Químico Inglés, hijo de Thomas Henry (1734-1816), un boticario y escritor de la química , nació en Manchester. Nació el 02 de diciembre de 1775. Comenzó a estudiar medicina en Edimburgo en 1795, teniendo su título de médico en 1807, pero la mala salud interrumpió su práctica como médico, y dedicó su tiempo principalmente a la investigación química, especialmente en lo que se refiere a los gases. Uno de sus conocidos trabajos (Phil. Trans., 1803) describe los experimentos sobre la cantidad de gases absorbidos por el agua a diferentes temperaturas y bajo diferentes presiones, la conclusión a la que llegó ("la ley de Henry") es que el agua "se compone de gas condensado por uno, dos o más ambientes adicionales, una cantidad que, normalmente comprimido, sería igual a dos, tres, y cuatro. el volumen absorbido por la presión común de la atmósfera . " Otros de sus papeles de acuerdo con el análisis de gas, extinción de la humedad , gas de alumbrado, la composición del ácido clorhídrico y de amoniaco , otros mórbida concreciones y urinario, y los poderes desinfección de calor. Su Elementos de Química Experimental (1799) disfrutó considerable boga en su día, pasando por 11 ediciones en 30 años. Murió en Pendlebury, cerca de Manchester, el 02 de septiembre 1836.
Agua con gas no es sólo el contenido de la botella que usted compra en el supermercado o las burbujas que salen del condensador. El simple contacto de un gas o una mezcla de gases que contienen un líquido que hace que parte de este gas se disuelve en el agua. Usted puede encontrar esto extraño, pero te garantizo que los peces, por ejemplo, gracias a esto es que se puede obtener oxígeno para su respiración.
Recuerde lo siguiente: un gas tiene sus moléculas en constante movimiento y por lo tanto, estas moléculas chocan con los obstáculos que encuentran en el camino. Cuando el obstáculo es que el gas es la superficie de un líquido, en ocasiones, las moléculas con una velocidad de poco más puede penetrar en el líquido, momento de su disolución.
Como vivimos en un planeta rodeado de una atmósfera de gases , líquidos, a menos que las condiciones especiales muy de almacenamiento, siempre están en contacto con el gas, haciendo que se disuelve parte de él siempre. Por lo tanto el contacto con la atmósfera es garantizar que una parte del oxígeno se agota en los océanos y dar soporte a la respiración de la vida marina.
K= C
P
Donde:
P= es la presión parcial del gas.
C= es la concentración del gas.
K= es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.
Constantes de la ley de Henry para gases a 298 K, K/Torr
| AGUA | BENCENO | ||
| CH4 | 3,14 x 105 | | 4,27 x 105 |
| CO2 | 1,25 x 106 | | 8,57 x 104 |
| H2 | 5,34 x 107 | | 2,75 x 106 |
| N2 | 6,51 x 107 | | 1,79 x 106 |
| O2 | 3,30 x 107 | | |
A medida que el gas entra en el líquido?
- La presión de gas: cuanto mayor es la presión que ejerce un gas, mayor es el número y la fuerza de las colisiones de las moléculas de obstáculos. Si las colisiones son más frecuentes y más fuertes, más capaces de penetrar en las moléculas del líquido.
Recuerde lo que sucede cuando se abre una botella de refresco. Aliviando la presión del gas mediante la apertura de la tapa, menos se mantendrá gas disuelto, por lo tanto, la aparición inmediata de burbujas en el refrigerante.
- Temperatura del líquido: la temperatura tiene que ver con el grado de agitación molecular, ¿verdad? El más optimista, más rápido. ¿Cuánto más rápido más fácil de romper las "barreras" a su paso. Cuando el líquido está caliente, todas las moléculas de los casos, incluidos los gases disueltos, son los más activos, por lo que es más fácil escapar del líquido y por lo tanto más difíciles de disolver un gas en el mismo.
Una vez más el condensador: ¿Alguna vez has notado que un refresco frío tiene más de gases disueltos que el calor? Observe la cantidad de burbujas que se presentan e incluso para la producción de espuma cuando se coloca en un vaso. No hay que confundir una cosa: las burbujas de gas disuelto consisten, es en forma gaseosa.
