« Loi de Henry » : différence entre les versions
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D'autres formes de la loi de Henry sont écrites en fonction de la [[concentration molaire]] ou de la [[molalité]] du soluté. Les lecteurs de littérature spécialisée doivent être attentifs à noter quelle version de l'équation de la loi de Henry est utilisée<ref name="Sander">{{lien web |langue=en |url=http://www.henrys-law.org |titre=Henry's law constants |consulté le=10 janvier 2020}}. Une compilation de constantes de Henry pour les solutions aqueuses, dont : {{lien web |format= pdf |langue=en |titre= Compilation of Henry’s law constants (version 4.0) for water as solvent |site= Atmospheric Chemistry and Physics |lire en ligne= https://www.atmos-chem-phys.net/15/4399/2015/acp-15-4399-2015.pdf |consulté le= 10 janvier 2020 |id= }}.</ref> (voir le paragraphe ''[[#Constantes_de_Henry_pour_des_gaz_dissouts_dans_l%27eau|Constantes de Henry pour des gaz dissouts dans l'eau]]''). |
D'autres formes de la loi de Henry sont écrites en fonction de la [[concentration molaire]] ou de la [[molalité]] du soluté. Les lecteurs de littérature spécialisée doivent être attentifs à noter quelle version de l'équation de la loi de Henry est utilisée<ref name="Sander">{{lien web |langue=en |url=http://www.henrys-law.org |titre=Henry's law constants |consulté le=10 janvier 2020}}. Une compilation de constantes de Henry pour les solutions aqueuses, dont : {{lien web |format= pdf |langue=en |titre= Compilation of Henry’s law constants (version 4.0) for water as solvent |site= Atmospheric Chemistry and Physics |lire en ligne= https://www.atmos-chem-phys.net/15/4399/2015/acp-15-4399-2015.pdf |consulté le= 10 janvier 2020 |id= }}.</ref> (voir le paragraphe ''[[#Constantes_de_Henry_pour_des_gaz_dissouts_dans_l%27eau|Constantes de Henry pour des gaz dissouts dans l'eau]]''). |
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La loi de Henry établissant l'état d'équilibre liquide-vapeur d'une [[solution (chimie)|solution]] liquide, les solutés considérés ici sont des [[espèce chimique|espèces chimiques]] capables de passer en phase gaz dans les conditions de pression et de température considérées, c'est-à-dire des corps [[Volatilité (chimie)|volatils]], ce qui exclut les solutés solides tels les [[sel (chimie)|sels]]. Un soluté répondant à la loi de Henry est typiquement un corps gazeux dans les conditions de température et pression du mélange : soit un [[fluide supercritique]] (oxygène, azote pour un mélange dans les [[CNTP]]), soit un fluide subcritique ayant une [[pression de vapeur saturante]] supérieure à la pression du mélange (propane, butane pour un mélange dans les CNTP). Cependant, un soluté répondant à la loi de Henry peut être également un fluide subcritique liquide (ayant une pression de vapeur saturante inférieure à la pression du mélange, comme le pentane pour un mélange dans les CNTP) présent en faible quantité dans la solution, soit parce qu'il est fortement [[dilution|dilué]], soit parce qu'il est peu [[solubilité|soluble]]. De façon générale, un soluté <math>\sigma</math> répondant à la loi de Henry est donc un corps volatil dans les conditions du mélange et dont la fraction molaire en phase liquide est faible, soit <math>x_\sigma^\text{l} \ll 1</math>. Un [[solvant]] <math>s</math> est un corps dont la fraction molaire en phase liquide est très supérieure à celle du soluté, soit <math>x_s^\text{l} \gg x_\sigma^\text{l}</math>, se comportant quasiment comme un corps pur, soit <math>x_s^\text{l} \approx 1</math>. La [[relation de Duhem-Margules]] impose que si l'équilibre liquide-vapeur d'un soluté répond à la loi de Henry, celui du solvant répond à la [[#Cas_des_solvants,_loi_de_Raoult|loi de Raoult]]. |
La loi de Henry établissant l'état d'équilibre liquide-vapeur d'une [[solution (chimie)|solution]] liquide, les solutés considérés ici sont des [[espèce chimique|espèces chimiques]] capables de passer en phase gaz dans les conditions de pression et de température considérées, c'est-à-dire des corps [[Volatilité (chimie)|volatils]], ce qui exclut les solutés solides tels les [[sel (chimie)|sels]]. Un soluté répondant à la loi de Henry est typiquement un corps gazeux dans les conditions de température et pression du mélange : soit un [[fluide supercritique]] (oxygène, azote pour un mélange dans les [[CNTP]]), soit un fluide subcritique ayant une [[pression de vapeur saturante]] supérieure à la pression du mélange ([[propane]], butane pour un mélange dans les CNTP). Cependant, un soluté répondant à la loi de Henry peut être également un fluide subcritique liquide (ayant une pression de vapeur saturante inférieure à la pression du mélange, comme le pentane pour un mélange dans les CNTP) présent en faible quantité dans la solution, soit parce qu'il est fortement [[dilution|dilué]], soit parce qu'il est peu [[solubilité|soluble]]. De façon générale, un soluté <math>\sigma</math> répondant à la loi de Henry est donc un corps volatil dans les conditions du mélange et dont la fraction molaire en phase liquide est faible, soit <math>x_\sigma^\text{l} \ll 1</math>. Un [[solvant]] <math>s</math> est un corps dont la fraction molaire en phase liquide est très supérieure à celle du soluté, soit <math>x_s^\text{l} \gg x_\sigma^\text{l}</math>, se comportant quasiment comme un [[corps pur]], soit <math>x_s^\text{l} \approx 1</math>. La [[relation de Duhem-Margules]] impose que si l'équilibre liquide-vapeur d'un soluté répond à la loi de Henry, celui du solvant répond à la [[#Cas_des_solvants,_loi_de_Raoult|loi de Raoult]]. |
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L'équilibre liquide-vapeur déterminé par la loi de Henry est un état stable, appelé état de ''saturation'' du solvant par le soluté. Dans les conditions de pression et température données, le solvant peut contenir plus de soluté que la quantité déterminée par la loi de Henry, mais il s'agit alors d'un état d'équilibre instable dit de ''[[sursaturation]]''. Dans ce cas la moindre perturbation (choc sur le récipient contenant le liquide, introduction d'une poussière formant un site de nucléation pour les bulles de gaz, fluctuation de pression ou de température{{etc.}}) peut provoquer le dégazage de l'excès de soluté dissout jusqu'à l'établissement de l'état stable dicté par la loi. De même, la quantité du soluté dissout peut être inférieure à celle déterminée par la loi de Henry : il y a ''sous-saturation''. Dans ce cas, si le soluté est présent en phase gaz, la phase liquide absorbe du soluté gazeux jusqu'à atteindre l'équilibre stable. La fraction <math>x_\sigma^\text{l}</math> déterminée par la loi de Henry est donc la fraction molaire maximale de soluté que peut contenir la phase liquide de façon stable : la fraction <math>x_\sigma^\text{l}</math> est la ''[[solubilité]]'' du soluté <math>\sigma</math> dans le solvant <math>s</math> dans les conditions de pression et de température données. |
