Хенријев закон је закон о гасу формулисао је британски хемичар Вилијам Хенри 1803. године. Закон каже да је при константној температури количина раствореног гаса у запремини одређене течности директно пропорционална парцијалном притиску гаса у равнотежа са течношћу. Другим речима, количина раствореног гаса је директно пропорционална парцијалном притиску његове гасне фазе. Закон садржи фактор пропорционалности који се назива Хенри-јева константа.
Овај пример проблема показује како се употребљава Хенријев закон за израчунавање концентрације гаса у раствору под притиском.
Хенријев правни проблем
Колико грама гаса угљендиоксида је растворено у боци од 1 Л газиране воде ако произвођач користи притисак од 2,4 атм у процесу флаширања на 25 ° Ц? С обзиром на: КХ ЦО2 у води = 29,76 атм / (мол / Л) при 25 ° ЦСолутвору. Када се гас раствори у течности, концентрације ће на крају достићи равнотежу између извора гаса и раствора. Хенријев закон показује да је концентрација раствореног гаса у раствору директно пропорционална парцијалном притиску гаса преко раствора. П = КХЦ где је: П парцијални притисак гаса изнад раствора. КХ је Хенријева константа закона за решење. Ц је концентрација раствореног гаса у раствору. Ц = П / КХЦ = 2,4 атм / 29,76 атм / (мол / Л) Ц = 0,08 мола / ЛС обзиром да имамо само 1 Л воде, имамо 0,08 мола ЦО.
Претворите молове у граме:
маса 1 мол ЦО2 = 12+ (16к2) = 12 + 32 = 44 г
г ЦО2 = мол ЦО2 к (44 г / мол) г ЦО2 = 8,06 к 10-2 мол к 44 г / мол ЦО2, односно 3,52 г
Садржи 3,52 г ЦО2 растворен у боци од 1 Л газиране воде произвођача.
Пре него што се отвори лименка сода, готово сав гас изнад течности је угљен диоксид. Када се контејнер отвори, гас излази, снижавајући парцијални притисак угљен-диоксида и омогућавајући раствореном гасу да изађе из раствора. Због тога је сода газирана.
Други облици Хенријевог закона
Формула за Хенријев закон може бити написана на друге начине како би се омогућило једноставно израчунавање помоћу различитих јединица, посебно КХ. Ево неких уобичајених константа за гасове у води са 298 К и примењивих облика Хенријевог закона:
| Једначина | КХ = П / Ц | КХ = Ц / П | КХ = П / к | КХ = Цак / Цгасни |
| јединице | [Лсолн · Атм / молгасни] | [молгасни / Лсолн · Атм] | [атм · молсолн / молгасни] | бездимензионално |
| О2 | 769.23 | 1.3 Е-3 | 4.259 Е4 | 3.180 Е-2 |
| Х2 | 1282.05 | 7.8 Е-4 | 7.088 Е4 | 1.907 Е-2 |
| ЦО2 | 29.41 | 3.4 Е-2 | 0.163 Е4 | 0.8317 |
| Н2 | 1639.34 | 6.1 Е-4 | 9.077 Е4 | 1.492 Е-2 |
| Он | 2702.7 | 3.7 Е-4 | 14.97 Е4 | 9.051 Е-3 |
| Не | 2222.22 | 4.5 Е-4 | 12.30 Е4 | 1.101 Е-2 |
| Ар | 714.28 | 1.4 Е-3 | 3.9555 Е4 | 3.425 Е-2 |
| ЦО | 1052.63 | 9.5 Е-4 | 5.828 Е4 | 2.324 Е-2 |
Где:
- Лсолн је литар раствора.
- цак је молова гаса по литри раствора.
- П је делимичан притисак гаса изнад раствора, обично у атмосферском апсолутном притиску.
- Иксак је молни удео гаса у раствору, који је отприлике једнак моловима гаса по моловима воде.
- атм се односи на атмосферу апсолутног притиска.
Примене Хенријевог закона
Хенријев закон је само апроксимација која је применљива за разблажена решења. Што даље систем одступа од идеалних решења ( као и са било којим законом о гасу), израчунавање ће бити мање тачно. Генерално, Хенријев закон најбоље делује када су раствор и растварач хемијски слични једни другима.
Хенријев закон се користи у практичним применама. На пример, користи се за одређивање количине раствореног кисеоника и азота у крви ронилаца како би се утврдио ризик од декомпресијске болести (завоји).
Референца за КХ вредности
Францис Л. Смитх и Аллан Х. Харвеи (септ. 2007), „Избегавајте уобичајене замке када користите Хенријев закон“, „Напредак хемијског инжењерства“ (ЦЕП), пп. 33-39