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.

Figura 1. [William Henry] fue un químico y médico británico conocido por formular la ley de Henry, que establece que la cantidad de gas disuelto en un líquido es proporcional a su presión parcial. Sus investigaciones fueron fundamentales para la química física, la ingeniería química y el estudio de las disoluciones gaseosas.

Figura 2. [Rachel Lance] es una ingeniera biomédica e investigadora especializada en fisiología del buceo y medicina hiperbárica. Sus estudios sobre la ventilación pulmonar, la narcosis por nitrógeno y la enfermedad por descompresión han contribuido a mejorar la seguridad del buceo profundo mediante mejores equipos, mezclas respiratorias y protocolos de inmersión.

Modelo ideal

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 3. 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.

Modelo matemático

[Ley de Henry y su constante] Factor marcado [1] Forma de estado de la Ley de Henry [2] Constante de Henry [3] Forma de cambio de estado de la Ley de Henry Álgebra simbólica [1] Forma de estado de la Ley de Henry [2] Constante de Henry [3] Forma de cambio de estado de la Ley de Henry Nota: Cuando despejamos el ratio de concentraciones ci/oi para disoluciones ideales aparece la propiedad de indistinción de unidad de concentración, es decir, que el valor del ratio se conservará sin importar la unidad de concentración. Demostraciones [Demostración de la ley de Henry] Parámetros y unidades comunes \(c_i\) Concentración molar (mol/L) o (M); \(c^o_i\) Concentración molar estándar (mol/L) o (M) ; \(P_i\) Presión molar (atm); \(P^o_i\) Presión molar estándar (atm); \(k_H\) constante de Henry (mol / atm L) o (M / L). Los valores de la constante de Henry dependen de la sustancia y se encuentran en [Tabla de constantes de Henry]

Uno de los aspectos clave de esta ley es la presencia de una constante específica llamada constante de Henry kH, 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.

Figura 4. [Constantes de Henry]. La imagen muestra la relación lineal entre la solubilidad de gases y su presión parcial, ilustrando la ley de Henry. Cada gas presenta una pendiente distinta, reflejo de su constante de Henry y de sus interacciones con el solvente. O₂ es el más soluble, seguido de CO, N₂ y He.

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.

Extención a otras unidades de concentración

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.

Ejemplo 1.  Durante una misión submarina, el superagente Ethan Hunt desciende hasta el punto más profundo de una inmersión bajo aguas entre 0 y 4 °C. La variación de temperatura se considera poco significativa y se desprecia en la constante de Henry. A nivel del mar, la presión total es de 1.0 atm y la concentración de nitrógeno disuelto en la sangre es de 0.50 mmol/L. En el punto más profundo, la presión total alcanza 16.0 atm. Suponga que la proporción de nitrógeno en el aire respirado permanece constante a (0.78 = 78%). (a) Calcule la concentración de nitrógeno disuelto en la sangre de Ethan Hunt en el punto máximo de la inmersión, usando la relación proporcional de la ley de Henry. Luego compare el resultado con el valor de referencia de 6.0 mmol/L, considerado en este ejercicio como el límite a partir del cual aumenta significativamente el riesgo de formación de burbujas durante un ascenso rápido. (b) Determine si Ethan Hunt supera el valor de seguridad antes de iniciar un posible síndrome de descompresión. Etapa analítica. Usaremos la forma [3] de [Ley de Henry y su constante]. En este caso no es necesario calcular la cantidad de nitrógeno porque es la misma en ambas presiones, y al sacar el cociente dicho valor se cancelará, solo si es constante, cosa que indica el enunciado. Etapa numérica por factor marcado. El valor calculado es de 0.8 mM que es superior a 0.6 mM, por lo que hay riesgo de síndrome de descompresión. Etapa numérica por álgebra simbólica.

Aplicaciones

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.

Figura 5. El [traje de buceo] común protege del frío, pero no de la presión. El equipo SCUBA suministra aire a la misma presión del agua para permitir la respiración. La presión aumenta aproximadamente 1 atm cada 10 m de profundidad. Inmersiones extremas, como la de Mission: Impossible, requerirían equipos especiales o vehículos sumergibles.

 

Figura 6. [Síndrome de descompresión]. Durante el buceo profundo, el nitrógeno se disuelve en la sangre por el aumento de presión. Un ascenso rápido forma burbujas que producen síndrome de descompresión. En Mission: Impossible, la supervivencia de Ethan Hunt gracias a la hipotermia es principalmente ficticia. Tom Cruise afrontó riesgos reales de hipoxia, acumulación de CO₂ y agotamiento.

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.

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