- Agitar la superficie del líquido: la más agitada de la superficie del líquido es más fácil para las moléculas de gas entrar o salir de él (el intercambio de gases), porque el más fácil será romper la tensión superficial. Esto es lo que sucede cuando abrimos una botella de refresco después de revolver.
Este efecto es poco conocida y utilizada en los acuarios. Cuando ponemos una piedra de aire conectado a una bomba de aire pequeños en el acuario, muchos piensan que las burbujas que salen de la piedra es que ellos son responsables de introducir el gas en el agua. En realidad, estas burbujas sirven para agitar la superficie del agua y facilitar el intercambio de gases con la atmósfera.
Problemas en el intercambio de gases
Algunas situaciones pueden causar problemas al interferir con el intercambio de gases o incluso la existencia de tales intercambios. Un derrame de petróleo en el mar hace que la aparición de una "película de protección" en la superficie del agua que impide el intercambio de gases con la atmósfera. El océano es privado de oxígeno y saturado de dióxido de carbono, que no es muy interesante para la vida marina.
La concentración de contaminantes en la atmósfera también puede influir en una muy perjudicial. Gases como el dióxido de carbono (CO 2 ) y otros óxidos, como el azufre y el nitrógeno se combinan con agua de lluvia que resulta en una solución ácida, de ahí su nombre la lluvia ácida .
La concentración de contaminantes en la atmósfera también puede influir en una muy perjudicial. Gases como el dióxido de carbono (CO 2 ) y otros óxidos, como el azufre y el nitrógeno se combinan con agua de lluvia que resulta en una solución ácida, de ahí su nombre la lluvia ácida .
co2 + H2O = H2CO3
Ley de Henry y su estudio es fundamental para la fabricación de agua mineral y otras bebidas carbonatadas, así como las cuestiones ambientales.
LEY DE HENRY
DEFINICIÓN
"La cantidad de gas disuelta en un liquido a una determinada temperatura es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el liquido."Los líquidos pueden llevar gases disueltos en su seno, es decir que esta unión es tan íntima que a simple vista no distinguimos la forma gaseosa de la forma líquida.
Así la cantidad de gas que puede albergar un líquido dependerá de la temperatura, de la presión a la que está sometido el sistema líquido-gas, de la naturaleza del gas para ser absorbido (solubilidad) y la capacidad del gas para absorber gases.
Cuanto mayor sea la presión parcial de un gas sobre un líquido mayor cantidad de gas absorberá el líquido. A menor temperatura la capacidad del gas para absorber gases aumenta, por el contrario con el aumento de temperatura el liquido disminuirá su capacidad para absorber gases. Esto es lo que pasa cuando hervimos agua y comprobamos que salen burbujas, que no es otra cosa que el gas que lleva disuelto y que el aumento de temperatura le obliga a liberarlo. También la naturaleza de los líquidos es un factor importante, ya que unos son capaces de absorber más gas que otros. Por ejemplo: el nitrógeno es cinco veces más soluble en la grasa que en el agua.
Así según en qué estado esté el proceso de absorción de gases se pueden establecer los siguientes estados en los líquidos (o tejidos):
Insaturado: Cuando el líquido es capaz de absorber más gas. La presión parcial que el gas ejerce sobre el líquido es mayor que la tensión (presión del gas disuelto en el líquido) de ese gas.
Saturado: Existe un equilibrio y la cantidad de gas que absorbe el líquido es la misma que elimina. La presión parcial del gas es igual a la tensión.
Sobresaturado: La cantidad de gas contenida en el líquido es superior a la que puede absorber y por lo tanto libera el exceso de gas. La presión parcial del gas es menor que la tensión del mismo.
Apenas podemos imaginar la complejidad para estos cálculos cuando utilizamos mezclas de gases inertes en una inmersión, ya que en determinados momentos podemos estar saturados de un gas e insaturado del otro gas.
El siguiente video nos explica de manera práctica lo que nos dice la Ley de Henry
APLICACIONES
Esto sirve para hacer los cálculos de absorción de gases inertes (nitrógeno, helio, hidrógeno, etc.) en los distintos tejidos del cuerpo humano, y que junto con la teoría de Haldane es la base de las tablas de descompresión.