L'équilibre liquide-vapeur déterminé par la loi de Henry est un état stable, appelé état de ''saturation'' du solvant par le soluté. Dans les conditions de pression et température données, le solvant peut contenir plus de soluté que la quantité déterminée par la loi de Henry, mais il s'agit alors d'un état d'équilibre instable dit de ''[[sursaturation]]''. Dans ce cas la moindre perturbation (choc sur le récipient contenant le liquide, introduction d'une poussière formant un site de nucléation pour les bulles de gaz, fluctuation de pression ou de température{{etc.}}) peut provoquer le dégazage de l'excès de soluté dissout jusqu'à l'établissement de l'état stable dicté par la loi. De même, la quantité du soluté dissout peut être inférieure à celle déterminée par la loi de Henry : il y a ''sous-saturation''. Dans ce cas, si le soluté est présent en phase gaz, la phase liquide absorbe du soluté gazeux jusqu'à atteindre l'équilibre stable. La fraction <math>x_\sigma^\text{l}</math> déterminée par la loi de Henry est donc la fraction molaire maximale de soluté que peut contenir la phase liquide de façon stable : la fraction <math>x_\sigma^\text{l}</math> est la ''[[solubilité]]'' du soluté <math>\sigma</math> dans le solvant <math>s</math> dans les conditions de pression et de température données. |
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* <math>P</math> la [[pression partielle]] du gaz en phase vapeur ([[Atmosphère (unité)|atm]]) ; |
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Version du 1 mai 2024 à 21:56
En physique, et plus particulièrement en thermodynamique, la loi de Henry, établie empiriquement par le physicien britannique William Henry en 1803[1], énonce que[2],[3] :
« À température constante et à saturation, la pression partielle dans la phase vapeur d'un soluté volatil est proportionnelle à la fraction molaire de ce corps dans la solution liquide. »
En pratique, elle ne s'applique qu'aux faibles concentrations du soluté (fraction molaire inférieure à 0,05[3]) et à des pressions de moins de 10 bar (domaine d'application de la loi des gaz parfaits). Le soluté peut être un gaz dissout ou plus généralement tout corps volatil très faiblement soluble ou très dilué. Elle n'est également appliquable qu'à des mélanges binaires, ne contenant qu'un seul soluté et un seul solvant. Par extension à l'aide de coefficients de fugacité et d'activité, elle peut être appliquée à des mélanges multicomposants réels. Le pendant de la loi de Henry pour les solvants est la loi de Raoult.
Elle est utilisée dans de nombreux domaines de la chimie, de la physique et de la météorologie.
Énoncé, définitions et démonstration
Énoncé de la loi de Henry
On considère une solution liquide constituée d'un soluté dissout dans un solvant . La loi de Henry relie la pression partielle du soluté en phase gazeuse à sa fraction molaire en phase liquide à l'équilibre liquide-vapeur selon[2],[3] :
Loi de Henry pression partielle du soluté dans le solvant : |
avec les notations :
- la pression totale du mélange ;
- la pression partielle du soluté , par définition ;
- la constante de Henry du soluté dans le solvant , aux pression et température du mélange ; la constante de Henry a la dimension d'une pression ; est la notation recommandée par le Green Book de l'Union internationale de chimie pure et appliquée (IUPAC)[4], on trouve également , voire dans la littérature ;
- la fraction molaire du soluté dans la phase vapeur ;
- la fraction molaire du soluté dans la phase liquide.
La littérature utilise parfois l'inverse de la constante de Henry définie précédemment, , et l'appelle également constante de Henry. Sa dimension est alors l'inverse de celle d'une pression, et la loi de Henry énonce que[5],[6] :
« À température constante et à saturation, la quantité de gaz dissout dans un liquide est proportionnelle à la pression partielle qu'exerce ce gaz sur le liquide. »
et s'écrit sous la forme :
D'autres formes de la loi de Henry sont écrites en fonction de la concentration molaire ou de la molalité du soluté. Les lecteurs de littérature spécialisée doivent être attentifs à noter quelle version de l'équation de la loi de Henry est utilisée[7] (voir le paragraphe Constantes de Henry pour des gaz dissouts dans l'eau).
La loi de Henry établissant l'état d'équilibre liquide-vapeur d'une solution liquide, les solutés considérés ici sont des espèces chimiques capables de passer en phase gaz dans les conditions de pression et de température considérées, c'est-à-dire des corps volatils, ce qui exclut les solutés solides tels les sels. Un soluté répondant à la loi de Henry est typiquement un corps gazeux dans les conditions de température et pression du mélange : soit un fluide supercritique (oxygène, azote pour un mélange dans les CNTP), soit un fluide subcritique ayant une pression de vapeur saturante supérieure à la pression du mélange (propane, butane pour un mélange dans les CNTP). Cependant, un soluté répondant à la loi de Henry peut être également un fluide subcritique liquide (ayant une pression de vapeur saturante inférieure à la pression du mélange, comme le pentane pour un mélange dans les CNTP) présent en faible quantité dans la solution, soit parce qu'il est fortement dilué, soit parce qu'il est peu soluble. De façon générale, un soluté répondant à la loi de Henry est donc un corps volatil dans les conditions du mélange et dont la fraction molaire en phase liquide est faible, soit . Un solvant est un corps dont la fraction molaire en phase liquide est très supérieure à celle du soluté, soit , se comportant quasiment comme un corps pur, soit . La relation de Duhem-Margules impose que si l'équilibre liquide-vapeur d'un soluté répond à la loi de Henry, celui du solvant répond à la loi de Raoult.
