Ley de Henry

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La Ley de Henry es una de las leyes más antiguas en la historia de la química de gases, formulada en 1803 por el científico británico William Henry. Esta ley describe el comportamiento de los gases disueltos en líquidos, estableciendo una relación directa entre la presión parcial de un gas y su concentración en una disolución líquida. En otras palabras, a mayor presión parcial del gas sobre el líquido, mayor será la cantidad de gas que se disolverá en él, y si esa presión parcial disminuye, el gas tenderá a escapar, reduciendo su concentración en la fase líquida.

Este principio se aplica específicamente a lo que se conoce como disoluciones ideales, un modelo teórico en el que se asume que las interacciones entre las partículas del soluto y del solvente son mínimas o despreciables. En este tipo de sistemas, las propiedades de la disolución, como la concentración del gas disuelto, pueden predecirse con alta precisión a partir de la presión parcial del gas que está en equilibrio con la disolución. Las disoluciones ideales son fundamentales para el estudio teórico de la química, ya que permiten establecer modelos matemáticos simples y proporcionales que describen fenómenos físicos complejos.

Figura 1. En la ley de Henry (izquierda), una baja presión atmosférica favorece un aumento en la presión de vapor, lo que provoca que el soluto volátil escape, ya que su solubilidad disminuye. Por el contrario (derecha), cuando la presión aumenta, contrarrestando la presión de vapor, el equilibrio favorece la disolución del gas, lo que hace que las sustancias regresen al estado líquido, lo que se interpreta como un aumento en la solubilidad.

En la práctica, este comportamiento es más evidente en disoluciones diluidas, donde la baja concentración de soluto garantiza un comportamiento más cercano al ideal. En cambio, en soluciones más concentradas, las interacciones intermoleculares aumentan y comienzan a alterar la linealidad de la relación presión-concentración, provocando un comportamiento no ideal. Sin embargo, incluso en sistemas reales, la Ley de Henry sigue siendo una herramienta útil para predecir la solubilidad de gases bajo distintas condiciones.

Figura 2.  La forma estática de la ley de Henry establece que la concentración de un gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a su presión parcial y depende de una constante específica para cada sustancia. Esta constante refleja la solubilidad del gas y varía con la temperatura, siendo esencial en procesos como la carbonatación, la depuración de aguas y la ingeniería química. Demostración.

Figura 2. La constante de Henry relaciona la concentración estándar de un gas disuelto con su presión parcial estándar en equilibrio. Usando condiciones de referencia como 1 atm y 298 K, permite predecir la solubilidad de gases en líquidos bajo supuestos de comportamiento ideal, siendo útil para comparar sistemas con pequeñas desviaciones respecto al estado estándar. Demostración.

Uno de los aspectos clave de esta ley es la presencia de una constante específica llamada constante de Henry $k_H$, que determina qué tanto se disuelve un gas bajo una presión dada. Esta constante varía de un gas a otro y también depende de factores como la temperatura. En general, al aumentar la temperatura, disminuye la solubilidad de los gases en los líquidos, lo que implica que la constante de Henry también cambia. Por eso, el comportamiento de gases como el oxígeno o el dióxido de carbono puede variar significativamente en soluciones acuosas a diferentes temperaturas, afectando procesos biológicos o industriales.

El valor de la constante de Henry también permite comparar la facilidad con que distintos gases se disuelven en un mismo líquido. Por ejemplo, el dióxido de carbono se disuelve más fácilmente en agua que el oxígeno, y esta diferencia es crucial en aplicaciones como la carbonatación de bebidas o en sistemas de respiración acuática. De hecho, muchas industrias aprovechan la Ley de Henry para diseñar sistemas de absorción y desgasificación, como ocurre en el tratamiento de aguas, en donde gases no deseados son eliminados mediante el control de presiones parciales.

Un ejemplo cotidiano de esta ley se encuentra en la fabricación de bebidas carbonatadas. En estas, el dióxido de carbono es disuelto a alta presión en el líquido. Mientras la botella permanece cerrada, el gas se mantiene en equilibrio disuelto. Sin embargo, al abrirla, la presión parcial del gas sobre el líquido disminuye bruscamente, y como resultado, el gas disuelto comienza a escapar en forma de burbujas, lo cual ilustra de manera clara la predicción que hace la Ley de Henry.

Otro campo donde esta ley tiene importancia crítica es en la medicina hiperbárica y en el buceo, donde se controla la presión de los gases respirados por los buzos. A grandes profundidades, la presión parcial de los gases aumenta, lo que hace que una mayor cantidad de gases como el nitrógeno se disuelvan en la sangre. Si el ascenso es demasiado rápido, la presión disminuye abruptamente y el gas disuelto puede formar burbujas en los tejidos, lo cual genera un riesgo severo conocido como mal de descompresión.

La Ley de Henry también es esencial para comprender procesos en fisiología, como el transporte de oxígeno y dióxido de carbono en la sangre. En los pulmones, donde la presión parcial del oxígeno es alta, este gas tiende a disolverse en el plasma sanguíneo; en cambio, en los tejidos, donde la presión parcial es menor, el oxígeno sale del plasma y se difunde hacia las células. Este fenómeno de intercambio gaseoso se fundamenta en el mismo principio de equilibrio presión-concentración descrito por Henry.

La Ley de Henry establece que la concentración de un gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas sobre dicho líquido, siempre que el sistema se comporte como una disolución ideal. Esta ley es uno de los fundamentos más antiguos de la química de gases, y su aplicación abarca desde procesos industriales hasta fenómenos biológicos y ambientales. A pesar de que en soluciones reales puede haber desviaciones, el modelo de Henry sigue siendo una herramienta indispensable para el diseño y la comprensión de múltiples sistemas físicos y químicos.

En una de las formas dinámicas de la Ley de Henry, se establece una proporción entre concentraciones que se mantiene constante mientras el sistema esté en equilibrio. Esta forma genera un ratio de concentración entre la fase gaseosa y la fase líquida, lo que significa que, sin importar si usamos mol/L, mol/kg, ppm u otra unidad, la relación entre ambas concentraciones permanece invariable siempre y cuando se mantenga el mismo tipo de unidad en numerador y denominador. Esta característica convierte a la forma dinámica de la ley en una herramienta sumamente versátil, permitiendo trabajar en distintas escalas y contextos sin perder la validez del modelo.

De manera análoga, en la forma estática de la Ley de Henry, también se puede utilizar cualquier unidad de concentración para expresar la cantidad de gas disuelto en un líquido, siempre que la constante de Henry esté definida en términos compatibles con la unidad empleada. Por ejemplo, si trabajamos con mol/L, entonces la constante de Henry debe tener unidades de mol/(L·atm); si usamos g/L, deberá expresarse en g/(L·atm), y así sucesivamente. Lo esencial es mantener una coherencia dimensional entre la unidad de concentración utilizada y la constante de proporcionalidad, lo cual asegura la validez matemática y conceptual de la ley.

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