La ley de Henry explica, por ejemplo, la narcosis nitrogenada, o intoxicación que se manifiesta en los buceadores que respiran aire en botellas cuando la presión por la profundidad disuelve grandes cantidades de nitrógeno en la sangre. Altas concentraciones de este gas producen un efecto narcotizante. Además, la ley de Henry también explica porqué al retornar a la superficie los buceadores deben subir escalonadamente para permitir que el nitrógeno disuelto en la sangre se libere al disminuir la presión. De no hacerlo así, el buceador corre el riesgo de experimentar los síntomas de la descompresión, resultantes de las burbujas de gas que se desprenden de la sangre al retornar a la presión atmosférica.
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
Problema 1. La constante de la ley de Henry para el CO2 a 25 ºC es pKH=1.46. Calcúlese el pH de un agua para la que se establece el equilibrio con presiones parciales de CO2 de a) 10-6 atm, b) 10-4 atm; c) 102 atm. Calcúlese también la solubilidad del CO2 en cada caso.
Solución:
Hay que considerar que, a nuestros efectos, el CO2 disuelto se integra en el H2CO3, por lo que la constante de la ley de Henry en realidad corresponde al equilibrio:
Problema 1. La constante de la ley de Henry para el CO2 a 25 ºC es pKH=1.46. Calcúlese el pH de un agua para la que se establece el equilibrio con presiones parciales de CO2 de a) 10-6 atm, b) 10-4 atm; c) 102 atm. Calcúlese también la solubilidad del CO2 en cada caso.
Solución:
Hay que considerar que, a nuestros efectos, el CO2 disuelto se integra en el H2CO3, por lo que la constante de la ley de Henry en realidad corresponde al equilibrio:
CO2(g) + H2O = H2CO3
O, lo que es lo mismo, disolver CO2 en agua equivale a disolver ácido carbónico. Evidentemente, habrá que considerar la disociación del ácido:
H2CO3= + H+ pK=6.3
Pero no la disociación del bicarbonato, ya que al haber disuelto ácido carbónico el pH será menor que 7, esto es, mucho menor que el segundo pK de disociación.
Si añadimos a las reacciones anteriores la autoionización del agua, podemos construir una tabla con las especies: H+, OH–, CO2(g), H2CO3 y , y los componentes H+ y CO2.
Elegimos el gas como componente porque no conocemos su concentración de partida, ya que su actividad es constante e igual a su presión parcial y, como no conocemos el volumen de la fase gaseosa, no podemos conocer la concentración de partida del gas, ni la final. Eligiendo el gas como componente nos aseguramos de que éste sólo aparezca en una columna y así podemos utilizar el resto de los balances molares para calcular las demás concentraciones.
De aquí se pueden obtener dos ecuaciones de balance molar:
TOTH+ = [H+]-[OH–]-[ ] = 0
TOTCO2 = [H2CO3]+ [ ]+[CO2(g)] = [ ]T
Por otra parte, las expresiones de las constantes de equilibrio son:
=10-1.46 =10-6.3
De la primera expresión se puede deducir que, para una presión parcial dada de gas, la concentración de H2CO3 es constante, independientemente de los equilibrios en los que se vea implicado el ácido carbónico (lo que es otra forma de enunciar la ley de Henry). Así pues:
[H2CO3]=10-1.46·PCO2
Además, como estamos en medio ácido, podemos despreciar [OH–] y tenemos:
[H+]=[ ]
Sustituyendo en la constante de disociación:
Si añadimos a las reacciones anteriores la autoionización del agua, podemos construir una tabla con las especies: H+, OH–, CO2(g), H2CO3 y
Elegimos el gas como componente porque no conocemos su concentración de partida, ya que su actividad es constante e igual a su presión parcial y, como no conocemos el volumen de la fase gaseosa, no podemos conocer la concentración de partida del gas, ni la final. Eligiendo el gas como componente nos aseguramos de que éste sólo aparezca en una columna y así podemos utilizar el resto de los balances molares para calcular las demás concentraciones.