L'équilibre liquide-vapeur déterminé par la loi de Henry est un état stable, appelé état de saturation du solvant par le soluté. Dans les conditions de pression et température données, le solvant peut contenir plus de soluté que la quantité déterminée par la loi de Henry, mais il s'agit alors d'un état d'équilibre instable dit de sursaturation. Dans ce cas la moindre perturbation (choc sur le récipient contenant le liquide, introduction d'une poussière formant un site de nucléation pour les bulles de gaz, fluctuation de pression ou de température, etc.) peut provoquer le dégazage de l'excès de soluté dissout jusqu'à l'établissement de l'état stable dicté par la loi. De même, la quantité du soluté dissout peut être inférieure à celle déterminée par la loi de Henry : il y a sous-saturation. Dans ce cas, si le soluté est présent en phase gaz, la phase liquide absorbe du soluté gazeux jusqu'à atteindre l'équilibre stable. La fraction déterminée par la loi de Henry est donc la fraction molaire maximale de soluté que peut contenir la phase liquide de façon stable : la fraction est la solubilité du soluté dans le solvant dans les conditions de pression et de température données.
Constante de Henry
Les définitions et formules suivantes ne sont valables que pour un mélange binaire comprenant un unique soluté et un unique solvant .
La constante de Henry est définie rigoureusement en thermodynamique à partir de la fugacité.
Contrairement à ce que peut laisser entendre le terme de constante, la constante de Henry dépend de la pression et de la température. En revanche, elle ne dépend pas de la composition du mélange. La constante de Henry dépend également de la nature du soluté et du solvant ; ceci implique qu'elle doit être déterminée pour chaque couple « soluté - solvant » et n'est pas valable si l'un de ces deux corps est considéré dans un mélange binaire autre que celui pour lequel elle a été déterminée (par exemple le soluté avec un solvant autre que le solvant ).
En pratique, la constante de Henry est déterminée expérimentalement.
Définition thermodynamique
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/1a/Fugacit%C3%A9_-_Henry_-_Lewis_et_Randall.jpg/250px-Fugacit%C3%A9_-_Henry_-_Lewis_et_Randall.jpg)
En thermodynamique, à pression et température constantes, la fugacité d'une espèce chimique (soluté) en phase liquide, en présence d'une deuxième espèce (solvant), possède deux limites, avec la fraction molaire du corps dans le mélange :
- à dilution infinie : ;
- pour le corps pur : ;
avec la fugacité du corps à l'état de liquide pur. Cette fugacité peut être fictive si le corps est gazeux à l'état pur dans les conditions de pression et température données.
L'évolution de la fugacité en fonction de la composition est encadrée par deux lois linéaires[8],[9] :
Loi de Henry : aux faibles concentrations. Loi de Lewis et Randall : aux fortes concentrations. |
La constante de Henry n'est pas la fugacité du soluté à dilution infinie dans le solvant . La fugacité tend vers zéro lorsque tend vers zéro. Aussi la constante de Henry est-elle définie comme étant la limite lorsque la quantité de soluté dissout en phase liquide s'annule[4],[10],[11],[12] :
Constante de Henry : à pression et température constantes. |
avec :
- la fugacité du soluté dans le mélange liquide ;
- la constante de Henry du soluté dans le solvant , aux pression et température du mélange ;
- la fraction molaire du soluté dans le mélange liquide ;
- la fraction molaire du solvant dans le mélange liquide ().
En application de la règle de L'Hôpital, la constante de Henry peut également être définie par[4],[11],[12] :
La constante de Henry est donc la pente de la fugacité à dilution infinie.
Quelle que soit la concentration du soluté , sa fugacité réelle peut être exprimée en fonction d'un coefficient d'activité à partir des deux lois linéaires idéales définies précédemment[12],[13] :
en posant :
- le coefficient d'activité défini par rapport à la loi de Henry ;
- le coefficient d'activité défini par rapport à la loi de Lewis et Randall.
Puisque les deux limites de la fugacité sont définies, on a les limites des coefficients d'activité[12],[13] :
- à dilution infinie : ;
- pour le corps pur : .
On pose à dilution infinie[12],[13] :
Par conséquent, à dilution infinie on a :
d'où la relation[13],[14] (puisque et ne dépendent pas de la composition) :
En injectant la relation précédente dans les expressions de on obtient[13],[14] :
La première relation permet de déterminer si l'on connait . Inversement, connaissant on peut extrapoler si le soluté n'existe pas à l'état de liquide pur dans les conditions de pression et température données. La deuxième relation montre que les deux coefficients d'activité et ne sont pas indépendants, bien que liés à des états de référence différents. La loi de Henry, quelle que soit sa forme, peut ainsi être employée avec les modèles classiques développés pour la loi de Lewis et Randall (Margules, Van Laar (en), Wilson[13], NRTL (en), UNIQUAC, UNIFAC, COSMOSPACE, etc.).
Dépendance à la pression
La fugacité du soluté dans le mélange liquide varie en fonction de la pression selon :
avec :
- le volume de la phase liquide ;
- le volume molaire partiel du soluté dans le mélange liquide ;
- la quantité du soluté dans le mélange liquide ;
- la quantité du solvant dans le mélange liquide.
Quelle que soit la fraction molaire du soluté , la dérivée partielle étant effectuée à composition constante, on peut écrire :
En passant à la limite de la dilution infinie :
La référence à la composition constante disparait dans la dérivée partielle de la constante de Henry, puisque celle-ci ne dépend pas de la composition. On pose pour le volume molaire partiel[15] :
La constante de Henry dépend par conséquent de la pression selon[15],[16] :
Dépendance de la constante de Henry à la pression |
avec :
- la pression ;
- la température ;
- le volume molaire partiel du soluté à dilution infinie dans le solvant ;
- la constante universelle des gaz parfaits.
