ХЕНРИЈЕВ ЗАКОН: ЈЕДНАЧИНА, ОДСТУПАЊЕ, АПЛИКАЦИЈЕ - ХЕМИЈА - 2025

Хенри 'с закон наводи да је у константној температури, количина раствореног гаса у течности је директно пропорционална њеној парцијалног притиска на површини течности.

Постирао га је 1803. године енглески физичар и хемичар Вилијам Хенри. Његов закон се такође може тумачити на овај начин: ако се притисак на течност повећа, већа ће бити и количина гаса раствореног у њему.

Овде се гас сматра раствором раствора. За разлику од чврстог раствора, температура негативно утиче на његову растворљивост. Због тога, како се температура повећава, гас тежи да течност лакше изађе ка површини.

То је због чињенице да пораст температуре доприноси енергији гасовитим молекулима, који се сударају један са другим како би формирали мехуриће (горња слика). Ови мехурићи тада превазилазе спољашњи притисак и беже из синуса течности.

Ако је спољни притисак веома висок, а течност задржана хладна, мехурићи ће се растопити и само неколико гасовитих молекула ће „лебдети“ на површини.

Хенријева једначина закона

Може се изразити следећом једначином:

П = К _Х ∙ Ц

Где је П парцијални притисак раствореног гаса; Ц је концентрација гаса; а К _Х је Хенријева константа.

Потребно је разумети да је парцијални притисак гаса вршен појединачно од стране остатка укупне гасне смеше. А укупни притисак није ништа друго до збир свих парцијалних притисака (Далтонов закон):

П _Укупно = П ₁ + П ₂ + П ₃ +… + П _н

Број гасовитих врста које чине мешавину представљен је са н. На пример, ако на површини течности постоји водена пара и ЦО ₂ , н је једнак 2.

Одступање

За гасове који су слабо растворљиви у течностима, раствор је близу идеалном, у складу је са Хенријевим законом за раствор.

Међутим, када је притисак висок, постоји одступање у односу на Хенрија, јер се раствор престаје понашати као идеално разблажено.

Шта то значи? Та интеракција растварача и растварача-растварача почиње да има сопствене ефекте. Када је раствор веома разблажен, молекули гаса су „искључиво“ окружени растварачем, занемарујући могуће сусрете између себе.

Стога, када раствор више није идеално разблажи, губитак линеарног понашања посматрати у графа П _И вс Кс _ја .

Закључно овом аспекту: Хенријев закон одређује притисак паре раствора у идеалном разблаженом раствору. Док се за отапало примењује Раоултов закон:

П _А = Кс _А ∙ П _А ^*

Растворљивост гаса у течности

Када је гас добро растворен у течности, попут шећера у води, он се не може разликовати од околине, стварајући тако хомоген раствор. Другим речима: у течности (или кристалима шећера) се не примећују мехурићи.

Међутим, ефикасно отапање гасовитих молекула зависи од неких променљивих као што су: температура течности, притисак који утиче на њу и хемијска природа ових молекула у поређењу са течношћу.

Ако је спољни притисак врло висок, повећавају се шансе да гас продре кроз површину течности. А са друге стране, растворени гасовити молекули теже је превазићи инцидентни притисак да би побегли споља.

Ако је систем за течни гас у паковању (као у мору и ваздушним пумпама унутар резервоара за рибу), погодује апсорпцији гаса.

И како природа растварача утиче на апсорпцију гаса? Ако је ово поларно, попут воде, показаће афинитет за поларне растворе, односно за оне гасове који имају трајни диполни момент. Док је аполарни, попут угљоводоника или масти, преферира аполарне гасовите молекуле

На пример, амонијак (НХ ₃ ) је веома растворљиво гаса у води због водоника везивања интеракција. Док водоник (Х ₂ ), чија мали молекул аполарном, интеракције слабо са водом.

Такође, у зависности од стања процеса апсорпције гаса у течности, у њима се могу успоставити следећа стања:

Незасићени

Течност је незасићена када је у стању да раствара више гаса. То је зато што је спољни притисак већи од унутрашњег притиска течности.

