Хенријев закон

Хенријев закон је гасни закон, који тврди да је на константној температури количина раствореног гаса у течности директно пропорционална с парцијалним притиском тог гаса, у равнотежи с течношћу. Овај закон је поставио Вилијам Хенри 1803. Другим речима, растворљивост гаса у течности је директно пропорционална са притисаком гаса изнад течности.

Свакодневни пример Хенријевог закона су газирана пића. Пре него што се боца с газираним пићем отвори, гас изнад пића у боци је скоро чисти угљеник-диоксид, с притиском мало већим од атмосферског притисака. Пиће исто тако садржи растворени угљен-диоксид у себи. Када боцу отворимо, део гаса у боци се издвоји, дајући карактеристични пискави шум. Како је притисак изнад течности нижи, део раствореног угљен-диоксида излази из раствора у облику мехурића, све док се не успостави равнотежа.

Формула и константа Хенријевог закона

Хенријев закон у математичком облику гласи:

$p=k_{\rm {H}}\,c$

где је: п – парцијални притисак раствореног гаса, у ваздуху изнад раствора, ц – концентрација растворене материје и к_Х – Хенријева константа, која зависи од растворене материје, растварача и температуре. Неке вредности к_Х за гасове растворене у води, на температури 298 К (25 ºЦ) су:

кисеоник (О₂) : 769,2 L·атм/мол

угљен-диоксид (ЦО₂) : 29,4 Л·атм/мол

водоник (Х₂) : 1282,1 Л·атм/мол

Остали облици Хенријевог закон

У разној литератури могу се наћи разни облици Хенријевог закон, који су наведени у табели:

Неки облици Хенријевог закона и константи (гасови у води на 298 К), изведени из

једначине:	$k_{\mathrm {H,pc} }={\frac {p}{c}}$	$k_{\mathrm {H,cp} }={\frac {c}{p}}$	$k_{\mathrm {H,px} }={\frac {p}{x}}$	$k_{\mathrm {H,cc} }={\frac {c_{\mathrm {aq} }}{c_{\mathrm {gas} }}}$
јединице:	${\frac {\mathrm {L} \cdot \mathrm {atm} }{\mathrm {mol} }}$	${\frac {\mathrm {mol} }{\mathrm {L} \cdot \mathrm {atm} }}$	${\rm {atm\,}}$	без димензије
О2	769,23	1,3×10−3	4,259×104	3,180×10−2
Х2	1282,05	7,8×10−4	7,099×104	1,907×10−2
ЦО2	29,41	3,4×10−2	0,163×104	0,8317
Н2	1639,34	6,1×10−4	9,077×104	1,492×10−2
Хе	2702,7	3,7×10−4	14,97×104	9,051×10−3
Не	2222,22	4,5×10−4	12,30×104	1,101×10−2
Ар	714,28	1,4×10−3	3,955×104	3,425×10−2
ЦО	1052,63	9,5×10−4	5,828×104	2,324×10−2

где је:

ц = концентрација растворене материје у раствору (у мол/L)

п = парцијални притисак раствореног гаса, у ваздују изнад раствора (у атм)

x = молни удео гаса у раствору (без димензија)

Хенријев закон се може применити само на раствараче који хемијски не реагуају са раствореном материјом. Типичан пример гаса који реагује са растварачом је угљен-диоксид, који ствара угљену киселину (Х₂ЦО₃), до одређеног ступња у води.

Температурна зависност Хенријеве константе од температуре

Како се температуре мења, тако се и мења Хенријева константа. Постоје разне формуле за изражавање утицаја температуре на Хенријеву константу. Тако на пример ван’т Хофова једначина гласи:

$k_{\rm {H,pc}}(T)=k_{\rm {H,pc}}(T^{\ominus })\,\exp {\left[-C\,\left({\frac {1}{T}}-{\frac {1}{T^{\ominus }}}\right)\right]}\,$

$k_{\rm {H,cp}}(T)=k_{\rm {H,cp}}(T^{\ominus })\,\exp {\left[C\,\left({\frac {1}{T}}-{\frac {1}{T^{\ominus }}}\right)\right]}\,$

где је:

к_Х – Хенријева константа зависна од температуре

Т - апсолутна температура

Т_о – односи се на стандардну температуру (298 К).

Ова једначина је само приближна вредност, и треба је користити само ако нема експерименталних резултата за дати гас.

Следећа табела даје неке вредности C (у Келвинима) за горњу једначину:

Вредности за C

гас	О2	Х2	ЦО2	Н2	Хе	Не	Ар	ЦО
C(К)	1700	500	2400	1300	230	490	1300	1300

Како се растворљивост гасова обично смањује с повећањем температуре, парцијални притисак обично расте. Док грејемо воду (засићену азотом) од 25°Ц до 95°Ц, растворљивост ће се смањити за 43% од почетне вредности. То се може видети на дну посуде у којој грејемо воду, где мехурићи гаса интензивно излазе пре него се достигне врелиште. Слично томе, угљен-диоксид у газираном пићу излази пуно брже ако се не хлади, јер се повећава парцијални притисак с повећањем температуре. Парцијални притисак ЦО₂ у гасној фази, у равнотежи с морском водом, постаје двострук сваких 16°Ц повећања температуре.

Константа C се може изразити као:

$C=-{\frac {\Delta _{\rm {solv}}H}{R}}=-{\frac {{\rm {d}}\left[\ln k_{\rm {H}}(T)\right]}{{\rm {d}}(1/T)}}$

где је:

Δ_солвХ - енталпија растварања

Р – универзална гасна константа

Растворљивост гасова се не смањује увек с повећањем температуре. За водене растворе, Хенријева константа обично има свој максимум. За већину гасова, минимум је испод 120°Ц. Примећено је да што је мањи молекул гаса (мања растворљивост у води), то је нижа температура максимума Хенријеве константе. Тако је за хелијум максимум око 30°Ц, 92 до 93°Ц за аргон, азот и кисеоник, и 114°Ц за ксенон.

У геофизици

У геофизици, један облик Хенријевог закона, за растворљивост племенитих гасова у контакту с раствореним силикатима, је следећи:

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

где је:

C - бројна густина раствореног гаса у ратвору и у гасној фази

β - 1/к_БТ, реципрочна температурна скала: к_Б = Болцманова константа

µ^Е - вишак хемијског потенцијала ратвореног гаса у две фазе

Поређење са Рауловим законом

За растворе, концентрација растворене материје је отприлике пропорционална с молним уделом x, и Хенријев закон се може писати као:

$p=k_{\rm {H}}\,x$

То се може упоредити са Рауловим законом:

$p=p^{\star }\,x$

где је п* - притисак паре чисте компоненте.

На први поглед, Раулов закон изгледа као посебан случај Хенријевог закона, где вриједи к_Х = п*. То вреди за хемијске елементе који су слични, као што су бензен и толуен, које се покоравају Рауловом закону у целом распону. Такве мешавине се називају “идеалним":

Раулов закон: $\lim _{x\to 1}\left({\frac {p}{x}}\right)=p^{\star }$

Хенријев закон: $\lim _{x\to 0}\left({\frac {p}{x}}\right)=k_{\rm {H}}$

Види још

• Далтонов закон
• Парцијални притисак

Спољашње везе

• ЕПА Он-лине Тоолс фор Сите Ассессмент Цалцулатион – Хенрy'с лаw цонверсион