En intégrant cette relation entre une pression de référence et la pression :
La pression de référence est le plus souvent prise égale à la pression de vapeur saturante du solvant à la température du mélange : . En conséquence, on peut réduire la constante d'intégration à une fonction de la température seule : . La constante de Henry est alors exprimée sous la forme[16],[13],[17] :
avec le facteur de Poynting[13],[17] :
Le volume molaire partiel représente la variation de volume de la solution liquide due à la dissolution d'une mole de soluté dans une quantité infinie de solvant . Il peut être déterminé expérimentalement par extrapolation de établi pour plusieurs concentrations de soluté dans le mélange liquide ; il existe également des corrélations telles que celle de Brelvi-O'Connell[18]. Les liquides étant peu compressibles, le volume molaire partiel peut être considéré comme ne dépendant pas de la pression, soit , on obtient :
Il peut être aussi bien positif (la dissolution du gaz provoque une dilatation du liquide) que négatif (la dissolution du gaz provoque une contraction du liquide). Si le volume molaire partiel est positif alors la constante de Henry augmente avec la pression .
Dépendance à la température
La fugacité du soluté dans le mélange liquide varie en fonction de la température selon :
avec :
- l'enthalpie de la phase liquide ;
- l'enthalpie molaire partielle du soluté dans le mélange liquide ;
- l'enthalpie molaire du soluté à l'état de gaz parfait pur à ;
- la quantité du soluté dans le mélange liquide ;
- la quantité du solvant dans le mélange liquide.
Quelle que soit la fraction molaire du soluté , la dérivée partielle étant effectuée à composition constante, on peut écrire :
En passant à la limite de la dilution infinie :
La référence à la composition constante disparait dans la dérivée partielle de la constante de Henry, puisque celle-ci ne dépend pas de la composition. On pose pour l'enthalpie molaire partielle[15],[19] :
c'est-à-dire l'enthalpie molaire partielle du soluté à dilution infinie dans le solvant liquide. L'enthalpie molaire du gaz parfait pur ne dépendant pas de la composition, elle reste inchangée lors du passage à la limite et on obtient :
On pose pour les enthalpies molaires partielles[15],[19] :
avec :
- l'enthalpie molaire partielle du soluté à dilution infinie dans le solvant liquide à ;
- l'enthalpie molaire du soluté à l'état de gaz parfait pur à .
La constante de Henry dépend par conséquent de la température selon[15],[19] :
Dépendance de la constante de Henry à la température |
avec :
- la pression ;
- la température ;
- l'enthalpie de dissolution[20] du soluté dans le solvant à ;
- la constante universelle des gaz parfaits.
Si l'on considère l'enthalpie de dissolution comme constante, alors, en intégrant cette relation entre une température de référence et la température [19] :
Cette forme n'est applicable que sur des plages de température relativement étroites. Elle est généralisée au moyen de deux constantes et empiriques spécifiques du couple « soluté - solvant »[21] :
La littérature utilise parfois l'inverse de la constante de Henry définie précédemment, (cette notation prête à confusion avec celle de l'enthalpie de dissolution [7]), aussi trouve-t-on également les relations[7] :
L'enthalpie de dissolution est la chaleur produite par la dissolution d'une mole de soluté à l'état de gaz parfait pur dans une quantité infinie de solvant à l'état liquide[19]. Elle est déterminée expérimentalement par calorimétrie en extrapolant la chaleur de dissolution d'une mole de soluté dans plusieurs quantités de solvant. On peut considérer l'enthalpie molaire partielle d'un corps dans un mélange liquide, ici , comme indépendante de la pression, les liquides étant peu compressibles. De même, en vertu de la deuxième loi de Joule, l'enthalpie molaire d'un gaz parfait, ici , ne dépend pas de la pression. Ainsi, il peut être considéré que l'enthalpie de dissolution ne dépend que de la température : . Elle peut être négative (dissolution exothermique, l'opération de dissolution dégage de la chaleur), positive (dissolution endothermique, l'opération de dissolution absorbe de la chaleur) ou nulle (dissolution athermique)[19]. Pour la plupart des gaz à température ambiante la dissolution est exothermique, soit , par conséquent augmente avec une diminution de et la constante de Henry augmente avec la température .
Calcul théorique par une équation d'état
Le coefficient de fugacité du soluté en phase liquide est défini par la relation avec la fugacité :
Par définition de la constante de Henry, on a donc[14],[22] :
Si l'on dispose d'une équation d'état d'une phase liquide donnant la pression en fonction du volume , de la température et de la composition , soit , le coefficient de fugacité se calcule selon :
avec la quantité du soluté et la quantité du solvant . Il est donc possible de calculer la constante de Henry à partir d'une équation d'état de la phase liquide. Toutefois, les équations d'état telles que les équations d'état cubiques sont généralement développées pour représenter des phases gazeuses et représentent assez mal les phases liquides. Cette démarche reste donc théorique ; en pratique la constante de Henry est plutôt déterminée expérimentalement sous des formes empiriques présentées au paragraphe Formes usuelles. La relation établie ci-dessus et l'exemple ci-dessous montrent cependant la dépendance de la constante de Henry aux propriétés du solvant et du soluté , et aux interactions entre les deux constituants.
L'équation d'état de van der Waals donne :
avec :
À dilution infinie ( et ) on a :
Le volume molaire de la solution liquide tend vers celui du solvant liquide pur, calculable par l'équation d'état : . On obtient, à pression et température constantes :
Lorsque la pression tend vers la pression de vapeur saturante du solvant à la température , l'équilibre liquide-vapeur tend vers celui du solvant pur (état de saturation) ; le volume molaire tend vers celui du solvant liquide pur à saturation. On peut donc calculer la constante de Henry dans les conditions de saturation du solvant [22] :
Les liquides étant peu compressibles, le volume molaire du solvant liquide pur est assimilable à celui du solvant liquide pur à saturation : . On peut alors calculer avec le facteur de Poynting :
d'où le volume molaire partiel du soluté à dilution infinie dans le solvant :
Avec :
- et ;
- et ;
- un coefficient d'interaction binaire ;
- et les pressions critiques respectives du soluté et du solvant ;
- la pression de vapeur saturante du solvant à la température ;
- et les températures critiques respectives du soluté et du solvant ;
- le volume molaire de la solution liquide à la pression et à la température ;
- le volume molaire du solvant liquide pur à et ;
- le volume molaire du solvant liquide pur à saturation, soit à et .