De aquí se pueden obtener dos ecuaciones de balance molar:
TOTH+ = [H+]-[OH–]-[
TOTCO2 = [H2CO3]+ [
Por otra parte, las expresiones de las constantes de equilibrio son:
De la primera expresión se puede deducir que, para una presión parcial dada de gas, la concentración de H2CO3 es constante, independientemente de los equilibrios en los que se vea implicado el ácido carbónico (lo que es otra forma de enunciar la ley de Henry). Así pues:
[H2CO3]=10-1.46·PCO2
Además, como estamos en medio ácido, podemos despreciar [OH–] y tenemos:
[H+]=[
Sustituyendo en la constante de disociación:
[H+]2=10-6.3x10-1.46xPCO2
De donde se pueden obtener el pH y las concentraciones de todas las especies:
Podemos evaluar el error cometido en TOTH+ a partir de la diferencia entre los términos positivos y negativos de la ecuación, esto es, comparando la concentración de protones con la suma de hidroxilos y bicarbonatos. Así, la diferencia entre ambos será [OH–]. Para el caso a):
[H+]=1.32·10-7
[OH–]=7.57·10-8
error=(7.57·10-8/1.32·10-7)x100=57.4%
Como este error no es admisible, modificaremos la concentración de protones con las calculadas de OH– y bicarbonatos:
[H+]=1.32·10-7+7.57·10-8=2.077·10-7 (pH=6.68)
Ahora calculamos las otras concentraciones:
[
[OH–]=4.81·10-8
error=
Sigue siendo muy elevado, por lo que de nuevo modificamos la concentración de protones que es ahora:
[H+]=1.318·10-7
con lo que volvemos a obtener la concentración de partida de iones H+ y el método de cálculo oscila entre dos valores. Esto es debido a que estamos muy próximos a la neutralidad y las concentraciones de H+ y OH– son muy parecidas. Podemos utilizar una alternativa para el cálculo. Simplemente escribiremos:
[OH–]=10-14/[H+]
con lo que despejando en TOTH+ tenemos:
o, lo que es lo mismo,
[H+]2=2.78·10-14
[OH–]=6·10-8
[
siendo ahora el error del orden del 1%. Los errores cometidos en el resto de los casos son menores que el
1% y los cálculos son correctos.
La solubilidad del CO2 vendrá dada por la suma de las concentraciones de todas las especies carbonatadas, en este caso, del H2CO3 y del :
Alternativamente, podemos mejorar el método iterativo de la forma que sigue. Los dos valores de [H+] entre los que oscilan las soluciones aproximadas son 1.32·10-7 y 2.08·10-7. Tomamos como siguiente valor la media entre los anteriores: 1.7·10-7
La solubilidad del CO2 vendrá dada por la suma de las concentraciones de todas las especies carbonatadas, en este caso, del H2CO3 y del
Alternativamente, podemos mejorar el método iterativo de la forma que sigue. Los dos valores de [H+] entre los que oscilan las soluciones aproximadas son 1.32·10-7 y 2.08·10-7. Tomamos como siguiente valor la media entre los anteriores: 1.7·10-7
Ahora calculamos las otras concentraciones:
[ ]= =1.02·10-7
[OH–]=5.9·10-8
[H+]=1.02·10-7+5.9·10-8=1.61·10-7 pH=6.79
error= x100=5.3%
con lo que nos hemos aproximado drásticamente a nuestro valor. Promediamos de nuevo con nuestro anterior valor de partida:
[H+]=(1.7·10-7+1.61·10-7)/2=1.655·10-7 pH=6.78
[OH- ]= ==1.05·10-7
[OH–]=6.04·10-8
error= x100=0.06%
[
[OH–]=5.9·10-8
[H+]=1.02·10-7+5.9·10-8=1.61·10-7 pH=6.79
error=
con lo que nos hemos aproximado drásticamente a nuestro valor. Promediamos de nuevo con nuestro anterior valor de partida:
[H+]=(1.7·10-7+1.61·10-7)/2=1.655·10-7 pH=6.78
[OH-
[OH–]=6.04·10-8
error=
Problema 2. Se puede considerar que la presión parcial del CO2 en la atmósfera promedio es 10-3.5 atm. Calcúlese el pH de una disolución de NaOH 0.1 M que se deja equilibrar con la atmósfera y compárese con el pH teórico en ausencia de CO2 atmosférico. La constante de la ley de Henry para el CO2 a 25 ºC es pKH=1.46.
