Redigerer Henrys lov (avsnitt)

== Varianter av konstanter i Henrys lov ==
Henrys lov er oppkalt etter den britiske medisineren og kjemikeren William Henry (1774–1836).<ref>{{snl|Henryloven|Henryloven}}</ref>

Det er mange måter å definere proporsjonalitetskonstanten i Henrys lov. Disse kan deles inn i to grunnleggende typer: En mulighet er å sette den vandige [[Aggregattilstand|fasen]] i telleren og gassfase i nevneren, slik at en får [[brøk]]en væske/gass.<ref name="Sander2015">{{Citation|url=http://www.atmos-chem-phys.net/15/4399|title=Compilation of Henry's law constants (version 4.0) for water as solvent|first=R.|last=Sander|journal=Atmos. Chem. Phys.|volume=15|issue=8|pages=4399–4981|doi=10.5194/acp-15-4399-2015|year=2015|bibcode=2015ACP....15.4399S}}</ref> Dette resulterer i oppløselighetskonstanten i Henrys lov <math>H</math>. Verdien øker med økt løselighet. Alternativt kan teller og nevner bytte plass (gass/væske), noe som resulterer i at en forholder seg til konstanten for volatilitet (tendens til flyktighet) i Henrys lov <math>K_{\rm H}</math>. Verdien av <math>K_{\rm H}</math> avtar med økt løselighet.<ref name="Sander1999">{{Cite journal|volume=20|pages=1–31|last=Sander|first=R.|title=Modeling atmospheric chemistry: Interactions between gas-phase species and liquid cloud/aerosol particles|journal=Surv. Geophys.|date=1999|doi=10.1023/A:1006501706704}}</ref>

Det er flere varianter av begge disse grunnleggende fremstillingene. Årsaken er at det er oppstått mange måter for å beskrive sammensetningen av to faser. Typisk valg for den vandige fasen er molar konsentrasjon (<math>c_{\rm a}</math>), molalitet (<math>b</math>) og molart blandingsforhold (<math>x</math>). For gassfaser brukes ofte molar konsentrasjon (<math>c_{\rm g}</math>) og [[partialtrykk]] (<math>p</math>). Det er ikke mulig å bruke blandingsforholdet (<math>x</math>) for gassfasen, fordi det for et gitt blandeforhold for gassfase vil den vandige fasenkonsentrasjonen <math>c_{\rm a}</math> være avhengig av det totale trykket, dermed er forholdet <math>y/c_{\rm a}</math> ikke en konstant.<ref name="Sander1999"/> For å angi eksakt hvilken varianten av konstanten i Henrys lov som er benyttet, er to former for hevet skrift i brukt. De henviser til telleren og nevneren i definisjonen. For eksempel refererer  <math>H^{cp}</math> til løselighet i Henrys lov definert som <math>c/p</math>.

=== Konstanter for løselighet i Henrys lov <math>H</math> ===

==== Henry løselighet definert via konsentrasjon (<math>H^{cp}</math>) ====
Innenfor atmosfærekjemi defineres ofte Henry løseligheten som:

: <math>H^{cp} = c_\text{a} / p</math>.<ref name="Sander2015"/>

Der <math>c_\text{a}</math>er konsentrasjonen av et stoff i den vandige fasen og <math>p</math>er partialtrykket for stoffer i gassfase under likevektsforhold.

[[SI-systemet|SI-enhet]] for <math>H^{cp}</math>er mol/(m<sup>3</sup> Pa), men ofte blir enheten M/[[Pascal (enhet)|atm]] brukt siden <math>c_\text{a}</math>vanligvis er uttrykt i M (1 M=1&nbsp;mol/dm<sup>3</sup>), og <math>p</math> i atm (1 atm=101325 Pa).

