La legge di Raoult In cosa consiste, deviazioni positive e negative

il La legge di Raoult è stato proposto dal chimico francese François-Marie Raoult nel 1887 e serve a spiegare il comportamento della tensione di vapore di una soluzione di due sostanze miscibili (tipicamente ideali) a seconda della pressione parziale di vapore di ciascun componente presente in esso.

Ci sono leggi della chimica che vengono usate per descrivere il comportamento delle sostanze in condizioni diverse e spiegare i fenomeni in cui sono coinvolte, facendo uso di modelli matematici scientificamente provati. La legge di Raoult è una di queste.

Usando una spiegazione basata sulle interazioni tra le molecole di gas (o liquidi) per prevedere il comportamento delle pressioni di vapore, questa legge verrà utilizzata per studiare soluzioni non ideali o reali, a condizione che vengano considerati i coefficienti necessari per correggere il modello. matematico e adattarlo a condizioni non ideali.

indice

• 1 Che cos'è?
• 2 Deviazioni positive e negative
  • 2.1 Deviazioni positive
  • 2.2 Deviazioni negative
• 3 esempi
  • 3.1 Miscela di base
  • 3.2 Miscela binaria con soluto non volatile
• 4 riferimenti

Cos'è?

La legge di Raoult si basa sul presupposto che le soluzioni coinvolte si comportino in modo ideale: questo accade perché questa legge si basa sull'idea che le forze intermolecolari tra diverse molecole sono uguali a quelle tra molecole simili (che non ha molto successo nella realtà).

Infatti, più una soluzione si avvicina all'idealità, maggiore è l'opportunità che dovrà soddisfare le caratteristiche proposte da questa legge.

Questa legge riguarda la pressione di vapore di una soluzione con un soluto non volatile, affermando che sarà uguale alla pressione di vapore di quel soluto puro a quella temperatura, moltiplicata per la sua frazione molare. Questo è espresso in termini matematici per un singolo componente nel modo seguente:

P_io = Pº_io . X_io

In questa espressione P_io è uguale alla pressione parziale di vapore del componente i nella miscela di gas, Pº_io è la tensione di vapore del componente puro i, e X_io è la frazione molare del componente i nella miscela.

Allo stesso modo, quando si hanno diversi componenti in una soluzione e hanno raggiunto uno stato di equilibrio, è possibile calcolare la tensione di vapore totale della soluzione combinando la legge di Raoult con quella di Dalton:

P = Pº_laX_la + Pº_BX_B + Pº_CX_c…

Inoltre, in quelle soluzioni in cui sono presenti solo un soluto e il solvente, la legge può essere formulata come mostrato di seguito:

P_la = (1-X_B) x Pº_la

Deviazioni positive e negative

Le soluzioni che possono essere studiate con questa legge dovrebbero normalmente comportarsi idealmente, poiché le interazioni tra le loro molecole sono piccole e consentono di assumere le stesse proprietà in tutta la soluzione, senza eccezioni.

Tuttavia, le soluzioni ideali sono praticamente inesistenti nella realtà, quindi due coefficienti devono essere incorporati nei calcoli che rappresentano le interazioni intermolecolari. Questi sono il coefficiente di fugacità e il coefficiente di attività.

In questo senso, le deviazioni rispetto alla legge di Raoult sono definite come positive o negative, a seconda dei risultati ottenuti al momento.

Deviazioni positive

Deviazioni positive rispetto alla legge di Raoult si verificano quando la pressione di vapore della soluzione è maggiore di quella calcolata con la legge di Raoult.

Questo accade quando le forze di coesione tra molecole simili sono maggiori delle stesse forze tra diverse molecole. In questo caso, entrambi i componenti si vaporizzano più facilmente.

Questa deviazione è vista nella curva della tensione di vapore come un punto massimo in una particolare composizione, formando un azeotropo positivo.

L'azeotropo è una miscela liquida di due o più composti chimici che si comporta come se fosse formata da un singolo componente e che evapora senza modificare la composizione.

Deviazioni negative

Deviazioni negative dalla legge di Raoult si verificano quando la pressione di vapore della miscela è inferiore al previsto dopo il calcolo con la legge.

Queste deviazioni appaiono quando le forze di coesione tra le molecole della miscela sono maggiori delle forze medie tra le particelle dei liquidi nel loro stato puro.

Questo tipo di deviazione genera una ritenzione di ogni componente nel suo stato liquido da forze attrattive maggiori di quelle della sostanza allo stato puro, in modo che la pressione parziale di vapore del sistema sia ridotta.

Gli azeotropi negativi nelle curve di pressione del vapore rappresentano un punto minimo e dimostrano un'affinità tra i due o più componenti coinvolti nella miscela.

Esempi

La legge di Raoult è comunemente usata per calcolare la pressione di una soluzione in base alle sue forze intermolecolari, confrontando i valori calcolati con i valori reali per concludere se c'è qualche deviazione e se questo dovrebbe essere positivo o negativo. Di seguito sono riportati due esempi di usi della legge di Raoult:

Miscela di base

La seguente miscela, costituita da propano e butano, rappresenta un'approssimazione della tensione di vapore, e possiamo supporre che entrambi i componenti siano in uguali proporzioni al suo interno (50-50), ad una temperatura di 40 ° C:

X_propano = 0.5

Pº_propano = 1352,1 kPa

X_butano = 0.5

Pº_butano = 377,6 kPa

È calcolato con la legge di Raoult:

P_miscela = (0,5 x 377,6 kPa) + (0,5 x 1352,1 kPa)

Quindi:

P_miscela = 864,8 kPa

Miscela binaria con soluto non volatile

A volte capita che il soluto della miscela non sia volatile, quindi la legge viene utilizzata per comprendere il comportamento della tensione di vapore.

Data una miscela di acqua e zucchero in percentuali rispettivamente del 95% e del 5%, e in condizioni di temperatura normali:

X_acqua = 0.95

Pº_acqua = 2,34 kPa

X_zucchero = 0.05

Pº_zucchero = 0 kPa

È calcolato con la legge di Raoult:

P_miscela = (0,95 x 2,34 kPa) + (0,05 x 0 kPa)

Quindi:

P_miscela = 2,22 kPa

Chiaramente c'è stata una depressione della pressione del vapore acqueo a causa degli effetti delle forze intermolecolari.

riferimenti

1. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Definizione della legge di Raoult. Estratto da thoughtco.com
2. ChemGuide. (N.d.). La legge di Raoult e i soluti non volatili. Estratto da chemguide.co.uk
3. LibreTexts. (N.d.). La legge di Raoult e le miscele ideali di liquidi. Estratto da chem.libretexts.org
4. Neutrium. (N.d.). La legge di Raoult. Estratto da neutrium.net
5. Wikipedia. (N.d.). La legge di Raoult. Estratto da en.wikipedia.org