Ley De Henry

1.2.4 Disoluciones ideales diluidas. Definición. Ley de
Henry. Propiedades termodinámicas. Solubilidad de
gases.
1.2.5 Disoluciones reales. Actividad y coeficiente de
actividad para disoluciones de no electrolitos.
Definición y clasificación de electrolitos. Actividad y
coeficiente de actividad para electrolitos. Fuerza
iónica.
1.3 Equilibrio de fases en sistemas
multicomponentes.

DisoluciónIdeal Diluida
Ley de Henry
Muchas disoluciones presentan una desviación grande del modelo
de la disolución ideal, por lo cual es necesario utilizar otro
modelo.
Este nuevo modelo fue descrito por William Henry.

1

1775-1836

I)

Descripción del Modelo de la
Disolución Ideal Diluida

Descripción molecular: Es cuando en una disolución no
electrolítica, la mayoría de las interacciones son lasdel
soluto-disolvente (S-D). Es decir:

XD L → 1
XSL → 0
II) Descripción fenomenológica: Cuando un soluto no electrolítico
está elevadamente diluido, la disolución se comporta como ideal.
En estas condiciones la disolución es regida por la ley de Henry,
donde la presión parcial del componente “i” (Pi) es igual al
producto de la constante de Henry (Ki), por su fracción molar en el
líquido (XiL).
LPi = KiX i

Ley de Henry
La presión influye muy poco en la solubilidad de un líquido o de un
sólido en un líquido, sin embargo, si afecta de manera importante
en la solubilidad de un gas en un líquido, siendo esta solubilidad
directamente proporcional a la presión que el gas ejerce en la
disolución.
Por esta razón en la ley de Henry se establece:
C = KP
Donde “C” es la concentración molar(mol/L), “P” es la presión del
gas (atm) y “K” es la constante de Henry (mol/atm L).

Ley de Henry
La concentración es directamente proporcional a la presión,
porque la cantidad de moléculas de gas que interacciona con la
superficie del líquido, y que por lo tanto puede disolverse, está en
función de la presión del gas.
Generalmente si el gas reacciona con el disolvente, la ley de Henry
presentaerrores, ya que se pueden formar iones (solutos
electrolíticos), haciendo que la disolución no se comporte
idealmente.
Por ejemplo : NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)
CO2(g) + H2O(l) ↔ 2H+(aq) + CO32-(aq) en ambos casos no se comportan
idealmente.

Observemos los Diagramas P-X
Propanona-Triclorometano

Acetona-Cloroformo

2
3

Diagramas P-X

B
A
C

3

En este diagrama de una
mezcla
de
acetonacon
Cloroformo, se puede observar
que el comportamiento real
del cloroformo es la línea A,
mientras que la línea B es el
comportamiento teórico que
predice la ley de Raoult, así
como la línea C es la
predicción de la ley de Henry.
Lo mismo sucede para el caso
de la acetona.

Diagramas P-X
Se puede notar como a presiones
bajas la ley de Henry modela mejor
el comportamiento real, mientras
que apresiones altas la ley de
Raoult es la que mejor se acomoda.
Una disolución cuando no tiene un
comportamiento ideal, presenta
desviaciones en las leyes de Raoult
y de Henry, las cuales pueden ser
desviaciones positivas y negativas.

3

Disoluciones No Ideales
Lo más común es que las disoluciones no se comporten
idealmente, ya que para que tienda a un comportamiento ideal se
requiere que lafracción molar del disolvente tienda a uno, para
que se pueda modelar el comportamiento a través de la ley de
Raoult o Henry. De tal manera que a continuación se muestran las
desviaciones que se pueden presentar.

Disolución Ideal

Desviación
Negativa

Desviación
Positiva

Disoluciones No Ideales
Las desviaciones se deben a que en la disolución se presentan
interacciones específicas entre lasmoléculas. Es decir, cuando las
interacciones soluto-disolvente son mayores a las soluto-soluto y
disolvente-disolvente, la desviación será negativa. Cuando las
interacciones soluto-disolvente son menores a las soluto-soluto y
disolvente-disolvente, la desviación será positiva. Con esto
debemos recordar que en una disolución ideal, las interacciones
soluto-disolvente son iguales a la soluto-soluto y...