==== Den dimensjonsløse Henry oppløseligheten <math>H^{cc}</math> ====
Løselighet uttrykt med Henrys lov kan også benevnes som det dimensjonsløse forholdet mellom den vandige fasens konsentrasjon <math>c_\text{a}</math>av et stoff og dens konsentrasjon av gassfase <math>c_\text{g}</math>:

: <math>H^{cc} = c_\text{a}/ c_\text{g}</math>.<ref name="Sander2015"/>

For en [[ideell gass]] er konverteringen:

: <math>H^{cc}= H^{cp}\times RT</math>,<ref name="Sander2015"/>

der <math>R</math> er [[gasskonstant]]en og <math>T</math> er temperaturen.

Noen ganger blir den dimensjonsløse konstanten kalt vann-luft partisjonskoeffisienten <math>K_\text{WA}</math>.<ref>{{Citation|title=Fate of Chemicals in the Environment|last=P.J. McCall}}</ref> Det er nært knyttet til de forskjellige, definisjoner av Ostwald-koeffisienten <math>L</math>som diskutert av Battino (1984).<ref name="Battino1984">{{Cite journal|volume=13|pages=563–600|last1=Battino|first1=R.|last2=Rettich|first2=T. R.|last3=Tominaga|first3=T.|title=The solubility of nitrogen and air in liquids|journal=J. Phys. Chem. Ref. Data|date=1984}}</ref>

==== Henry løselighet definert via vandig fase blandingsforholdet (<math>H^{xp}</math>) ====
En annen av løselighetskonstantene for Henrys lov er

: <math>H^{xp} = x / p</math> .<ref name="Sander2015"/>

Her <math>x</math> er molar blandingsforholdet i den vandige fasen. For en fortynnet vandig løsning for konvertering mellom <math>x</math> og <math>c_\text{a}</math> er:

: <math>c_\text{a} \approx x \frac{\varrho_\mathrm{H_2O}}{M_\mathrm{H_2O}}</math>,<ref name="Sander2015"/>

der <math>\varrho_\mathrm{H_2O}</math> er tettheten av vann og <math>M_\mathrm{H_2O}</math> er den molare massen av vann. Dermed fås:

: <math>H^{xp} \approx \frac{M_\mathrm{H_2O}}{\varrho_\mathrm{H_2O}} \times H^{cp}</math> .<ref name="Sander2015"/>

SI-enhet for <math>H^{xp}</math> er Pa<sup>−1</sup>, selv om atm<sup>−1</sup> er fortsatt mye brukt.<ref name="Sander2015"/>

==== Henry løselighet definert via molality (<math>H^{bp}</math>) ====
Det kan være en fordel å beskrive den vandige fasen i form av molaritet i stedet for konsentrasjon. Molaritet av en løsning endres ikke med <math>T</math>siden det refererer til ''massen'' av løsningsmidlet. Dette i motsetning til konsentrasjonen <math>c</math>som ikke endres med <math>T</math> siden tettheten av en løsning, og dermed dens volum, er temperaturavhengige. Å definere den vandige fasen sammensetning via molaritet har den fordelen at en hvilken som helst temperaturavhengighet av konstanten i Henrys lov er et reelt fenomen for løselighet. Ikke noe som er introdusert indirekte via en tetthetsendring av løsningen. Ved hjelp av molality kan Henrys løselighet defineres som

: <math>H^{bp} = b / p.</math>

Her brukes <math>b</math>som symbol for molaritet (i stedet for <math>m</math>) for å unngå forvirring med symbolet <math>m</math> for masse. SI-enhet for <math>H^{bp}</math>er mol/(kg Pa). Det er ingen enkel måte å beregne <math>H^{cp}</math> fra <math>H^{bp}</math>siden konvertering mellom konsentrasjon <math>c_\text{a}</math>og molaritet <math>b</math>omfatter alle oppløsninger av en løsning. For en løsning med total <math>n</math> oppløsninger med indekser <math>i=1,\ldots,n</math> er konverteringen:

