- En què consisteix?
- Desviacions positives i negatives
- desviacions positives
- desviacions negatives
- exemples
- barreja bàsica
- Barreja binària amb solut no-volàtil
- referències
La llei de Raoult va ser proposada pel químic francès François-Marie Raoult en 1887, i serveix per explicar el comportament de la pressió de vapor d'una solució de dos substàncies miscibles (típicament ideal) en funció de la pressió parcial de vapor de cada component present en aquesta.
Existeixen lleis de la química que s'utilitzen per descriure el comportament de substàncies en diferents condicions i explicar els fenòmens en què es troben involucrats, fent ús de models matemàtics científicament demostrats. La llei de Raoult és una d'aquestes.
François-Marie Raoult
Usant una explicació basada en les interaccions entre les molècules dels gasos (o líquids) per predir el comportament de les pressions de vapor, aquesta llei usar-se per estudiar solucions no-ideals o reals, sempre que es consideren els coeficients necessaris per corregir el model matemàtic i ajustar-lo a condicions no-ideals.
En què consisteix?
La llei de Raoult està fonamentada en la suposició que les solucions involucrades es comporten de manera ideal: això passa perquè aquesta llei està basada en la idea que les forces intermoleculars entre molècules diferents són iguals a les que existeixen entre molècules similars (la qual cosa no és tan encertat en la realitat).
De fet, com més s'acosti a la idealitat una solució, més oportunitat tindrà de complir amb les característiques que proposa aquesta llei.
Aquesta llei relaciona la pressió de vapor d'una solució amb un solut no-volàtil, enunciant que aquesta serà igual a la pressió de vapor d'aquest solut pur a aquesta temperatura, multiplicada per la fracció molar d'aquest. Això s'expressa en termes matemàtics per a un sol component de la següent manera:
P i = P º i. X i
En aquesta expressió P i és igual a la pressió parcial de vapor d'el component i en la barreja gasosa, Passeig i és la pressió de vapor d'el component pur i, i X i és la fracció molar de l'component i en la barreja.
De la mateixa manera, quan es tinguin diversos components en una solució i aquests hagin arribat a un estat d'equilibri, es pot calcular la pressió total de vapor de la solució per combinació de la llei de Raoult amb la de Dalton:
P = P º A X A + P º B X B + P º C X c…
Així mateix, en aquelles solucions on únicament són presents un solut i el solvent, es pot formular la llei com es veu a continuació:
P A = (1-X B) x P º A
Desviacions positives i negatives
Les solucions que poden ser estudiades amb aquesta llei normalment han de comportar-se de manera ideal, ja que les interaccions entre les seves molècules són petites i permeten que s'assumeixin les mateixes propietats a través de tota la solució sense excepció.
No obstant això, les solucions ideals són pràcticament inexistents en la realitat, per la qual cosa s'han d'incorporar dos coeficients als càlculs que representen les interaccions intermoleculars. Aquests són el coeficient de fugacitat i el coeficient d'activitats.
En aquest sentit, les desviacions pel que fa a llei de Raoult es defineixen com a positives o negatives, depenent dels resultats obtinguts en el moment.
desviacions positives
Les desviacions positives pel que fa a la llei de Raoult ocorren quan la pressió de vapor de la solució és més gran a la qual es va calcular amb la llei de Raoult.
Això succeeix quan les forces de cohesió entre les molècules similars són majors a les mateixes forces entre molècules diferents. En aquest cas, els dos components es vaporitzen de manera més senzilla.
Aquesta desviació s'aprecia en la corba de pressió de vapor com un punt màxim en una composició en particular, formant un azeòtrop positiu.
El azeótropo és una barreja líquida de dos o més compostos químics que es comporta com si estigués formada per un sol component i que s'evapora sense canviar de composició.
desviacions negatives
Les desviacions negatives respecte a la llei de Raoult es presenten quan la pressió de vapor de la mescla és menor a l'esperada després del càlcul amb la llei.
Aquestes desviacions apareixen quan les forces de cohesió entre les molècules de la barreja són majors a la mitjana de forces entre les partícules dels líquids en el seu estat pur.
Aquest tipus de desviació genera una retenció de cada component en el seu estat líquid per forces atractives majors a les de la substància en estat pur, de manera que la pressió parcial de vapor d'sistema es veu reduïda.
Els azeòtrops negatius en les corbes de pressió de vapor representen un punt mínim, i demostren una afinitat entre els dos o més components involucrats en la barreja.
exemples
La llei de Raoult és comunament utilitzada per calcular la pressió d'una solució amb base en les seves forces intermoleculars, comparant els valors calculats amb valors reals per concloure si hi ha alguna desviació i si aquesta ha de ser positiva o negativa. A continuació es presenten dos exemples d'usos de la llei de Raoult:
barreja bàsica
La següent mescla, constituïda de propà i butà, representa una aproximació de la pressió de vapor, i podem suposar que tots dos components es troben en proporcions iguals dins d'aquesta (50-50), a una temperatura de 40 ºC:
X propà = 0.5
Pg propà = 1352.1 kPa
X butà = 0.5
Pg butà = 377.6 kPa
Es calcula amb la llei de Raoult:
P barreja = (0.5 x 377.6 kPa) + (0.5 x 1352.1 kPa)
Pel que:
P barreja = 864.8 kPa
Barreja binària amb solut no-volàtil
A vegades passa que el solut de la barreja és no-volàtil, pel que fa servir la llei per comprendre el comportament de la pressió de vapor.
Donada una barreja d'aigua i sucre en proporcions de 95% i 5%, respectivament, i en condicions normals de temperatura:
X aigua = 0.95
Pg aigua = 2.34 kPa
X sucre = 0.05
Pg sucre = 0 kPa
Es calcula amb la llei de Raoult:
P barreja = (0.95 x 2.34 kPa) + (0.05 x 0 kPa)
Pel que:
P barreja = 2.22 kPa
Clarament hi ha hagut una depressió de la pressió de vapor d'aigua per efectes de les forces intermoleculars.
referències
- Anne Marie Helmenstine, P. (sf). Raoult 's Law Definition. Obtingut de thoughtco.com
- ChemGuide. (Sf). Raoult 's Law and Non-Volatile Solutes. Obtingut de chemguide.co.uk
- LibreTexts. (Sf). Raoult 's Law and Ideal mixtures of Liquids. Obtingut de chem.libretexts.org
- Neutrium. (Sf). Raoult 's Law. Obtingut de neutrium.net
- Wikipedia. (Sf). Raoult 's Law. Obtingut de en.wikipedia.org