cerveza ha salido de la bomba, causando un nivel más alto de "condición" perceptible. en la cerveza

Para escaladores o personas que viven a gran altura

Concentración de O
₂ en la sangre y los tejidos es tan bajo que se sienten débiles y no pueden 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 en profundidad de acuerdo con la ley de Henry, por lo que los tejidos corporales absorben más gas con el tiempo hasta que se saturan para la profundidad y viceversa. Al ascender, el buzo se descomprime y la solubilidad de los gases disueltos en los tejidos disminuye en consecuencia. Si la sobresaturación es demasiado grande, se pueden formar y crecer burbujas, y la presencia de estas burbujas puede causar bloqueos en los capilares o distorsión en los tejidos más sólidos, lo que puede causar un daño conocido como enfermedad por descompresión. Para evitar esta lesión, el buzo debe ascender lo suficientemente lento como para que la sangre se lleve el exceso de gas disuelto y lo libere al gas de los pulmones.

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

Hay muchas maneras de definir la constante proporcionalidad de la ley de Henry, que puede ser subdividida en dos tipos fundamentales: Una posibilidad es poner la fase acuosa en el numerador y la fase gaseosa en el denominador ("aq/gas"). Esto resulta en la constante solubilidad de la ley de Henry ${displaystyle H_{rm {s}}}$ . Su valor aumenta con mayor solubilidad. Alternativamente, numerador y denominador se puede cambiar ("gas/aq"), lo que resulta en la constante de volatilidad de la ley de Henry ${displaystyle H_{rm {v}}}$ . El valor de ${displaystyle H_{rm {v}}}$ disminuciones con mayor solubilidad. IUPAC describe varias variantes de ambos tipos fundamentales. 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 ( $c_{rm a}$ Molality () $b$ ), y la relación de mezcla molar ( $x$ ). Para la fase de gas, concentración molar ( $c_{rm g}$ ) y presión parcial ( $p$ ) se utilizan a menudo. No es posible utilizar la relación de mezcla de fase gaseosa ( $y$ ) porque en una relación de mezcla de fase gaseosa determinada, la concentración de fase acuosa $c_{rm a}$ depende de la presión total y por lo tanto la relación $y/c_{rm a}$ no es una constante. Para especificar la variante exacta de la constante de la ley de Henry, se utilizan dos superscriptos. Se refieren al numerador y al denominador de la definición. Por ejemplo, ${displaystyle H_{rm {s}}^{cp}}$ se refiere a la solubilidad Henry definida como $c/p$ .

Constantes de solubilidad de la ley de Henry Hs

Solubilidad de Henry definida a través de la concentración (Hscp)

Los químicos atmosféricos a menudo definen la solubilidad de Henry como

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

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

La unidad SI para ${displaystyle H_{rm {s}}^{cp}}$ es mol/(m³·Pa); sin embargo, a menudo se utiliza la unidad M/atm, ya que ${displaystyle c_{text{a}}}$ se expresa generalmente en M (1M = 1 mol/dm³) y $p$ en ame (1ag = 101325Pa).

La solubilidad adimensional de Henry Hscc

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

{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 $R$ es la constante de gas, y $T$ es la temperatura.

A veces, esta constante sin dimensión se llama coeficiente de partición de agua-aire ${displaystyle K_{text{WA}}}$ . Está estrechamente relacionada con las distintas definiciones ligeramente diferentes de las Coeficiente de Ostwald $L$ , como lo discutieron Battino (1984).

Solubilidad de Henry definida a través de la relación de mezcla de la fase acuosa (Hsxp)

Otra constante de solubilidad de la ley de Henry es:

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

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

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

Donde ${displaystyle varrho _{mathrm {H_{2}O} }}$ es la densidad del agua y ${displaystyle M_{mathrm {H_{2}O} }}$ es la masa molar del agua. Así

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

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

Solubilidad de Henry definida por molalidad (Hsbp)

