Hukum Henry

Dalam kimia, Hukum Henry adalah salah satu dari hukum gas yang dirumuskan oleh kimiawan Inggris William Henry, yang mempelajari topik tersebut di awal abad ke-19. Dalam publikasinya mengenai kuantitas gas yang diserap oleh air, ia menggambarkan hasil eksperimennya:

 ..."Air membutuhkan, gas terkondensasi, dengan satu, dua, atau lebih tambahan atmosfer, suatu kuantitas dimana, biasanya dikompresi, akan sebanding dengan dua kali, tiga kali lipat, volume yang diserap di bawah tekanan umum atmosfer."

Dengan kata lain, jumlah gas yang terlarut sebanding dengan tekanan parsial dalam fase gas. Faktor kesebandingannya disebut sebagai konstanta hukum Henry.

Contoh di mana hukum Henry berperan adalah pada pelarutan oksigen dan nitrogen yang tergantung pada kedalaman di dalam darah penyelam bawah laut yang berubah selama dekompresi. Contoh sehari-hari ini diberikan oleh pengalaman seseorang dengan minuman ringan berkarbonasi, yang berisi karbon dioksida terlarut. Sebelum dibuka, gas di atas minuman dalam wadah adalah karbon dioksida yang hampir murni, pada tekanan yang lebih tinggi dari tekanan atmosfer. Setelah botol dibuka, gas ini meloloskan diri, memindahkan tekanan parsial karbon dioksida di atas cairan menjadi jauh lebih rendah, menghasilkan penghilangan gas karena karbon dioksida terlarut keluar dari larutan.

Jenis mendasar dan varian konstanta hukum Henry 

Ada berbagai cara untuk mendefinisikan konstanta kesebandingan hukum Henry, yang dapat dibagi menjadi dua jenis dasar: Salah satu kemungkinannya adalah untuk menempatkan fase air menjadi pembilang dan fase gas menjadi penyebut ("aq/gas"). Hal ini menyebabkan konstanta kelarutan hukum Henry . Nilainya meningkat dengan peningkatan kelarutan. Atau, pembilang dan penyebut dapat diganti ("gas/aq"), yang menghasilkan konstanta volatilitas hukum Henry . Nilai  menurun dengan meningkatnya kelarutan.

Ada beberapa varian dari kedua jenis fundamental tersebut. Hal ini dihasilkan dari banyaknya jumlah yang dapat dipilih untuk menggambarkan komposisi dua fase. Pilihan khas untuk fase air adalah konsentrasi molar (), molalitas (), dan rasio pencampuran molar (). Untuk fase gas, konsentrasi molar () dan tekanan parsial () sering digunakan. Hal ini tidak memungkinkan untuk menggunakan rasio pencampuran dari fase gas () karena pada rasio pencampuran fase gas tertentu, konsentrasi fase berair  tergantung pada tekanan total dan dengan demikian rasio  bukanlah suatu konstanta. Untuk menentukan varian yang tepat dari konstanta hukum Henry, dua superskrip digunakan. Mereka mengacu pada pembilang dan penyebut dari definisi tersebut. Sebagai contoh,  mengacu pada kelarutan Henry yang didefinisikan sebagai .

Rumus umum 
Hukum ini menetapkan hubungan antara tekanan parsial  dari gas murni dan fraksi molnya  dalam pelarut:

Hukum ini mengukur kelarutan gas dalam pelarut cair dengan mana gas berada dalam kontak.  adalah konstanta volatilitas, khusus untuk gas yang diberikan. Konstanta Henry, dinyatakan sebagai :

di mana:

  merupakan konsentrasi maksimum (disebut "kejenuhan") dari senyawa i
  merupakan tekanan parsial dari gas
  merupakan "konstanta" yang tergantung pada sifat dari gas dari suhu dan cair.

Terdapat hubungan .

Contohnya:

 Untuk air laut,  adalah 20% lebih rendah dari nilai pada air tawar, karena kompetisi antara gas terlarut dan garam terlarut ;
 Untuk tekanan atmosfer normal pada air tawar untuk oksigen  = 10mg/L pada 12 °C, sebesar 14 mg/L pada 0 °C ;
 Karbon dioksida dalam larutan dengan minuman ringan atau bir lolos dalam bentuk gas ketika wadah dibuka, karena bersifat jenuh.

Hukum Henry menetapkan hubungan antara tekanan parsial gas murni dalam kesetimbangan dengan larutan yang juga berisi bahan murni dalam keadaan cair dalam proporsi yang signifikan. Hukum Raoult, tidak ada pelarut yang lebih mendominasi. Dua komponen murni dari campuran yang dalam proporsi yang sama besarnya

Nilai konstanta Henry 

Sebuah kompilasi besar konstanta hukum Henry telah dipublikasikan oleh Sander (2015). Beberapa nilai yang dipilih ditampilkan dalam tabel berikut:

Penerapan lain

Dalam geokimia 

Dalam geokimia, sebuah versi hukum Henry berlaku pada kelarutan dari gas mulia dalam kontak dengan silikat meleleh. Satu persamaan yang digunakan adalah

di mana
C adalah jumlah konsentrasi gas terlarut dalam fase meleleh dan gas,
β = 1/kBT, keebalikan dari parameter suhu (kB adalah konstanta Boltzmann),
µE adalah potensial kimia berlebih dari gas terlarut dalam dua fase.

Perbandingan dalam Hukum Raoult 

Hukum Henry adalah hukum terbatas yang hanya berlaku untuk larutan yang "cukup encer". Kisaran konsentrasi yang berlaku menjadi sempit bila semakin banyak sistem yang menyimpang dari perilaku ideal. Secara kasar, yaitu semakin zat terlarut secara kimiawi "berbeda" lebih dari pelarut.

Untuk larutan encer, konsentrasi zat terlarut kurang lebih sebanding dengan fraksi molnya x, dan hukum Henry dapat ditulis sebagai

Hal ini dapat dibandingkan dengan Hukum Raoult:

di mana p* adalah tekanan uap komponen murni.

Pada pandangan pertama, hukum Raoult tampaknya menjadi kasus khusus dari hukum Henry, di mana KH = p*. Hal ini berlaku untuk pasangan zat yang terkait erat, seperti benzena dan toluena, yang mematuhi hukum Raoult di seluruh kisaran komposisi: campuran seperti itu disebut "campuran ideal".

Kasus umum adalah bahwa kedua hukum adalah hukum batasan, dan mereka menerapkan di ujung berseberangan di rentang komposisi. Tekanan uap komponen yang berlebih, seperti pelarut bagi larutan encer, sebanding dengan fraksi mol-nya, dan konstanta kesebandingannya adalah tekanan uap bahan murni (hukum Raoult). Tekanan uap zat terlarut juga sebanding dengan fraksi mol zat terlarut, tetapi konstanta kesebandingannya berbeda dan harus ditentukan secara eksperimental (hukum Henry). Dalam istilah matematika:
Hukum Raoult: 
Hukum Henry: 

Hukum Raoult juga dapat berhubungan dengan zat terlarut non-gas.

Lihat pula 
 Pervaporasi
 Persamaan gas ideal
 Hukum Raoult
 Hukum Sieverts
 Hukum Graham

Referensi

Pranala luar 
 EPA On-line Tools for Site Assessment Calculation – Henry's law conversion

Kimia fisik
Termodinamika
kimia kesetimbangan