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Lois des gaz

La loi de Henry

La loi de Henry

La loi de Henry est un principe fondamental en chimie et en physique qui établit une relation importante entre la concentration d'un gaz dans une solution et sa pression partielle dans l'espace au-dessus de la solution.

Nommée d'après le chimiste britannique William Henry, qui l'a proposée pour la première fois au XIXe siècle, cette loi s'est avérée un outil crucial pour comprendre et manipuler le comportement des gaz dissous dans les liquides.

Définition de la loi de Henry

La loi de HenryLa loi de Henry décrit comment la concentration d'un gaz dissous dans un liquide est directement proportionnelle à la pression partielle du gaz dans la phase gazeuse au-dessus de la solution. Autrement dit, à température constante, la concentration d'un gaz dans une solution augmente linéairement avec la pression du gaz.

La définition de cette loi n'est valable que dans des conditions idéales, c'est-à-dire lorsqu'il n'y a pas d'interactions significatives entre les molécules de gaz et les molécules de solvant, et lorsque la température reste constante. Dans des conditions réelles, des écarts par rapport à la loi de Henry peuvent se produire en raison d'interactions moléculaires et de changements de température.

Formule

Cette relation est exprimée par l'équation :

C = k * P

Où:

  • C est la concentration du gaz dans la solution qui est généralement exprimée en molarité (moles par litre), donc l'unité commune est molaire (M)

  • P est la pression partielle du gaz en phase gazeuse au-dessus de la solution exprimée en atmosphères (atm)

  • k est la constante de Henry qui dépend de la nature du gaz, du solvant et de la température. La constante de Henry aura des unités de M/atm.

Constante de Henry

La constante de Henry (k) est une constante spécifique pour chaque gaz et solvant à une température donnée. Il représente le rapport entre la concentration d'un gaz dissous dans un liquide et sa pression partielle dans la phase gazeuse au-dessus de la solution.

Vous trouverez ci-dessous un tableau avec des exemples de constantes de Henry pour certaines substances courantes dans l'eau à 25°C :

Substance

Formule chimique

Constante de Henry (k) dans l'eau à 25°C (M/atm)

Oxygène

O₂

1,3×10 −3

Dioxyde de carbone

CO₂

3,3x10-2

Azote

N₂

6,1×10 −4

Hydrogène

H₂

7,6x10-4

Ammoniac

NH₃

5,6×10 −2

Méthane

CH₄

1,2×10 −3

Dioxyde de soufre

SO₂

5,6×10 −2

Exemples

Voici quelques exemples de la loi de Henry en action :

Exemple 1 : Oxygène dissous dans l'eau

Supposons que nous ayons un récipient rempli d'eau à 25°C et que nous exposions la surface de l'eau à l'air atmosphérique, qui contient de l'oxygène (O₂) à une pression partielle de 0,21 atm (la fraction molaire de l'oxygène dans l'air).

Selon la loi de Henry, la concentration d'oxygène dissous dans l'eau augmentera directement proportionnellement à la pression partielle d'oxygène. Si la constante de Henry pour l'oxygène dans l'eau est de 1,3×10−3  M/atm (comme mentionné dans le tableau ci-dessus), nous pouvons calculer la concentration d'oxygène dans l'eau :

Concentration en O₂ = k * P

Concentration en O₂ = (1,3×10−3  M/atm) * (0,21 atm) = 2,73×10−4  M

Par conséquent, la concentration d'oxygène dissous dans l'eau sera d'environ 2,73×10−4 moles par litre.

Exemple 2 : Dioxyde de carbone dans une boisson gazeuse

La loi de HenryDans une boisson gazeuse comme le soda, le dioxyde de carbone (CO₂) se dissout dans le liquide sous haute pression pendant le processus de carbonatation. Au fur et à mesure que la canette ou la bouteille est ouverte, la pression sur la boisson diminue et le CO₂ commence à s'échapper sous forme de bulles.

La quantité de CO₂ dissoute dans la boisson suit la loi de Henry. Plus la pression exercée sur la boisson est élevée (par exemple lorsqu'elle est hermétiquement fermée), plus la concentration de CO₂ dissous est élevée. Lorsque la pression est relâchée (en ouvrant le bidon), le CO₂ est libéré sous forme de bulles.

Exemple 3 : Solubilité de l'azote dans l'eau

L'azote (N₂) est un autre gaz qui montre la loi de Henry en action. À basse température et à haute pression, l'azote peut se dissoudre dans l'eau en quantités importantes.

Par exemple, dans la fabrication de boissons gazeuses, l'azote liquide à haute pression est utilisé pour imprégner les liquides d'azote dissous. À mesure que la pression diminue, de l'azote est libéré, ce qui peut créer des bulles et des effets visuels intéressants.

Applications scientifiques

La loi de HenryLa loi de Henry a un large éventail d'applications dans divers domaines, notamment la chimie, la biologie, le génie chimique et la géologie.

Certaines de ses applications les plus notables incluent :

  • Chimie analytique – En chimie analytique, elle est utilisée pour déterminer la concentration d'un gaz spécifique dans un échantillon liquide.
  • Biologie et physiologie : dans ce domaine, elle est appliquée à la loi des gaz parfaits et de la respiration. Par exemple, dans le sang humain, la concentration d'oxygène dissous et de dioxyde de carbone suit la loi de Henry, essentielle au transport de l'oxygène des poumons vers les tissus et à l'élimination du dioxyde de carbone.
  • Génie chimique : Dans l'industrie chimique et de transformation, il est utilisé pour concevoir et exploiter des systèmes d'absorption et de désorption de gaz.
  • Géologie : En géologie, il est appliqué à l'étude de la solubilité des gaz dans les liquides géologiques, comme la solubilité des gaz dans les eaux souterraines.

Limites et écarts de la loi de Henry

Malgré son utilité, la loi de Henry présente d'importantes limites.

L'une des principales limites est qu'elle n'est pas valable à toutes les températures et pressions. À haute pression et basse température, les interactions entre les molécules de gaz et le solvant deviennent importantes, ce qui peut entraîner des écarts importants par rapport à la loi.

De plus, certains gaz peuvent présenter une solubilité limitée dans certains solvants en raison de la formation de réactions chimiques ou de l'apparition de changements de phase.

Auteur :

Date de publication : 27 septembre 2023
Dernier examen : 30 novembre 2023