Ley de henry

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Introducción

La ecuación de la Ley de Henry calcula la relación entre la presión y la solubilidad del gas en líquido  Un químico de Inglaterra William Henry (1774-1836) lo descubrió. La concentración del gas disuelto en disolvente generalmente se calcula para un gas disuelto en agua en 20ºC (293.15K). La ecuación se derivó de una observación que la solubilidad de los gases aumentará si la presión parcial de las moléculas del gas por encima de la solución también aumenta. En resumen, la ley establece que en el equilibrio la cantidad de moléculas de gas disueltas en un volumen de líquido es directamente proporcional a la presión parcial que está en contacto con el líquido. 

Donde : 

• C representa la concentración del gas que se disuelve en el líquido en las unidades de (mol/L)
• kh representa el constante de la ley de Henry en las unidades de (mol/L * atm)
• P representa la presión parcial de un gas en las unidades de (atm)

Para los gases poco solubles en líquidos, la disolución se aproxima a ideal cumpliendo con la ley de Henry para el soluto.

Sin embargo, cuando la presión es elevada, se produce una desviación respecto a Henry, debido a que la disolución deja de comportarse como diluida ideal.

Las interacciones soluto-soluto y soluto-solvente empiezan a tener efectos propios. Cuando la disolución está muy diluida, las moléculas de gas se encuentran “exclusivamente” rodeadas de solvente, despreciándose los posibles encuentros entre ellas mismas.

Cuando un gas está bien disuelto en un líquido, como el azúcar en el agua, éste no puede distinguirse del entorno, formando así una solución homogénea. En otras palabras: no se observan burbujas en el líquido (o cristales de azúcar).

Sin embargo, la eficiente solvatación de las moléculas gaseosas depende de algunas variables como: la temperatura del líquido, la presión que incide sobre él, y la naturaleza química de estas moléculas comparadas a las del líquido.

Si la presión externa es muy alta, aumentan las probabilidades de que el gas penetre la superficie del líquido. Y por otro lado, a las moléculas gaseosas disueltas se les hace más difícil vencer la presión incidente para lograr escapar al exterior.Si el sistema líquido-gas se encuentra bajo agitación (como ocurre en el mar y en las bombas de aire dentro de la pecera), se favorece la absorción de gas.

Una aplicación importante es la saturación de gas en la sangre. Cuando la sangre está insaturada el gas se disuelve en ella, hasta que se satura y deja de disolver más. Una vez que esto ocurre, el gas disuelto en la sangre pasa al aire.

Objetivo

Vincular la solubilidad de un gas, el principio de Le Châtelier y los conceptos ácido-base con situaciones cotidianas y los sistemas biológicos.

Material requerido

• 2 jeringas de 60ml con aguja
• 1 vaso de precipitado 100ml
• 1 vaso de precipitado de 250ml
• 1 gotero o pipeta beral
• 1 placa de calentamiento
• 1 mechero bunsen
• 1 termómetro

Sustancias y reactivos utilizados

• Solución indicadora de col morada

Agua (H2O)

Col morada

• Agua mineral fría
• Hielo (H2O(s))

Técnica

1. Preparación de la muestra y el sistema de estudio

1. Verter 50 mL de agua mineral en el vaso de 100 mL.

Agregar 30 gotas de solución indicadora.

1. Succionar 20 mL de solución coloreada con la jeringa utilizada en la práctica pasada. Tapar.

1. Efectos de presión y temperatura.

1. Efecto de los cambios de presión

1. Separar el émbolo de la solución y ubicarla en 40 mL.
2. Agitar suavemente.

Observar si hay burbujeo y cambio de color.

1. Apoyar sobre la mesa y reducir el volumen del gas.
2. Agitar y observar si hay cambio de color.

1. Efectos de los cambios de temperatura

1. Llenar la jeringa con 20 mL de solución coloreada y tapar.
2. Calentar a baño maría. Registrar temperatura.

Observar cambios en el sistema y coloración.

1. Introducir a un baño de hielo hasta alcanzar el equilibrio térmico. Registrar temperatura.

Observar cambios en el sistema y coloración.

Observaciones

1. Efecto de los cambios de presión

En la primera parte del experimento observamos que al cambiar la presión cambia el volumen y el color se hace más fuerte. Agregamos 40ml de la solución subimos un poco el embolo y al bajarlo y agitar suavemente las burbujas desaparecían, burbujeo pero no cambiada de calor, fue difícil pero al final teniendo más presión que al principio solo contenía el líquido color azul sin burbujas.

1. Efectos de los cambios de temperatura

En la segunda parte del experimento pudimos observar que los cambios de temperatura tuvieron efecto sobre la solución coloreada. Al aplicar calor, las partículas de gas ganan energía y el volumen del gas aumenta en el sistema en equilibrio, el émbolo sube. La temperatura registrada del baño maría fue de 60 °C; el volumen se elevó de 20 mL a 33 mL y la coloración cambió de violeta a azul.

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Figura 1. Calentamiento del sistema.

Cuando sometimos el sistema a temperaturas bajas, el volumen del gas se reduce, por lo tanto el émbolo baja. Esperamos hasta que el medio y el sistema tuvieron la misma temperatura. La temperatura registrada del baño de hielo fue de 5 °C; el volumen aumentó de 33 mL a 27 mL y la coloración cambió de violeta a rosa.

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