Henrys lov

**Henrys lov** er en gasslov som sier at mengden av oppløst gass i en væske er proporsjonal med gassens trykk over væsken. Forholdstallet er en konstant i Henrys lov. Den ble formulert av den engelske kjemikeren William Henry på begynnelsen av 1800-tallet.

Et eksempel der Henrys lov gjør seg gjeldende, er oppløsning av oksygen og nitrogen i blodet til dykkere. Oppløsningen er avhengig av dybden og endres under dekompresjon, noe som fører til dykkersyke. Et annet eksempel fra dagliglivet er brus, som inneholder oppløst karbondioksid. Før åpningen av flasken er gassen over drikken i flasken nesten ren karbondioksid, ved et trykk høyere enn atmosfærens trykk. Når flasken åpnes slipper gassen ut og trykket over væsken blir mye lavere, noe som resulterer i avgassing ettersom oppløst karbondioksid kommer ut av løsningen (det bruser i flasken).

## Varianter av konstanter i Henrys lov
Henrys lov er oppkalt etter den britiske medisineren og kjemikeren William Henry (1774–1836).

Det er mange måter å definere proporsjonalitetskonstanten i Henrys lov. Disse kan deles inn i to grunnleggende typer: En mulighet er å sette den vandige fasen i telleren og gassfase i nevneren, slik at en får brøken væske/gass. Dette resulterer i oppløselighetskonstanten i Henrys lov H. Verdien øker med økt løselighet. Alternativt kan teller og nevner bytte plass (gass/væske), noe som resulterer i at en forholder seg til konstanten for volatilitet (tendens til flyktighet) i Henrys lov K_{\rm H}. Verdien av K_{\rm H} avtar med økt løselighet.

Det er flere varianter av begge disse grunnleggende fremstillingene. Årsaken er at det er oppstått mange måter for å beskrive sammensetningen av to faser. Typisk valg for den vandige fasen er molar konsentrasjon (c_{\rm a}), molalitet (b) og molart blandingsforhold (x). For gassfaser brukes ofte molar konsentrasjon (c_{\rm g}) og partialtrykk (p). Det er ikke mulig å bruke blandingsforholdet (x) for gassfasen, fordi det for et gitt blandeforhold for gassfase vil den vandige fasenkonsentrasjonen c_{\rm a} være avhengig av det totale trykket, dermed er forholdet y/c_{\rm a} ikke en konstant. For å angi eksakt hvilken varianten av konstanten i Henrys lov som er benyttet, er to former for hevet skrift i brukt. De henviser til telleren og nevneren i definisjonen. For eksempel refererer  H^{cp} til løselighet i Henrys lov definert som c/p.

### Konstanter for løselighet i Henrys lov <math>H</math>

#### Henry løselighet definert via konsentrasjon (<math>H^{cp}</math>)
Innenfor atmosfærekjemi defineres ofte Henry løseligheten som:

: H^{cp} = c_\text{a} / p.

Der c_\text{a}er konsentrasjonen av et stoff i den vandige fasen og per partialtrykket for stoffer i gassfase under likevektsforhold.

SI-enhet for H^{cp}er mol/(m3 Pa), men ofte blir enheten M/atm brukt siden c_\text{a}vanligvis er uttrykt i M (1 M=1&nbsp;mol/dm3), og p i atm (1 atm=101325 Pa).

#### Den dimensjonsløse Henry oppløseligheten <math>H^{cc}</math>
Løselighet uttrykt med Henrys lov kan også benevnes som det dimensjonsløse forholdet mellom den vandige fasens konsentrasjon c_\text{a}av et stoff og dens konsentrasjon av gassfase c_\text{g}:

: H^{cc} = c_\text{a}/ c_\text{g}.

For en ideell gass er konverteringen:

: H^{cc}= H^{cp}\times RT,

der R er gasskonstanten og T er temperaturen.

Noen ganger blir den dimensjonsløse konstanten kalt vann-luft partisjonskoeffisienten K_\text{WA}. Det er nært knyttet til de forskjellige, definisjoner av Ostwald-koeffisienten Lsom diskutert av Battino (1984).

#### Henry løselighet definert via vandig fase blandingsforholdet (<math>H^{xp}</math>)
En annen av løselighetskonstantene for Henrys lov er

: H^{xp} = x / p .

Her x er molar blandingsforholdet i den vandige fasen. For en fortynnet vandig løsning for konvertering mellom x og c_\text{a} er:

: c_\text{a} \approx x \frac{\varrho_\mathrm{H_2O}}{M_\mathrm{H_2O}},

der \varrho_\mathrm{H_2O} er tettheten av vann og M_\mathrm{H_2O} er den molare massen av vann. Dermed fås:

: H^{xp} \approx \frac{M_\mathrm{H_2O}}{\varrho_\mathrm{H_2O}} \times H^{cp} .

SI-enhet for H^{xp} er Pa−1, selv om atm−1 er fortsatt mye brukt.

#### Henry løselighet definert via molality (<math>H^{bp}</math>)
Det kan være en fordel å beskrive den vandige fasen i form av molaritet i stedet for konsentrasjon. Molaritet av en løsning endres ikke med Tsiden det refererer til *massen* av løsningsmidlet. Dette i motsetning til konsentrasjonen csom ikke endres med T siden tettheten av en løsning, og dermed dens volum, er temperaturavhengige. Å definere den vandige fasen sammensetning via molaritet har den fordelen at en hvilken som helst temperaturavhengighet av konstanten i Henrys lov er et reelt fenomen for løselighet. Ikke noe som er introdusert indirekte via en tetthetsendring av løsningen. Ved hjelp av molality kan Henrys løselighet defineres som

: H^{bp} = b / p.