Cet exemple montre la dépendance de la constante de Henry aux propriétés du solvant et du soluté , et aux interactions entre le soluté et le solvant par l'intermédiaire du coefficient d'interaction binaire [22]. La constante de Henry est donc spécifique du couple « soluté - solvant » et ne peut être utilisée pour d'autres mélanges binaires ; par exemple, elle n'est pas valable si le soluté est dissout dans un solvant autre que .
Formes usuelles
La constante de Henry est souvent utilisée sous la forme obtenue par intégration par rapport à la pression[17] :
La correction de Poynting ne devient significative qu'aux hautes pressions. Pour des pressions de l'ordre de grandeur de la pression atmosphérique, le facteur de Poynting est négligeable : . La constante de Henry peut alors être considérée comme indépendante de la pression et être approchée par :
Les formes suivantes sont souvent utilisées pour la dépendance à la température[21],[23] :
avec , , et des constantes empiriques spécifiques du couple « soluté - solvant ». L'enthalpie de dissolution est alors exprimée sous les formes respectives :
Démonstration de la loi de Henry
Lorsque l'équilibre liquide-vapeur est atteint, les fugacités du soluté sont homogènes entre les deux phases[24] :
avec :
- la fugacité du soluté en phase gaz (vapeur) ;
- la fugacité du soluté en phase liquide.
Aux basses pressions (moins de 10 bar), le gaz se comporte comme un mélange de gaz parfaits, et la fugacité du soluté en phase gaz peut être assimilée à sa pression partielle[25] :
D'autre part, par définition, aux faibles concentrations la fugacité du soluté dans le solvant en phase liquide suit approximativement la loi linéaire[25] :
Ainsi, aux basses pressions et aux faibles concentrations, l'équilibre liquide-vapeur du soluté est approché par la relation :
qui est la loi de Henry[25]. Aux fortes concentrations, la fugacité en phase liquide suit approximativement la loi de Lewis et Randall : aux basses pressions et aux fortes concentrations ceci conduit à la loi de Raoult qui s'applique aux solvants.
Limites et extensions de la loi de Henry
Limites de la loi idéale
Conditions de pression
La loi de Henry n'est valable que si la phase gaz peut être considérée comme un mélange de gaz parfaits. Autrement dit, elle ne s'applique qu'à des pressions partielles de soluté de l'ordre de la pression atmosphérique (moins de 10 bar), dans le domaine d'application de la loi des gaz parfaits[26].
Composition de la phase liquide
- Concentration du soluté
La loi de Henry est une loi limitante qui ne s'applique qu'aux solutions suffisamment diluées ayant un comportement idéal. Dans ces solutions, le soluté et le solvant ont des comportements similaires. Typiquement, la loi de Henry ne s'applique que si la fraction molaire du soluté est inférieure à 0,03[26] ou 0,05[3].
- Présence d'autres solutés
La loi de Henry est établie pour un soluté unique dissout dans un solvant unique. Si le solvant contient plusieurs solutés la constante de Henry est modifiée et dépend de la composition. Ainsi la solubilité d'un gaz dans l'eau de mer est-elle inférieure à celle dans l'eau douce en raison de la compétition entre le gaz dissout et les sels dissouts. La constante de Henry pourra être corrigée selon l'équation empirique de Setchenov[7],[27],[23] :
avec :
- la constante de Henry du soluté dans le solvant en solution avec tous les solutés ;
- la constante de Henry du soluté dans le solvant en solution avec seul soluté ;
- le coefficient de Setchenov, qui dépend des solutés et du solvant ;
- la force ionique ; on trouve aussi cette équation exprimée en fonction de la molalité des sels dissouts[7].
- Dissolution réactive
Un soluté peut réagir avec le solvant dans lequel il est dissout, produisant d'autres espèces. La loi de Henry ne s'applique alors qu'au soluté et non à ses produits de réaction, pour lesquels il faut tenir compte des équilibres chimiques impliquant ces espèces.
Un exemple usuel de gaz réagissant avec le solvant est le dioxyde de carbone (CO2), qui forme partiellement, par réaction avec l'eau, de l'acide carbonique (H2CO3), qui lui-même, en fonction du pH de l'eau, forme les ions hydrogénocarbonate (HCO3−) et carbonate (CO32−) selon les réactions[28] :
- (dissolution)
- (loi de Henry)
-
-
-
avec :
- la constante de l'équilibre ; à 298 K : = 3,39 × 10−2, = 1,7 × 10−3, = 2,34 × 10−4, = 5,01 × 10−11 ;
- la pression partielle du CO2 en phase gaz (en bar) ;
- la concentration molaire de l'espèce en solution aqueuse (en mol/l).
La loi de Henry à proprement parler ne s'applique qu'à la première des quatre réactions ci-dessus, celle de dissolution du CO2 gazeux en CO2 aqueux. Si l'on considère le CO2 dissout sous toutes ses formes, le bilan de matière donne :
La loi de Henry peut ainsi être modifiée selon :
À pression constante, lorsque diminue, augmente ; donc plus la solution est basique, plus l'on peut dissoudre de CO2 ; inversement, plus la solution est acide, moins l'on peut dissoudre de CO2.
- Remarque
- Puisque = 1,7 × 10−3, on a quel que soit le pH. Les deuxième et troisième réactions sont regroupées en une seule réaction :
- avec et = 3,98 × 10−7. Le bilan de matière donne, en négligeant H2CO3[28] :
Cas des solvants, loi de Raoult
Un solvant est un corps présent dans une solution liquide ayant une fraction molaire très supérieure à celle d'un soluté , soit . Ce corps peut quasiment être considéré comme pur, soit .
La relation de Duhem-Margules implique que si un soluté suit la loi de Henry, alors le solvant suit la loi de Raoult qui relie sa pression partielle en phase gazeuse à sa fraction molaire en phase liquide à l'équilibre liquide-vapeur selon :
avec :
- la pression totale du mélange ;
- la pression partielle du solvant , par définition ;
- la pression de vapeur saturante du composé à la température du mélange ;
- le facteur de Poynting appliqué au solvant ;
- le volume molaire du solvant liquide pur ;
- la fraction molaire du solvant dans la phase vapeur ;
- la fraction molaire du solvant dans la phase liquide.