: <math>c_\text{a} = \frac{b \varrho}{1 + \sum_{i=1}^{n} b_i M_i},</math>

der <math>\varrho</math> er tettheten av løsningen, og <math>M_i</math> er de molar massene. Her er <math>b</math> identisk med en av <math>b_i</math>i nevneren. Hvis det er bare ett oppløst stoff, kan ligningen forenkles til

: <math>c_\text{a} = \frac{b \varrho}{1 + bM}.</math>

Henrys lov er kun gyldig for fortynnede løsninger der <math>bM \ll 1</math> og <math>\varrho \approx \varrho_\mathrm{H_2O}</math>. I dette tilfellet kan konvertering reduserer ytterligere til

: <math>c_\text{a} \approx b \varrho_\mathrm{H_2O},</math>

og dermed

: <math>H^{bp} \approx H^{cp} / \varrho_\mathrm{H_2O}.</math>

==== Bunsen-koeffisienten <math>\alpha</math> ====
I henhold til Sazonov og Shaw er den dimensionsløse Bunsen-koeffisient <math>\alpha</math> definert som volumet av mettet gass, V1, redusert til T° = 273,15 K, s° = 1 bar, som er absorbert av volumenheten V<sub>2</sub>* av ren oppløsning ved temperaturen ved målingen og partielt trykkfall på 1 bar.<ref name="SazonovShaw2006">{{Kilde bok|tittel=Introduction to IUPAC-NIST Solubilities Database|etternavn=Sazonov, V P & Shaw, DG|verk=nist.gov|besøksdato=6. juli 2019 |kapittel=Introduction to the Solubility Data Series: 1.5.2. §Physicochemical Quantities and Units, A note on nomenclature, points 10 and 11|kapittel-url=http://srdata.nist.gov/solubility/intro.aspx}}</ref> Hvis gassen er ideelt og trykket kansleres ut er konvertering til <math>H^{cp}</math>gitt ved

: <math>H^{cp} = \alpha \times \frac{1}{R T^\text{STP}}</math>

med <math>T^\text{STP}</math> = 273,15 K. I henhold til denne definisjonen er omregningsfaktoren ikke temperaturavhengig. Uavhengig av temperaturen som Bunsenkoeffisienten viser til, så er temperaturen 273,15 K alltid brukt for konvertering. Bunsen-koeffisienten som er oppkalt etter [[Robert Wilhelm Bunsen|Robert Bunsen]], har blitt brukt hovedsakelig i eldre litteratur.

=== Henrys lov og oppløsningskonstanter <math>K_\text{H}</math> ===
==== Oppløselighet i Henrys lov definert via vandig fase blandingsforholdet (<math>K_\text{H}^{px}</math>) ====
En vanlig måte å definere en Henry volatilitet er å dele partialtrykket av den vandige fasens konsentrasjon:

: <math>K_\text{H}^{pc} = p / c_\text{a} = 1 / H^{cp}.</math>

SI-enhet for <math>K_\text{H}^{pc}</math> er Pa m<sup>3</sup>/mol.

==== Oppløselighet i Henrys lov definert via blandingsforholdet (<math>K_\text{H}^{px}</math>) for vandig fase ====
En annen Henry volatilitet er

: <math>K_\text{H}^{px} = p / x = 1 / H^{xp}.</math>

SI-enhet for <math>K_\text{H}^{px}</math> er Pa. Men atmosfæretrykk er fortsatt mye brukt.

==== Den dimensjonsløse oppløseligheten <math>K_\text{H}^{cc}</math>i Henrys lov ====
Oppløselighet for Henrys lov kan også uttrykkes som det dimensjonsløse forholdet mellom gass-fase konsentrasjon <math>c_\text{g}</math> av et stoff og dets vandige fasekonsentrasjon <math>c_\text{a}</math>:

: <math>K_\text{H}^{cc} = c_\text{g}/ c_\text{a} = 1 / H^{cc}.</math>

I [[kjemiteknikk]] og [[miljøkjemi]] er denne dimensjonsløse konstanten er ofte kalt luft–vann partisjoneringskoeffisienten <math>K_\text{AW}</math>.