Solución:
El pH teórico que tendría la disolución corresponde al contenido de iones H+ de un agua pura en la que la concentración de OH– es 0.1 M, esto es,
[H+]=10-14/0.1=10-13 pH=13
Insistimos en que la constante de la ley de Henry en realidad corresponde al equilibrio:
CO2(g) + H2O = H2CO3
Con lo que disolvemos ácido carbónico en una concentración de:
[H2CO3]=10-1.46x10-3.5=10-4..96=1.1·10-5
y esta concentración se mantiene constante e independiente del pH del sistema, con lo que consideraremos de aquí en adelante que esta es la concentración de ácido carbónico en un agua en equilibrio con una atmósfera promedio. Además, puesto que la concentración de ácido carbónico es apreciable, el pH no puede ser excesivamente básico, con lo que generalmente la especie dominante será el bicarbonato.
Evidentemente, habrá que considerar las disociaciones sucesivas del ácido carbónico:
H2CO3= + H+ pK=6.3
= + H+ pK3=10.3
Además, la disociación del reactivo de partida queda:
NaOH → Na+ + OH–
Si añadimos a las reacciones anteriores la autoionización del agua, podemos construir una tabla con las especies: H+, OH–, Na+, CO2(g), H2CO3, y , y los componentes H+, CO2 y Na+. De nuevo elegimos el gas como componente, ya que no conocemos su concentración de partida. Además, como no nos interesa la concentración de Na+ no estableceremos su balance molar y por tanto lo obviaremos de la tabla que queda:
De aquí se pueden obtener dos ecuaciones de balance molar:
TOTH+ = [H+]-[OH–]-[ ]-2[ ] =- [NaOH]T=-0.1
TOTCO2 = [H2CO3]+[ ]+[ ]+[CO2(g)] = [CO2]T
Por otra parte, las expresiones de las constantes de equilibrio son (además de la ley de Henry, que ya hemos utilizado):
=10-6.3 =10-10.3
Es evidente que las especies dominantes en el balance molar del protón deben aparecer con signo negativo. Podríamos pensar que la especie dominante es el carbonato:
2[ ]=0.1
Dado que conocemos la concentración de ácido carbónico, podemos expresar la del ion bicarbonato en función de la del ion H+ y la del carbonato en función de ésta:
Utilizando esta segunda ecuación tenemos que la concentración de protones debe ser:
[H+]=3.71·10-11 (pH=10.43)
pero este pH está muy próximo al segundo pK y la concentración de bicarbonato no sería despreciable. Si suponemos que la especie dominante es el bicarbonato:
[ ]=0.1
y utilizando la primera ecuación:
[H+]=5.5·10-11 (pH=10.26)
con lo que el carbonato no sería despreciable. Sólo nos queda no despreciar ninguna de las dos concentraciones. Aunque en estas condiciones la concentración de OH– será despreciable, vamos también a incluirla, por rigor, con lo que tenemos:
[OH–]=10-14/[H+]
Y la ecuación queda: =0.1
Esta expresión se puede escribir como una ecuación de segundo grado cuya solución es:
[H+]=1.06·10-10 pH=9.97
Hay que destacar que el hecho del equilibrio atmosférico ha dado lugar a que los iones OH– se hayan transformado en carbonato y bicarbonato, tras disolverse una cantidad importante de CO2. Esto se conoce como carbonatación de las disoluciones de sosa (y de cualquier otro hidróxido), por lo que es muy recomendable trabajar con disoluciones recién preparadas y aisladas en lo posible de la atmósfera.
[H+]=10-14/0.1=10-13 pH=13
Insistimos en que la constante de la ley de Henry en realidad corresponde al equilibrio:
CO2(g) + H2O = H2CO3
Con lo que disolvemos ácido carbónico en una concentración de:
[H2CO3]=10-1.46x10-3.5=10-4..96=1.1·10-5
y esta concentración se mantiene constante e independiente del pH del sistema, con lo que consideraremos de aquí en adelante que esta es la concentración de ácido carbónico en un agua en equilibrio con una atmósfera promedio. Además, puesto que la concentración de ácido carbónico es apreciable, el pH no puede ser excesivamente básico, con lo que generalmente la especie dominante será el bicarbonato.
