Lei de Henry

Algumas soluções cujos componentes são voláteis respeitam uma relação que diz que a razão entre pressão parcial de vapor de cada componente e a pressão de vapor do componente puro é aproximadamente igual a fração molar do componente em questão. Essa relação foi descrita pelo químico francês, François Raoult e soluções deste tipo são chamadas soluções ideais. A expressão matemática dessa relação, chamada de Lei de Raoult é:

p_A = X_A \cdot P^{*}_A

Onde p_A, X_A e P^{*}_A são a pressão de vapor, a fração molar e a pressão de vapor puro do componente A respectivamente.

Foi observado que em soluções diluídas reais a pressão de vapor também é proporcional à fração molar do componente, entretanto a constante de proporcionalidade não é a pressão de vapor da substância pura e sim uma constante empírica. Essa relação é conhecida como Lei de Henry e estabelece que:

p_A =X_A \cdot K_A

Onde K_A é chamada constante de Henry e depende da substância e temperatura. Nesse caso o composto A é um soluto em concentrações baixas. Soluções onde o soluto obedece a lei de Henry e o solvente obedece a lei de Raoult são chamadas de soluções diluídas ideais.

A lei de Henry permite, entre outras coisas, o estudo da solubilidade de gases. É possível notar que a quantidade de um gás dissolvido é proporcional a pressão daquele gás na superfície da solução. Isso é coerente com a noção de equilíbrio químico, onde podemos imaginar a reação de dissolução do gás A em água:

A_{(g)} \rightleftharpoons A_{(aq)}

Como esperado o aumento da pressão de A(g) deve aumentar a quantidade de A(aq). A segunda observação experimental é que a constante de Henry diminui com a temperatura. Isso pode ser explicado devido à agitação térmica, soluções mais quentes possui uma agitação molecular maior e portanto o gás se desprende do líquido mais facilmente.

Para aplicações práticas a lei de Henry é utilizada em uma forma ligeiramente diferente. A fração molar do composto é substituída pela molalidade, representada por b:

p_A = b_A \cdot K_A

Onde molalidade é definida como a quantidade de mols do soluto dividida pela massa de solvente em quilogramas.

A tabela a seguir apresenta alguns valores de K para gases à 25 °C:

Gás K (kPa.kg.mol-1)
CO2 3,01 x 103
H2 1,28 x 105
N2 1,56 x 105
O2 7,92 x 104

Como pode ser verificado na equação anterior, quanto menor o K mais solúvel o gás. Vemos então que, para as moléculas da tabela, que são apolares, quanto maior e mais polarizável sua estrutura maior sua solubilidade em água.

Como exemplo, podemos obter a solubilidade do CO2 com os dados da tabela considerando que seja aplicada uma pressão parcial de 5 kPa sobre a solução:

p_{CO2} = b_{CO2} \cdot K_{CO2} \Longrightarrow b_{CO2} = \frac{p_{CO2}}{K_{CO2}}

b_{CO2} = \frac{5 kPa}{3,01 \cdot 10^3 kPa.kg.mol^{-1}} = 1,66 \cdot 10^{-3} mol/kg

Que pode ser expresso em concentração molar conhecendo a densidade da solução, assumindo que seja 1,00 kg/L a solubilidade do CO2 nessas condições é 1,66 mmol/L.

Referencia

ATKINS, P. W.; PAULA, Julio de. Físico-química. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 2 v. ISBN 9788521616009 (v.1).

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