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Concept
Loi de Henry
Résumé
En physique, et plus particulièrement en thermodynamique, la loi de Henry, établie empiriquement par le physicien britannique William Henry en 1803, énonce que :
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 ) et à des pressions de moins de (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.
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 :
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), 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.
Source officielle
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