À faible concentration et en équilibre entre un gaz et un liquide à température fixe, la concentration d’un gaz dissous dans la phase liquide (c_i ou la fraction molaire à dilution infinie) est proportionnelle à sa pression partielle dans la phase gazeuse voisine (p_i) par une constante de proportionnalité appelée constante de Henry (H_i) : c_i = H_i·p_i ou, sous une forme alternative, p_i = k_H·c_i. La loi est une relation limite pour des gaz faiblement solubles et non réactifs en solution diluée et dépend des unités choisies et de la définition de H_i (plusieurs conventions d’unités existent).

Principe

Pour un soluté à dilution infinie, le potentiel chimique (et donc la concentration d’équilibre) dans le solvant varie linéairement avec la pression partielle gazeuse parce que les interactions soluté–soluté sont négligeables ; la constante de Henry quantifie l’affinité soluté–solvant et dépend de la température et de la composition du solvant.

Démonstration

Situation : récipient clos à température T contenant un gaz G en contact avec un grand volume de solvant. Reconnaissance : la pression partielle de G dans la phase gazeuse est mesurée p_G. Action : en utilisant la constante de Henry H_G appropriée aux unités retenues, calculer la concentration dissoute c_G = H_G·p_G. Conséquence : la quantité dissoute prévue permet d’estimer l’absorption, la composition de l’espace de tête après équilibre ou le dimensionnement d’un contacteur gaz‑liquide pour une absorption diluée non réactive.

Mauvaise application

Employer la loi de Henry hors de son régime dilué et non réactif : pour des gaz réactifs (réaction chimique avec le solvant), pour des concentrations élevées où les interactions soluté–soluté importent, pour des systèmes à fortes interactions soluté–solvant non idéales, ou en utilisant une forme/une unité de la constante de Henry inappropriée. Confondre la loi de Henry et la loi de Raoult sans concilier les états de référence est aussi une erreur sémantique.

Conséquence

Quand elle s’applique, la loi de Henry fournit une relation linéaire simple pour prédire la solubilité gazeuse à partir de la pression partielle, utile en modélisation environnementale, conception d’absorbeurs et analyses d’espace‑tête. Son mauvais usage conduit à sous‑ ou surestimation des quantités dissoutes, à des prédictions de devenir des polluants erronées et à un dimensionnement incorrect des absorbeurs ou des calculs de transfert de masse.

Inversion

Le régime linéaire de Henry échoue si le gaz réagit chimiquement avec le solvant, si la concentration augmente au point que les interactions soluté–soluté deviennent significatives, ou si la température ou la salinité change fortement ; il faut alors des isothermes non linéaires, des corrections par coefficients d’activité ou des modèles d’absorption réactive.

Limite

Clairement à l’intérieur : solutions diluées d’un gaz non réactif peu soluble dans un seul solvant à température fixe et pressions partielles faibles à modérées. Cas limite : concentration modérée ou réaction faible où le comportement apparent de Henry n’est que approximatif et nécessite une constante ajustée. Clairement à l’extérieur : absorption réactive (gaz consommé chimiquement), solutés concentrés, systèmes électrolytiques ou solvants multiples à forte association.

Tension sémantique

La loi de Henry est en tension avec la loi de Raoult et les formulations fondées sur l’activité : Henry adopte une référence de dilution infinie pour le soluté et une constante dépendant des unités, tandis que Raoult se réfère au composant pur — confondre ces cadres sans réconcilier unités et états de référence entraîne des erreurs systématiques.

Synthèse

La loi de Henry est la limite linéaire à dilution infinie pour la solubilité des gaz : elle condense l’affinité soluté–solvant dans une constante empirique unique et sert surtout pour l’absorption diluée non réactive. Pour les systèmes réels, il faut l’insérer dans des cadres d’activité/fugacité ou de réaction‑transport.