ÉNONCE DE LA LOI :
"Pour un liquide et un gaz donnés, la pression p du gaz et la concentration c du gaz dissous dans le liquide sont proportionnelles".

Avec K_H : Constante de Henry du gaz , qui dépend de la nature du gaz, de celle du liquide et de la température.
Remarques : p est la pression de gaz qu'il faut appliquer au dessus du liquide pour que l'ensemble (liquide + gaz) se trouve instantanément à l'équilibre.
Ou,

(cette loi ne s'applique que pour des pressions faibles <= 760 mm Hg).

NB : la pression partielle d'un composé dans un mélange gazeux, est la pression qu'il engendrerait s'il était seul à occuper le volume du mélange (loi de Dalton, lien sur ce savant, 1776-1844).
Elle s'obtient en multipliant la pression totale du mélange gazeux par la fraction molaire du composé dans le mélange.
Exemple:
Un mélange gazeux à la pression de 1013 mbars (hPa) est constitué de 75 moles de O₂ et de 5 moles de CO₂ , donc les pressions partielles des gaz p(O₂ ) et p(CO₂ ) sont :

• fraction molaire d'O₂ : 75 / (75 + 5) = 0,9375 mole/moles,
• fraction molaire de CO₂ : 5 / (75 + 5) = 0,0625 mole/moles,
  et,
  • p(O₂) = 1013 x 0,9375 = 949,69 mbars,
  • p(CO₂) = 1013 x 0,0625 = 63,31 mbars.

NOTA : si l'on supprime le gaz qui était en contact avec le liquide dans lequel il était partiellement dissous (autrement dit si on abaisse la pression p), le gaz dissous va quitter le liquide de façon plus ou moins violente (exemple de la bouteille d'eau gazeuse qu'on débouche).

La loi de Henry établit donc, à l'équilibre, les concentrations en gaz dissous dans un liquide :

Avec :

• x ( i ) : fraction molaire du gaz "i".
  C'est le rapport du nombre de moles de gaz "i" au nombre total de moles N_t de la solution.
  Nota : pour une eau assez fortement minéralisée on peut déterminer que ce nombre N_t est peu différent de 55,6 mol.l^-1 (N_t = nombre de moles d'eau contenues dans un litre d'eau).
• p ( i ) : pression partielle du gaz "i" dans la phase gazeuse,
  égale au produit de la pression totale de la phase gazeuse par la fraction représentative de la composition volumique (ou molaire), exprimée en bar ou atm (atmosphère).
• K_H ( i ) : constante de Henry du gaz "i".
  Cette "constante" est fonction de la température et présente un maximum (qui correspond au minimum de solubilité) et qui est fonction du gaz (vers 100 ºC pour l'oxygène et l'azote, 130 ºC pour le dioxyde de carbone), exprimée souvent en MPa ou en bar.
  
  Soit par exemple :

Également on peut l'exprimer, pour le CO₂ par exemple : CO₂ aqueux = K.p (CO₂ gazeux), K étant donc l'inverse de K_H > 1/K_H = f(T),

T°C	5	10	15	20	25	30
1/KH (MPa)	87.6	104	122	142	164	186

ou sur une plus grande échelle :

Tension.
Même lorsque le système (liquide + gaz) est hors d'équilibre (et donc que la concentration c du gaz dissous est en train d'évoluer) on peut définir la quantité f = K_Hc à chaque instant.
Cette quantité est homogène à une pression ; on peu l'appeler la tension du gaz dans le liquide.
Nota : f est la pression de gaz qu'il faut appliquer au dessus du liquide pour que liquide + gaz se trouve à l'équilibre.

Saturation - Désaturation.
Rapport de Sursaturation :
On peut définir le rapport : S = f /P_ext

où f est la tension d'un gaz dans un liquide considéré, p_ext est la pression extérieure appliquée au liquide (c'est tout simplement la pression ambiante).
Au cours d'une saturation, ce rapport est toujours inférieur à 1.
Au cours d'une désaturation, il peut devenir supérieur à 1; on admet (*) qu'il existe pour chaque couple (gaz - liquide) une valeur critique Sc telle que si S devient supérieur à Sc, le dégazage devient brutal (formation de bulles).

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