Evidentemente, habrá que considerar las disociaciones sucesivas del ácido carbónico:
H2CO3=
Además, la disociación del reactivo de partida queda:
NaOH → Na+ + OH–
Si añadimos a las reacciones anteriores la autoionización del agua, podemos construir una tabla con las especies: H+, OH–, Na+, CO2(g), H2CO3,
De aquí se pueden obtener dos ecuaciones de balance molar:
TOTH+ = [H+]-[OH–]-[
TOTCO2 = [H2CO3]+[
Por otra parte, las expresiones de las constantes de equilibrio son (además de la ley de Henry, que ya hemos utilizado):
Es evidente que las especies dominantes en el balance molar del protón deben aparecer con signo negativo. Podríamos pensar que la especie dominante es el carbonato:
2[
Dado que conocemos la concentración de ácido carbónico, podemos expresar la del ion bicarbonato en función de la del ion H+ y la del carbonato en función de ésta:
Utilizando esta segunda ecuación tenemos que la concentración de protones debe ser:
[H+]=3.71·10-11 (pH=10.43)
pero este pH está muy próximo al segundo pK y la concentración de bicarbonato no sería despreciable. Si suponemos que la especie dominante es el bicarbonato:
[
y utilizando la primera ecuación:
[H+]=5.5·10-11 (pH=10.26)
con lo que el carbonato no sería despreciable. Sólo nos queda no despreciar ninguna de las dos concentraciones. Aunque en estas condiciones la concentración de OH– será despreciable, vamos también a incluirla, por rigor, con lo que tenemos:
[OH–]=10-14/[H+]
Y la ecuación queda:
Esta expresión se puede escribir como una ecuación de segundo grado cuya solución es:
[H+]=1.06·10-10 pH=9.97
Hay que destacar que el hecho del equilibrio atmosférico ha dado lugar a que los iones OH– se hayan transformado en carbonato y bicarbonato, tras disolverse una cantidad importante de CO2. Esto se conoce como carbonatación de las disoluciones de sosa (y de cualquier otro hidróxido), por lo que es muy recomendable trabajar con disoluciones recién preparadas y aisladas en lo posible de la atmósfera.
Problema 3. La constante de la ley de Henry para el SH2 a 25 ºC es pKH=0.99. Calcúlese el pH de un agua para la que se establece el equilibrio con presiones parciales de SH2 de a) 10-9 atm, b) 10-3 atm. Calcúlese también la solubilidad del SH2 en cada caso. Las reacciones de disociación del H2S son:
H2S = HS– + H+ pK=7.0
HS– = S2- + H+ pK=13
Solución:
En primer lugar, hay que considerar el equilibrio de solubilidad del SH2, con lo que
[H2S]=10-0.99xPSH2
a) [H2S]= 10-9.99 =1.02·10-10 b) [H2S]= 10-3.99 =1.02·10-3
Si añadimos a las reacciones anteriores la autoionización del agua, tenemos las especies: H+, OH–, SH2(g), H2S, HS– y S2-, y los componentes H+ y SH2. Elegimos el gas como componente para aislarlo en una columna. La tabla quedará:
Balance molar:
TOTH+=[H+]-[OH–]-[HS–]-2[S2–]=0
TOTSH2= [H2S]+[HS–]+[S2–]+[SH2(g)] =[SH2]T
Y las expresiones de las constantes de equilibrio son:
=10-7.0 =10-13.9
a) Para resolver el problema podríamos considerar despreciable la concentración de bisulfuro, dado que la concentración disuelta es muy baja:
[H+]=[OH–] pH=7.00
a este pH la concentración de bisulfuro es:
[HS–]= =1.02·10-10que implica una diferencia entre los términos positivos y negativos de TOTH+ del 0.1%.
La solubilidad del sulfhídrico será la suma de las especies disueltas:
S=[H2S]+[HS–]=2.04·10-10
b) En este caso, la concentración de ácido es mucho más elevada, por lo que cabe esperar que el pH sea ácido. Por tanto, despreciaremos en principio [OH–]:
[H+]=[HS–]
Sustituyendo en la constante de equilibrio:
=10-7
de donde
[H+]=[HS–]=1.01·10-5 pH=5.00
que implica una diferencia entre los términos positivos y negativos de TOTH+ del 0.01%.
