Environmental laboratory exercises for instrumental analysis and

PART 2
EXPERIMENTS FOR AIR SAMPLES

---

---

4
DETERMINATION OF HENRY’S
LAW CONSTANTS
Purpose: To determine Henry’s law constants using a gaseous purge technique
To learn the operation of a capillary column gas chromatograph
equipped with an electron capture detector
BACKGROUND
The Henry’s law constant (HLC) is defined as the partial pressure of an analyte
divided by its aqueous concentration [equation (4-1)]. This property is important
in determining the equilibrium distribution of an analyte between the atmosphere
and water solutions, as when raindrops fall through the atmosphere and equili-
brate with gases and pollutants. In theory, pure rainwater would have a pH of 7.00,
since it is distilled water from the oceans or rivers. But as rain falls through the
atmosphere, it equilibrates with CO
2
, which is present at a concentration of
approximately 380 ppm, depending on where you are on Earth (rural versus
industrial locations). The equilibrium concentration of CO
2
in water under
atmospheric conditions is described by its Henry’s law constant. As noted in
Chapter 23, this results in a rainwater pH of 5.5. Similarly, pollutants such as SO
3
(a precursor for acid rain), pesticides, and a variety of hydrocarbons present in the
atmosphere can be dissolved in rainwater, and each has a Henry’s law constant
describing how it partitions.
Another important example is dissolved oxygen, an essential gas for all aero-
bic aquatic life-forms. The partial pressure in a dry atmospheric sample is about
Environmental Laboratory Exercises for Instrumental Analysis and Environmental Chemistry
By Frank M. Dunnivant
ISBN 0-471-48856-9
Copyright # 2004 John Wiley & Sons, Inc.
33

---

0.19 atm. This results in an aqueous equilibrium concentration of approximately
11.3 mg/L at 10
!
C (and zero salt content), reflecting an HLC for O
2
at 10
!
C of
0.538 atm
"m
3
/mol. Confirm this by finding the HLC for O
2
in a reference text or
on the Internet.
HLC
¼