La relation de Duhem-Margules induit également que si l'on néglige la correction de Poynting pour le soluté, alors elle est également négligeable pour le solvant, soit .
Extensions aux mélanges réels
La loi de Henry constitue une base pour calculer les équilibres liquide-vapeur des mélanges réels, non idéaux, entre autres à des concentrations et des pressions plus fortes que celles données précédemment. À l'équilibre liquide-vapeur, on a pour tout corps , soluté ou solvant, l'égalité des fugacités en phase vapeur et en phase liquide, soit :
La fugacité réelle en phase gaz s'écrit à l'aide d'un coefficient de fugacité corrigeant la loi des gaz parfaits. La fugacité réelle en phase liquide s'écrit à partir de la fugacité à l'état de corps pur à l'aide d'un coefficient d'activité corrigeant la loi de Lewis et Randall :
Mélanges binaires
On considère un mélange binaire ne comprenant qu'un unique soluté et un unique solvant .
Lois des équilibres binaires
La fugacité (fictive si le soluté est un gaz) du soluté à l'état de liquide pur est donnée par la relation[13] :
Pour le soluté , l'équilibre liquide-vapeur est calculé par l'extension de la loi de Henry[17] :
Extension de la loi de Henry aux mélanges binaires réels pour le soluté : |
Pour le solvant , l'équilibre liquide-vapeur est calculé par l'extension de la loi de Raoult[17] :
Extension de la loi de Raoult aux mélanges binaires réels pour le solvant : |
avec la fugacité du solvant liquide pur dans les conditions de pression et température du mélange.
En application du théorème d'Euler, le volume molaire de la phase liquide vaut :
Le plus souvent, les modèles d'activité ne dépendent pas de la pression, le volume molaire est alors calculé selon le modèle idéal.
Lois des équilibres binaires idéaux
Si le mélange liquide est idéal, alors . Pour des pressions proches de la pression atmosphérique (moins de 10 bar) le gaz se comporte comme un gaz parfait, soit . Pour un mélange liquide binaire idéal aux basses pressions on retrouve par conséquent les lois idéales :
et :
Le volume molaire de la phase liquide idéale vaut :
Équations de Krichevsky-Kasarnovsky et Krichevsky-Ilinskaya
En supposant que le volume molaire ne dépend pas de la pression, on développe le facteur de Poynting . On obtient, pour tout soluté :
Si le coefficient d'activité suit le modèle de Margules à un paramètre :
avec la fraction molaire du solvant dans la phase liquide (avec ). On obtient l'équation de Krichevsky-Ilinskaya[29],[30] :
que l'on trouve aussi, en écrivant le modèle de coefficient d'activité selon , sous la forme[31],[32],[33],[23] :
Si le mélange liquide est idéal, soit (d'où ), on obtient l'équation de Krichevsky–Kasarnovsky[16],[30],[34],[35],[23] :
L'équation de Krichevsky-Kasarnovsky ne s'emploie que pour de faibles concentrations de soluté (solutions liquides idéales), l'équation de Krichevsky-Ilinskaya est valable pour des concentrations plus fortes. Pour des pressions proches de la pression atmosphérique (moins de 10 bar) le gaz se comporte comme un gaz parfait, la fugacité du soluté en phase vapeur est alors égale à sa pression partielle : . Pour des pressions plus importantes, la fugacité du soluté en phase gaz est calculée à l'aide d'un coefficient de fugacité : . Les équations de Krichevsky-Ilinskaya et Krichevsky-Kasarnovsky sont employées pour calculer des solubilités à haute pression, jusqu'à 1 000 bar environ[34],[36].
Mélanges multicomposants
On considère un mélange liquide composé de plusieurs solutés, notés , et plusieurs solvants, notés ou , aux pression et température . Il est possible de calculer l'équilibre liquide-vapeur de ce mélange à partir des données d'équilibre de chacun des couples « soluté - solvant ».
Lois des équilibres multicomposants
On note la fugacité du soluté à l'état de liquide pur calculée à partir des propriétés du mélange binaire « soluté - solvant » :
Si le soluté n'existe pas à l'état de liquide pur dans les conditions de pression et température données du mélange, cette fugacité est fictive et sa valeur peut être différente d'un solvant à l'autre.
Pour les mélanges multicomposants, l'état de référence est l'état de dilution infinie de l'ensemble des solutés simultanément, c'est-à-dire le mélange de solvants en l'absence de tout soluté, ce mélange de solvants étant lui-même idéal[37]. On définit les grandeurs , et relatives à cet état. Une somme ou est effectuée sur l'ensemble des solvants du mélange, une somme sur l'ensemble des solutés du mélange.
Avec la fraction molaire du corps dans le mélange multicomposant liquide. est la quantité de soluté rapportée à la quantité totale de solvants dans le mélange liquide. est la fraction molaire du solvant dans le mélange liquide des solvants seuls, autrement dit la limite de la fraction molaire du solvant à dilution infinie de tous les solutés du mélange liquide multicomposant ; on a .
La fugacité du soluté à l'état de liquide pur est construite selon l'hypothèse du mélange idéal et peut être fictive :
Pour tout solvant on pose le facteur correctif :
Ce facteur intervient dans la correction de la loi de Raoult pour les solvants. On a .
En présence d'un unique solvant on a pour tout soluté et , soit . Si le soluté existe à l'état de liquide pur dans les conditions de pression et température données, alors n'est pas fictive et pour tout solvant . Si tous les solutés ont une fugacité réelle, alors pour tout solvant . Dans un mélange liquide constitué uniquement de solvants, donc en l'absence de tout soluté, on a également pour tout solvant .
Pour un soluté , l'équilibre liquide-vapeur est calculé par l'extension de la loi de Henry[37] :
Extension de la loi de Henry aux mélanges multicomposants réels pour un soluté : |
Pour un solvant , l'équilibre liquide-vapeur est calculé par l'extension de la loi de Raoult[37] :
Extension de la loi de Raoult aux mélanges multicomposants réels pour un solvant : |
avec la fugacité du solvant liquide pur dans les conditions de pression et température du mélange.