Puede ser ventajoso describir la fase acuosa en términos de movilidad en lugar de concentración. La movilidad de una solución no cambia con $T$ , ya que se refiere a masa del solvente. En contraste, la concentración $c$ cambia con $T$ , ya que la densidad de una solución y por lo tanto su volumen son dependientes de la temperatura. Definir la composición de fase acuosa a través de la molality tiene la ventaja de que cualquier dependencia de temperatura de la constante de la ley de Henry es un verdadero fenómeno de solubilidad y no introducido indirectamente a través de un cambio de densidad de la solución. Usando la pluralidad, la solubilidad Henry se puede definir como

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

Aquí. $b$ se utiliza como símbolo de la pluralidad (en lugar de $m$ ) para evitar confusión con el símbolo $m$ para la misa. La unidad SI para ${displaystyle H_{rm {s}}^{bp}}$ es mol/(kg·Pa). No hay manera sencilla de calcular ${displaystyle H_{rm {s}}^{cp}}$ desde ${displaystyle H_{rm {s}}^{bp}}$ , desde la conversión entre concentración ${displaystyle c_{text{a}}}$ and molality $b$ implicaciones Todos solutos de una solución. Para una solución con un total de $n$ solutos con índices $i=1,ldotsn$ , la conversión es:

{displaystyle c_{text{a}}={frac {bvarrho }{1+sum _{i=1}^{n}b_{i}M_{i}}},}

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

{displaystyle c_{text{a}}={frac {bvarrho }{1+bM}}.}

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

{displaystyle c_{text{a}}approx bvarrho _{mathrm {H_{2}O} },}

y así

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

El coeficiente de Bunsen α

Según Sazonov y Shaw, el coeficiente Bunsen sin dimensiones $alpha$ se define como "el volumen de gas saturante, V1, reducido a T° = 273.15 K, p° = 1 bar, que es absorbido por el volumen de unidad V₂* de solvente puro a la temperatura de medición y presión parcial de 1 bar." Si el gas es ideal, la presión cancela y la conversión a ${displaystyle H_{rm {s}}^{cp}}$ es simplemente

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

con ${displaystyle T^{text{STP}}}$ = 273.15K. Nota, que según esta definición, el factor de conversión es no depende de la temperatura. Independiente de la temperatura a la que se refiere el coeficiente Bunsen, 273.15K siempre se utiliza para la conversión. El coeficiente Bunsen, que es nombrado por Robert Bunsen, se ha utilizado principalmente en la literatura antigua, y IUPAC considera que es obsoleto.

El coeficiente S de Kuenen

Según Sazonov y Shaw, el coeficiente de Kuenen $S$ se define como "el volumen de gas saturante V(g), reducido a T° = 273.15 K, p° = bar, que se disuelve por masa unitaria de solvente puro a la temperatura de medición y presión parcial 1 bar". Si el gas es ideal, la relación con ${displaystyle H_{rm {s}}^{cp}}$ es

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

Donde $varrho$ es la densidad del solvente, y ${displaystyle T^{text{STP}}}$ = 273.15 K. La unidad SI para $S$ es m³/kg. El coeficiente de Kuenen, que se llama después de Johannes Kuenen, se ha utilizado principalmente en la literatura antigua, y el IUPAC considera que es obsoleto.

Constantes de volatilidad de la ley de Henry Hv

La volatilidad de Henry definida a través de la concentración (Hpcv)

Una forma común de definir una 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 ${displaystyle H_{rm {v}}^{pc}}$ es Pa·m³/mol.

La volatilidad de Henry definida a través de la relación de mezcla de la fase acuosa (Hpxv)

Otra volatilidad de Henry es

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

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

La volatilidad adimensional de Henry Hccv

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

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

En ingeniería química química y química ambiental, esta constante sin dimensiones se llama a menudo la coeficiente de partición de aire-agua ${displaystyle K_{text{AW}}}$ .