Засићен

Течност успоставља равнотежу у растворљивости гаса, што значи да гас излази истом брзином којом улази у течност.

Такође се може видети како слиједи: ако три гасовита молекула побјегну у зрак, још три ће се истовремено вратити у течност.

Презасићен

Течност је презасићена гасом када је њен унутрашњи притисак виши од спољног притиска. И, уз минималну промену система, испуштаће вишак раствореног гаса док се не успостави равнотежа.

Апликације

- Хенријев закон се може применити за израчунавање апсорпције инертних гасова (азота, хелијума, аргона, итд.) У различитим ткивима људског тела, и да заједно са Халданеовом теоријом представљају табеле декомпресија.

- Важна примена је засићење гасова у крви. Када је крв незасићена, гас се у њој раствара, док не постане засићена и престане да се више раствара. Једном када се то догоди, гас растворен у крви прелази у ваздух.

- Гасификација безалкохолних пића је пример примењеног Хенријевог закона. Безалкохолна пића су ЦО ₂ раствори под високим притиском, тако одржава свака од комбинованих компонената које га чине; а уз то задржава карактеристичан укус дуже.

Када се не затвори боца соде, притисак на течност се смањује, и тренутно ослобађа притисак.

Пошто је притисак на течност сада нижи, растворљивост ЦО ₂ опада и он истјече у околину (може се примијетити при порасту мјехурића са дна).

- Како се ронилац спушта на веће дубине, удисани азот не може побјећи јер га вањски притисак спречава, растварајући се у крви појединца.

Када се ронилац брзо попне на површину, где спољни притисак поново падне, азот почиње да лупа у крв.

То узрокује декомпресијску болест. Из тог разлога се захтева да се рониоци полако пењу како би азот спорије излазио из крви.

- Студија ефеката смањења молекуларног кисеоника (О ₂ ) растворен у крви и ткивима планинаре практичара активности које укључују продужени боравак на високим висинама, као и становницима прилично високим местима.

- Истраживање и побољшање метода које се користе за избегавање природних катастрофа које могу бити изазване присуством гасова растворених у огромним воденим водама који се могу насилно ослобађати.

Примери

Хенријев закон важи само када су молекули у равнотежи. Ево неколико примера:

- У распада кисеоника (О ₂ ) у течности крви, овај молекул се сматра слабо растворне у води, иако њени растворљивости повећава значајно због високог садржаја хемоглобина у њему. Тако се сваки молекул хемоглобина може везати за четири молекула кисеоника који се ослобађају у ткивима и користе се за метаболизам.

- 1986. године настао је густ облак угљен-диоксида који је изненада протјеран из језера Ниос (које се налази у Камеруну), угушивши око 1700 људи и велики број животиња, што је објасњено овим законом.

- Растворљивост да дати гаса манифестује у течним врсте тежи да повећа као притисак поменутих повећања гаса, иако под високим притиском постоје изузеци, као што су азотни молекула (Н ₂ ).

- Хенријев закон није применљив када постоји хемијска реакција између супстанце која делује као растварач и оне која делује као растварач; такав је случај са електролитима, као што је хлороводонична киселина (ХЦл).

Референце

1. Цроцкфорд, ХД, Книгхт Самуел Б. (1974). Основе физикохемије. (6. изд.). Уредништво ЦЕЦСА, Мексико. П 111-119.
2. Уредници Енцицлопаедиа Британница. (2018). Хенријев закон. Преузето 10. маја 2018. године са: британница.цом
3. Бију'с. (2018). Шта је Хенријев закон ?. Преузето 10. маја 2018. Са: бијус.цом
4. Леисурепро & Акуавиевс. (2018). Хенријев закон Добављен 10. маја 2018. године са :исурепро.цом
5. Анненберг фондација. (2017). Одељак 7: Хенријев закон. Преузето 10. маја 2018. године са: Леарнер.орг
6. Моница Гонзалез. (25. април 2011. године). Хенријев закон. Преузето 10. маја 2018. године са: куимица.лагуиа2000.цом
7. Иан Милес. (24. јул 2009). Ронилац. . Преузето 10. маја 2018. године са: флицкр.цом