En application du théorème d'Euler, le volume molaire de la phase liquide vaut :
Le plus souvent, les modèles de coefficient d'activité ne dépendent pas de la pression, le volume molaire est alors calculé selon le modèle idéal.
Le volume molaire partiel de tout soluté vaut :
Le volume molaire partiel de tout soluté vaut :
avec :
Dans le calcul du volume molaire , dans la sommation il apparait le terme :
En effet :
oder , on a donc :
Lois des équilibres multicomposants idéaux
Comme pour un mélange binaire, la fugacité (fictive pour les gaz) du soluté à l'état de liquide pur est supposée calculée selon la relation :
avec :
- la constante de Henry du soluté dans le mélange liquide ;
- le coefficient d'activité du soluté à dilution infinie dans le mélange liquide.
En supposant que le mélange liquide est idéal, on a pour tout soluté et tout solvant . La relation donne pour tout soluté la relation idéale de Krichevsky[37] :
On a également pour tout solvant :
Pour des pressions proches de la pression atmosphérique (moins de 10 bar) le gaz se comporte comme un gaz parfait, soit . Pour les phases liquides idéales et les basses pressions on a par conséquent les lois idéales :
et :
Le volume molaire de la phase liquide idéale vaut :
Application à un mélange ternaire : un soluté et deux solvants
On considère un mélange liquide ternaire constitué d'un soluté et de deux solvants, notés et . Soient les coefficients d'activité du soluté à dilution infinie dans chacun des deux solvants et selon le modèle de Margules :
On suppose que l'enthalpie libre molaire d'excès du mélange ternaire est calculable selon l'extension du modèle de Margules[38] :
Les coefficients d'activité des trois corps sont donnés par[37] :
On pose :
À dilution infinie du soluté , soit , on a les limites :
avec l'enthalpie libre molaire d'excès du mélange de solvants en l'absence de soluté .
La fugacité du soluté à l'état de liquide pur est calculée selon[37] :
d'où :
et la constante de Henry du soluté dans le mélange ternaire :
Ainsi, lorsque le mélange de solvants est idéal, soit et , on retrouve l'équation idéale de Krichevsky.
Pour les deux solvants et on a :
d'où :
Ces expressions peuvent être étendues à des mélanges contenant plus de solutés et de solvants, avec . Il est alors pratique de négliger les interactions entre solutés si ceux-ci ne sont que faiblement concentrés, soit si et sont deux solutés :
Applications
Étude de la solubilité
La loi de Henry permet d'établir l'évolution de la solubilité en fonction de la pression et de la température dans ses limites d'application, pour rappel aux basses pressions et faibles solubilités.
En fonction de la pression
En dérivant, à température constante, l'expression de la loi de Henry par rapport à la pression, on obtient :
avec le volume molaire partiel du soluté à dilution infinie dans le solvant (voir le paragraphe Constante de Henry - Dépendance à la pression).
- Cas de la pression partielle constante
Si la pression partielle du soluté est maintenue constante et que l'on fait varier la pression totale par l'intermédiaire d'un tiers corps gazeux incondensable (non soluble dans le liquide), alors :
En conséquence, si est positif, c'est-à-dire si le volume du liquide augmente lors d'une dissolution de soluté , la solubilité diminue si la pression totale augmente à pression partielle du soluté constante.
- Cas du soluté seul en phase gaz
Si le soluté est seul en phase gaz, en l'absence d'inerte et le solvant n'étant pas volatil, la pression partielle du soluté est égale à la pression totale , soit , alors :
En application de la loi des gaz parfaits, aux basses pressions le volume molaire de la phase gaz vaut : . D'autre part, toujours aux basses pressions, le volume molaire de la phase gaz est très supérieur à celui d'un volume molaire partiel en phase liquide, soit , d'où :
Avec un point de solubilité connu on intègre à température constante :
Aux basses pressions, la solubilité augmente linéairement avec la pression totale lorsque le soluté est seul en phase gaz.
Le volume molaire d'un gaz diminue avec une augmentation de pression. Aux pressions élevées, lorsque le modèle des gaz parfaits ne s'applique plus, le volume molaire partiel n'est plus négligeable devant le volume molaire du gaz. On considère l'équation de Krichevsky-Ilinskaya (voir le paragraphe Mélanges binaires). Si seul le soluté se trouve en phase gaz, sa fugacité dans cette phase varie en fonction de la pression selon :
avec le volume molaire du soluté pur à l'état gazeux dans les conditions de pression et température du mélange. On peut considérer que le volume molaire partiel en phase liquide est indépendant de la pression. L'équation de Krichevsky-Ilinskaya donne par conséquent[39],[40] :
Lorsque , aux basses pressions, la solubilité augmente avec la pression, elle décroît lorsque aux très hautes pressions (lorsque le volume molaire de la phase gaz est faible). Ainsi, lorsque la solubilité atteint un maximum en fonction de la pression. Ceci a été vérifié expérimentalement pour la solubilité de l'azote dans l'eau, qui atteint à 18 °C un maximum à environ 3 000 atm[39],[40].
En fonction de la température
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/b3/Solubility-co2-water.png/250px-Solubility-co2-water.png)
En dérivant, à pression constante, l'expression de la loi de Henry par rapport à la température, on obtient :
avec l'enthalpie de dissolution du soluté dans le solvant (voir le paragraphe Constante de Henry - Dépendance à la température).
Que la pression partielle du soluté soit maintenue constante, ou que la phase gaz soit constituée du soluté seul, auquel cas , on obtient[42] :
Diverses formes de la solubilité en fonction de la température sont communément employées[21],[23] :
avec , , et des constantes empiriques spécifiques du couple « soluté - solvant ».
Aux basses pressions et températures, pour la plupart des gaz la dissolution est exothermique, soit , par conséquent la solubilité diminue lorsque la température augmente[19]. De nombreux gaz présentent un minimum de solubilité, la solubilité augmentant après avoir diminué lorsque la température augmente[43],[44]. Ainsi, aux basses pressions, le minimum de solubilité de l'hélium dans l'eau se situe à environ 30 °C, ceux de l'argon, de l'oxygène et de l'azote se situent entre 92 et 93 °C et celui du xénon à environ 114 °C[45].