Valores de las constantes de la ley de Henry

Sander (2015) ha publicado una gran compilación de las constantes de la ley de Henry. Algunos valores seleccionados se muestran en la siguiente tabla:

Constantes de la ley de Henry (gases en el agua a las 298.15K)
Gas	${displaystyle H_{rm {v}}^{pc}={frac {p}{c_{text{aq}}}}}$	${displaystyle H_{rm {s}}^{cp}={frac {c_{text{aq}}}{p}}}$	${displaystyle H_{rm {v}}^{px}={frac {p}{x}}}$	${displaystyle H_{rm {s}}^{cc}={frac {c_{text{aq}}}{c_{text{gas}}}}}$
Gas	${displaystyle left({frac {{text{L}}cdot {text{atm}}}{text{mol}}}right)}$	${displaystyle left({frac {text{mol}}{{text{L}}cdot {text{atm}}}}right)}$	${displaystyle left({text{atm}}right)}$	(sin distinción)
O2	770	1.3×10⁻³	4.3×10⁴	3.2×10⁻²
H2	1300	7.8×10⁻⁴	7.1×10⁴	1.9×10⁻²
CO2	29	3.4×10⁻²	1.6×10³	8.3×10⁻¹
N2	1600	6.1×10⁻⁴	9.1×10⁴	1,5×10⁻²
Él	2700	3.7×10⁻⁴	1,5×10⁵	9.1×10⁻³
Ne	2200	4.5×10⁻⁴	1.2×10⁵	1.1×10⁻²
Ar	710	1.4×10⁻³	4.0×10⁴	3.4×10⁻²
CO	1100	9.5×10⁻⁴	5.8×10⁴	2.3×10⁻²

Dependencia de la temperatura

Cuando cambia la temperatura de un sistema, también cambia la constante de Henry. La dependencia de la temperatura de las constantes de equilibrio generalmente se puede describir 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 ${displaystyle Delta _{text{sol}}H}$ es la enthalpy de la disolución. Note que la carta $H$ en el símbolo ${displaystyle Delta _{text{sol}}H}$ se refiere a la enthalpy y no está relacionado con la letra $H$ para las constantes de la ley de Henry. Integrar la ecuación anterior y crear una expresión basada en $H^circ$ a la temperatura de referencia $T^circ$ = 298.15 K produce:

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

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

La siguiente tabla enumera algunas dependencias de la temperatura:

Valores de ${displaystyle -Delta _{text{sol}}H/R}$ (K)
O2	H2	CO2	N2	Él	Ne	Ar	CO
1700	500	2400	1300	230	490	1300	1300

La solubilidad de los gases permanentes generalmente disminuye con el aumento de la temperatura alrededor de la temperatura ambiente. Sin embargo, para 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 es inferior a 120 °C. A menudo, cuanto más pequeña es la molécula de gas (y menor es la solubilidad del gas en agua), menor es la temperatura del máximo de la constante de la ley de Henry. Así, el máximo es de unos 30 °C para el helio, de 92 a 93 °C para el argón, el nitrógeno y el oxígeno, y de 114 °C para el xenón.

Constantes efectivas de la ley de Henry Heff

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

{displaystyle H_{rm {s}}^{{ce {cp}}}={frac {cleft({ce {H2CO}}right)}{pleft({ce {H2CO}}right)}}.}

En solución acuosa, el formaldehído está casi completamente hidratado:

<math alttext="{displaystyle {ce {H2CO + H2O H2C(OH)2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H2CO+H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H2C()Oh.)2{displaystyle {ce {cH2CO + H2O }}}<img alt="{displaystyle {ce {H2CO + H2O H2C(OH)2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6d2450dc149aca6934ec9f19de28cbc338e8b3b1" style="vertical-align: -1.005ex; width:29.268ex; height:3.343ex;"/>

La concentración total de formaldehído disuelto es

{displaystyle c_{{ce {tot}}}=cleft({ce {H2CO}}right)+cleft({ce {H2C(OH)2}}right).}

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

{displaystyle H_{rm {s,eff}}={frac {c_{{ce {tot}}}}{pleft({ce {H2CO}}right)}}={frac {cleft({ce {H2CO}}right)+cleft({ce {H2C(OH)2}}right)}{pleft({ce {H2CO}}right)}}.}

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

{displaystyle H'=H_{rm {s}}^{{ce {cp}}}K_{{ce {A}}}={frac {cleft({ce {H+}}right)cleft({ce {Cl^-}}right)}{pleft({ce {HCl}}right)}}.}