La solubilidad del sulfhídrico será la suma de las especies disueltas:
S=[H2S]+[HS–]=1.03·10-3
[H2S]=10-0.99xPSH2
a) [H2S]= 10-9.99 =1.02·10-10 b) [H2S]= 10-3.99 =1.02·10-3
Si añadimos a las reacciones anteriores la autoionización del agua, tenemos las especies: H+, OH–, SH2(g), H2S, HS– y S2-, y los componentes H+ y SH2. Elegimos el gas como componente para aislarlo en una columna. La tabla quedará:
Balance molar:
TOTH+=[H+]-[OH–]-[HS–]-2[S2–]=0
TOTSH2= [H2S]+[HS–]+[S2–]+[SH2(g)] =[SH2]T
Y las expresiones de las constantes de equilibrio son:
a) Para resolver el problema podríamos considerar despreciable la concentración de bisulfuro, dado que la concentración disuelta es muy baja:
[H+]=[OH–] pH=7.00
a este pH la concentración de bisulfuro es:
[HS–]=
La solubilidad del sulfhídrico será la suma de las especies disueltas:
S=[H2S]+[HS–]=2.04·10-10
b) En este caso, la concentración de ácido es mucho más elevada, por lo que cabe esperar que el pH sea ácido. Por tanto, despreciaremos en principio [OH–]:
[H+]=[HS–]
Sustituyendo en la constante de equilibrio:
de donde
[H+]=[HS–]=1.01·10-5 pH=5.00
que implica una diferencia entre los términos positivos y negativos de TOTH+ del 0.01%.
La solubilidad del sulfhídrico será la suma de las especies disueltas:
S=[H2S]+[HS–]=1.03·10-3
*Para consultar mas ir al enlace http://www.uco.es/~qf1romej/FQA/ProbRes/Prob_Quim_Agua.htm Problemas resueltos de química del agua de José Miguel Rodríguez Mellado.
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La disolución de aire en las aguas naturales no subterráneas es no sólo inevitable, sino imprescindible para la vida de los organismos aerobios. Por ello mismo es también insustituible en la depuración biológica aerobia de aguas residuales. Es evidente la importancia que tiene el fenómeno de disolución de la mezcla de gases que denominamos genéricamente “aire” y que puede contener proporciones variables de los gases minoritarios (esto es, descontados nitrógeno y oxígeno) en función de la zona del planeta en que nos movamos: las inmediaciones de una industria o de un volcán en actividad contienen gases distintos a una ciudad, una gran pradera o un zona pantanosa. Por otro lado, la actividad bacteriana en aguas anaeróbicas, tanto en acuíferos subterráneos profundos como en el hipolimnión de aguas estratificadas, origina la acumulación parcial de gases diferentes a los mayoritarios y al CO2. Aún siendo minoritarios, la disolución de estos gases en agua puede modificar drásticamente la química del sistema.
La cantidad de un gas que se disuelve en agua depende de la naturaleza del gas, de la presión parcial de equilibrio de este gas con la masa de agua y de la temperatura. La Ley de Henry, que establece que la masa de gas disuelto en un volumen dado de agua a una temperatura es proporcional a la presión parcial del gas, puede visualizarse como la formulación de la constante de equilibrio para el equilibrio heterogéneo sustancia gaseosa-sustancia disuelta:
S(gas) = S(aq) KH=
Donde se ha utilizado aq para denotar disolución acuosa y el subíndice H para indicar que la constante corresponde a la ley de Henry.
Algunos gases atmosféricos se disuelven en agua sin dar lugar a reacción alguna con ella; tal es el caso de los gases mayoritarios oxígeno y nitrógeno, así como el argon, el metano, el monóxido de carbono o el ozono. Otros, como hemos podido apreciar en el capítulo anterior para el dióxido de carbono, reaccionan con el agua, estableciendo equilibrios químicos adicionales: CO2, SO2, NO2, NH3 y SH2 entre otros. De estos, sólo el CO2 está siempre presente en cantidades apreciables (alrededor de un 0.03%) y el resto proceden bien de la actividad biológica o bien de la industrial.
En este capítulo se van a considerar algunos ejemplos de disolución de gases reactivos en agua. En la mayor parte de los casos interviene el ion H+, con lo que el pH del medio se modificará a consecuencia de la disolución del gas.
Tabla de solubilidad de gases en agua
Solubilidad del oxigeno en el agua