Pressurisation des boissons gazeuses
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/64/Champagne_uncorking_photographed_with_a_high_speed_air-gap_flash.jpg/250px-Champagne_uncorking_photographed_with_a_high_speed_air-gap_flash.jpg)
Les boissons gazeuses sont maintenues sous une pression importante de dioxyde de carbone (CO2). On suppose qu'il n'y a que du CO2 dans le gaz, soit , la présence d'eau en phase gaz étant négligeable, soit . La pression partielle du CO2 vaut alors la pression totale : . Cette pression permet de dissoudre une grande quantité de gaz dans le liquide en vertu de la loi de Henry :
En ouvrant la bouteille la pression chute brusquement. Puisque est quasi constante, alors ne peut que diminuer : la solubilité du dioxyde de carbone chute. En conséquence, le CO2 dissout se désorbe en formant des bulles dans le liquide[5],[46].
Solubilité des gaz atmosphériques dans le sang
La composition de l'atmosphère est considérée comme constante : elle contient environ 20,9 % molaire d'oxygène O2 et d'autres gaz dont l'azote N2 très majoritaire, soit les fractions molaires = 0,209 et ≈ 0,791. Les pressions partielles d'oxygène et d'azote varient donc en proportion de la pression atmosphérique totale selon :
Les teneurs en oxygène et azote dissouts dans le sang, et , répondent à la loi de Henry et dépendent par conséquent directement de la pression atmosphérique :
En altitude, par exemple en montagne, la pression atmosphérique est plus basse qu'au niveau de la mer. La pression partielle en oxygène y est donc plus faible. En conséquence de la loi de Henry, la teneur en oxygène dissout dans le sang, , est plus basse en montagne qu'à des altitudes moins élevées. Cet état est appelé hypoxie et peut provoquer le mal aigu des montagnes si ces altitudes sont atteintes trop rapidement, sans acclimatation progressive (par exemple à l'atterrissage en montagne d'un avion parti du niveau de la mer)[47].
Au contraire, sous l'eau la pression est plus importante qu'au niveau de la surface. En un point où la pression est le double de la pression atmosphérique standard (c'est le cas à 10 m de profondeur), les solubilités des gaz, et , sont doublées par rapport à la surface. Un plongeur consomme l'oxygène mais stocke l'azote de l'air dissout dans son organisme. Lorsque le plongeur remonte vers la surface l'azote se désorbe en raison de la baisse de pression. Un accident de décompression survient si la remontée est trop rapide : le plongeur ne peut évacuer ce gaz par la respiration et l'azote forme des bulles dans le sang. Les bulles ainsi créées se dilatent dans les vaisseaux sanguins, toujours en raison de la baisse de pression (loi de Boyle-Mariotte), et peuvent provoquer une embolie gazeuse et le décès du plongeur[5],[48].
Constantes de Henry pour des gaz dissouts dans l'eau
Le tableau suivant donne quelques valeurs de la constante de Henry pour des gaz dissouts dans l'eau à 25 °C (298,15 K)[7].
Équation | ||||
---|---|---|---|---|
Unité | sans dimension | |||
Oxygène (O2) | 769,23 | 1,3×10−3 | 4,259×104 | 3,181×10-2 |
Hydrogène (H2) | 1282,05 | 7,8×10-4 | 7,099×104 | 1,907×10-2 |
Dioxyde de carbone (CO2) | 29,41 | 3,4×10-2 | 0,163×104 | 0,8317 |
Azote (N2) | 1639,34 | 6,1×10-4 | 9,077×104 | 1,492×10-2 |
Hélium (He) | 2702,7 | 3,7×10-4 | 14,97×104 | 9,051×10-3 |
Néon (Ne) | 2222,22 | 4,5×10-4 | 12,30×104 | 1,101×10-2 |
Argon (Ar) | 714,28 | 1,4×10-3 | 3,955×104 | 3,425×10-2 |
Monoxyde de carbone (CO) | 1052,63 | 9,5×10-4 | 5,828×104 | 2,324×10-2 |
Avec :
- la concentration du gaz en solution aqueuse (mol/l) ;
- la concentration du gaz en phase vapeur (mol/l) ;
- la pression partielle du gaz en phase vapeur (atm) ;
- la fraction molaire du gaz en solution aqueuse (sans dimension).
Notations
- Alphabet latin
- le paramètre du modèle d'activité de Margules ;
- la fugacité du corps en phase vapeur ;
- la fugacité du corps en phase liquide ;
- la fugacité du corps liquide pur ;
- l'enthalpie molaire partielle du soluté à dilution infinie dans le solvant ;
- l'enthalpie molaire du soluté à l'état de gaz parfait pur ;
- la constante de Henry du soluté dans le solvant ;
- la constante de Henry du soluté dans le solvant à ;
- la constante de Henry du soluté dans un mélange liquide multicomposant ;
- la pression ;
- la pression partielle du corps ;
- la pression de vapeur saturante du solvant ;
- le facteur de Poynting du soluté à dilution infinie dans le solvant liquide ;
- le facteur de Poynting du solvant liquide pur ;
- la constante universelle des gaz parfaits ;
- la température ;
- le volume molaire du soluté gazeux pur ;
- le volume de la solution liquide ;
- le volume molaire de la solution liquide ;
- le volume molaire partiel du corps dans le mélange liquide ;
- le volume molaire partiel du soluté à dilution infinie dans le solvant liquide ;
- le volume molaire du solvant liquide pur ;
- la fraction molaire du corps en phase gaz ;
- la fraction molaire du corps en phase liquide ;
- la quantité du corps rapportée à la quantité totale de solvants dans un mélange liquide multicomposant.
- Alphabet grec
- le coefficient d'activité du corps en phase liquide ;
- le coefficient d'activité du soluté à dilution infinie dans un mélange multicomposant liquide ;
- le coefficient d'activité du soluté à dilution infinie dans le solvant liquide ;
- le coefficient d'ajustement de la loi de Raoult pour le solvant dans un mélange multicomposant liquide ;
- l'enthalpie de dissolution du soluté dans le solvant ;
- le coefficient de fugacité du corps en phase gaz ;
- le coefficient de fugacité du soluté en phase liquide ;
- le coefficient de fugacité du solvant pur en phase gaz à .
Notes et références
Notes
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