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

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 la materia orgánica disuelta. En general, la solubilidad de un gas disminuye con el aumento de la salinidad ("salinización"). Sin embargo, un "salado en" También se ha observado un efecto, 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 usa la transliteración alemana "Setschenow" del nombre cirílico Се́ченов). Existen muchas formas alternativas de definir la ecuación de Sechenov, según cómo se describa la composición de la fase acuosa (basada en la concentración, la molalidad o la fracción molar) y qué variante de la constante de la ley de Henry se utilice. Es preferible describir la solución en términos de molalidad porque la molalidad es invariable con la temperatura y 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 ${displaystyle H_{rm {s,0}}^{bp}}$ es la constante de la ley de Henry en agua pura, ${displaystyle H_{rm {s}}^{bp}}$ es la constante de la ley de Henry en la solución de sal, $k_{rm s}$ es la constante de Sechenov basada en la moral, y ${displaystyle b({text{salt}})}$ es la molidad de la sal.

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), incluidos los no volátiles sustancias 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 }+RTln {frac {gamma _{c}c}{c^{circ }}}}

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

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}dmu _{i}=0.}

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

El estado estándar para una solución diluida también se define en términos de comportamiento de dilución infinita. Aunque la concentración estándar c° se toma como 1 mol/L por convención, 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 se pueden expresar en términos de molalidades b en lugar de concentraciones, por ejemplo:

{displaystyle mu =mu _{b}^{circ }+RTln {frac {gamma _{b}b}{b^{circ }}},}

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

El potencial químico estándar μ_m°, el coeficiente de actividad γ_m y el Henry' Las constantes de la ley H_v^pb tienen valores numéricos diferentes cuando se usan molalidades en lugar de concentraciones.

Mezclas de disolventes

Constante de solubilidad de la ley de Henry ${displaystyle H_{rm {s,2,M}}^{xp}}$ para un gas 2 en una mezcla M de dos solventes 1 y 3 depende de las constantes individuales para cada solvente, ${displaystyle H_{rm {s,2,1}}^{xp}}$ y ${displaystyle H_{rm {s,2,3}}^{xp}}$ según:

{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 $x_{1}$ , $x_{3}$ son las relaciones molares de cada solvente en la mezcla y un₁₃ es el parámetro de interacción de los solventes de la expansión Wohl del exceso de potencial químico de las mezclas ternarias.

Una relación similar se puede encontrar para la constante de volatilidad ${displaystyle H_{rm {v,2,M}}^{px}}$ , recordando que ${displaystyle H_{rm {v}}^{px}=1/H_{rm {s}}^{xp}}$ y eso, siendo números reales positivos, ${displaystyle ln H_{rm {s}}^{xp}=-ln(1/H_{rm {s}}^{xp})=-ln H_{rm {v}}^{px}}$ , por lo tanto:

{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 etanol de agua, el parámetro de interacción a₁₃ tiene valores alrededor ${displaystyle 0.1pm 0.05}$ para concentraciones de etanol (volumen/volumen) entre 5% y 25%.

Varios

En geoquímica

En geoquímica, se aplica una versión de la ley de Henry a la solubilidad de un gas noble en contacto con una masa fundida de silicato. 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 el número de concentraciones del gas de soluto en las fases de derretimiento y gas,

β 1/k_BT, un parámetro de temperatura inversa (k_B es la constante Boltzmann),

μ^E es el exceso de potencial químico del gas del soluto en las dos fases.

Comparación con la ley de Raoult

La ley de Henry es una ley limitante que solo se aplica para "suficientemente diluido" soluciones, mientras que la ley de Raoult es generalmente válida cuando la fase líquida es casi pura o para mezclas de sustancias similares. El rango de concentraciones en el que se aplica la ley de Henry se vuelve más estrecho cuanto más se aparta el sistema del comportamiento ideal. En términos generales, es el más "diferente" químicamente hablando. el soluto es del solvente.

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 de 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 _{xto 1}left({frac {p}{x}}right)=p^{*}.}

La ley de Henry:

{displaystyle lim _{xto 0}left({frac {p}{x}}right)=H_{rm {v}}^{px}.}

La ley de Raoult también se puede relacionar con solutos no gaseosos.