Her brukes bsom symbol for molaritet (i stedet for m) for å unngå forvirring med symbolet m for masse. SI-enhet for H^{bp}er mol/(kg Pa). Det er ingen enkel måte å beregne H^{cp} fra H^{bp}siden konvertering mellom konsentrasjon c_\text{a}og molaritet bomfatter alle oppløsninger av en løsning. For en løsning med total n oppløsninger med indekser i=1,\ldots,n er konverteringen:

: c_\text{a} = \frac{b \varrho}{1 + \sum_{i=1}^{n} b_i M_i},

der \varrho er tettheten av løsningen, og M_i er de molar massene. Her er b identisk med en av b_ii nevneren. Hvis det er bare ett oppløst stoff, kan ligningen forenkles til

: c_\text{a} = \frac{b \varrho}{1 + bM}.

Henrys lov er kun gyldig for fortynnede løsninger der bM \ll 1 og \varrho \approx \varrho_\mathrm{H_2O}. I dette tilfellet kan konvertering reduserer ytterligere til

: c_\text{a} \approx b \varrho_\mathrm{H_2O},

og dermed

: H^{bp} \approx H^{cp} / \varrho_\mathrm{H_2O}.

#### Bunsen-koeffisienten <math>\alpha</math>
I henhold til Sazonov og Shaw er den dimensionsløse Bunsen-koeffisient \alpha definert som volumet av mettet gass, V1, redusert til T° = 273,15 K, s° = 1 bar, som er absorbert av volumenheten V2* av ren oppløsning ved temperaturen ved målingen og partielt trykkfall på 1 bar. Hvis gassen er ideelt og trykket kansleres ut er konvertering til H^{cp}gitt ved

: H^{cp} = \alpha \times \frac{1}{R T^\text{STP}}

med T^\text{STP} = 273,15 K. I henhold til denne definisjonen er omregningsfaktoren ikke temperaturavhengig. Uavhengig av temperaturen som Bunsenkoeffisienten viser til, så er temperaturen 273,15 K alltid brukt for konvertering. Bunsen-koeffisienten som er oppkalt etter Robert Bunsen, har blitt brukt hovedsakelig i eldre litteratur.

### Henrys lov og oppløsningskonstanter <math>K_\text{H}</math>
#### Oppløselighet i Henrys lov definert via vandig fase blandingsforholdet (<math>K_\text{H}^{px}</math>)
En vanlig måte å definere en Henry volatilitet er å dele partialtrykket av den vandige fasens konsentrasjon:

: K_\text{H}^{pc} = p / c_\text{a} = 1 / H^{cp}.

SI-enhet for K_\text{H}^{pc} er Pa m3/mol.

#### Oppløselighet i Henrys lov definert via blandingsforholdet (<math>K_\text{H}^{px}</math>) for vandig fase
En annen Henry volatilitet er

: K_\text{H}^{px} = p / x = 1 / H^{xp}.

SI-enhet for K_\text{H}^{px} er Pa. Men atmosfæretrykk er fortsatt mye brukt.

#### Den dimensjonsløse oppløseligheten <math>K_\text{H}^{cc}</math>i Henrys lov
Oppløselighet for Henrys lov kan også uttrykkes som det dimensjonsløse forholdet mellom gass-fase konsentrasjon c_\text{g} av et stoff og dets vandige fasekonsentrasjon c_\text{a}:

: K_\text{H}^{cc} = c_\text{g}/ c_\text{a} = 1 / H^{cc}.

I kjemiteknikk og miljøkjemi er denne dimensjonsløse konstanten er ofte kalt luft–vann partisjoneringskoeffisienten K_\text{AW}.

## Verdier av konstantene i Henrys lov
En stor oversikt over konstanter i Henrys lov har vært publisert av Sander (2015). Noen valgte verdier er vist i tabellen nedenfor:

## Temperaturavhengighet
Når temperaturen i et system endres vil konstanten til Henrys lov også endres. Temperaturavhengighet til likevektskonstanter kan generelt beskrives med van 't Hoff-ligningen, som også gjelder for konstantene i Henrys lov:

: \frac{\mathrm{d} \ln H}{\mathrm{d}(1/T)} = \frac{-\Delta_\text{sol}H}{R},

der \Delta_\text{sol}H er entalpi av oppløsning. Merk at brev H i symbolet \Delta_\text{sol}H refererer til entalpi og er ikke relatert til brevet H for Henry ' s lov konstanter. Å integrere ligningen over og skape et uttrykk som er basert på H^\circ ved referansetemperatur T^\circ= 298.15 K gir:

: H(T) = H^\circ \times \exp \displaystyle\left[ \frac{-\Delta_\text{sol}H}{R}
 \left( \frac{1}{T} - \frac{1}{T^\circ} \right) \right].

Van 't Hoff ligningen på denne formen er kun gyldig for en begrenset temperaturområde som \Delta_\text{sol}H ikke endre mye med temperaturen.

Den følgende tabellen viser noen temperatur avhengigheter: 

Løseligheten av permanente gasser avtar vanligvis med økende temperatur rundt romtemperatur. Imidlertid vil det for vandige løsninger være slik at løselighet konstant i Henrys lov for mange stoffer går gjennom et minimum. For de fleste permanent gasser den minste er under 120&nbsp;°C. Ofte jo mindre gass-molekylet er  jo lavere er gassens løselighet i vann), jo lavere temperatur på maksimum av Henrys lov konstant. Dermed er det maksimalt rundt 30&nbsp;°C for helium, 92 til 93&nbsp;°C for argon, nitrogen og oksygen, og 114&nbsp;°C for xenon.

: H^\ce{cp} = \frac{c(\ce{H2CO})}{p(\ce{H2CO})}.

## Se også
* Grahams lov
* Raoults lov

## Referanser


## Eksterne lenker

* Verktøy for Henrys lov