Legea lui Raoult în ce constă, deviațiile pozitive și negative

Legea lui Raoult Acesta a fost propus de chimistul francez François-Marie Raoult în 1887, și servește pentru a explica comportamentul presiunii de vapori a unei soluții a două substanțe nemiscibile (de obicei ideale) în funcție de presiunea parțială a vaporilor de fiecare prezente în această componentă.

Există legi de chimie care sunt folosite pentru a descrie comportamentul substanțelor în diferite condiții și pentru a explica fenomenele în care sunt implicate, folosind modele matematice dovedite științific. Legea lui Raoult este una dintre acestea.

Folosind o explicație bazată pe interacțiunile dintre moleculele gazului (sau lichid), pentru a prezice comportamentul presiunile de vapori, această lege utilizată pentru a studia soluțiile non-ideale sau reale, ori de câte ori consideră coeficienți necesare pentru a corecta modelul matematic și ajustați-o la condiții care nu sunt ideale.

index

• 1 Ce este?
• 2 abateri pozitive și negative
  • 2.1 Devieri pozitive
  • 2.2 Abateri negative
• 3 Exemple
  • 3.1 Amestecul de bază
  • 3.2 Amestec binar cu dizolvant non-volatil
• 4 Referințe

Ce este?

legea lui Raoult se bazează pe presupunerea că soluțiile implicate să se comporte în mod ideal: acest lucru se datorează faptului că această lege se bazează pe ideea că forțele intermoleculare dintre diferite molecule sunt aceleași ca și cele între molecule similare (care nu este deloc de succes în realitate).

De fapt, cu cât o soluție este mai apropiată de idealitate, cu atât mai multă ocazie va trebui să se conformeze caracteristicilor propuse de această lege.

Această lege se referă presiunea de vapori a unei soluții cu o solut nevolatilă, afirmând că aceasta va fi egală cu presiunea de vapori a solutului pur la acea temperatură înmulțită cu fracția molară a acestuia. Aceasta este exprimată în termeni matematici pentru o singură componentă în modul următor:

P_eu = Pº_eu . X_eu

În această expresie P_eu este egal cu presiunea parțială a vaporilor de componentă i din amestecul de gaze, Pº_eu este presiunea de vapori a componentei pure i și X_eu este fracția molară a componentei i din amestec.

In mod similar, atunci când diferitele componente sunt în soluție și acestea au ajuns la o stare de echilibru, se poate calcula presiunea totală de vapori a soluției prin combinarea Raoult cu Dalton:

P = Pº_AX_A + Pº_BX_B + Pº_CX_c…

De asemenea, în acele soluții în care este prezent doar un singur solvent și solvent, legea poate fi formulată după cum se arată mai jos:

P_A = (1-X_B) x Pº_A

Deviații pozitive și negative

Soluțiile pot fi studiate cu prezenta lege în mod normal, ar trebui să se comporte în mod ideal, deoarece interacțiunile dintre moleculele sunt mici și permit aceleași proprietăți sunt asumate în soluție, fără excepție.

Cu toate acestea, soluțiile ideale sunt practic inexistente în realitate, deci doi coeficienți trebuie încorporați în calculele care reprezintă interacțiuni intermoleculare. Acestea sunt coeficientul de fugacitate și coeficientul de activitate.

În acest sens, abaterile în raport cu legea lui Raoult sunt definite ca pozitive sau negative, în funcție de rezultatele obținute la momentul respectiv.

Devieri pozitive

Devieri pozitive în ceea ce privește legea lui Raoult apar atunci când presiunea vaporilor soluției este mai mare decât cea calculată cu legea lui Raoult.

Acest lucru se întâmplă atunci când forțele de coeziune între molecule similare sunt mai mari decât aceleași forțe între diferite molecule. În acest caz, ambele componente se vaporizează mai ușor.

Această abatere este văzută în curba presiunii vaporilor ca punct maxim într-o anumită compoziție, formând un azeotrop pozitiv.

Azeotropul este un amestec lichid de doi sau mai mulți compuși chimici care se comportă ca și cum ar fi formați de o singură componentă și care se evaporă fără a schimba compoziția.

Deviații negative

Devieri negative de la legea lui Raoult apar atunci când presiunea de vapori a amestecului este mai mică decât se aștepta după calcularea cu legea.

Aceste deviații apar atunci când forțele de coeziune dintre moleculele amestecului sunt mai mari decât forțele medii dintre particulele lichidelor în starea lor pură.

Acest tip de abatere generează o reținere fiecare component în stare lichidă prin forte atractive mai mari decât cele ale substanței în stare pură, astfel încât presiunea parțială a vaporilor a sistemului este redus.

azeotropi negative în curbele de presiune de vapori reprezintă un punct minim, și prezintă o afinitate între două sau mai multe componente implicate în amestec.

Exemple

Legea lui Raoult este frecvent utilizat pentru a calcula presiunea unei soluții bazate pe forțele intermoleculare, comparând valorile calculate cu valori reale pentru a concluziona dacă există vreo abatere și dacă acest lucru ar trebui să fie pozitiv sau negativ. Mai jos sunt două exemple de utilizare a legii lui Raoult:

Amestec de bază

Următorul amestec de butan și propan, reprezintă o aproximare a presiunii de vapori, și poate presupune că ambele componente sunt în proporții egale în cadrul acestui (50-50), la o temperatură de 40 ° C:

X_propan = 0.5

Pº_propan = 1352,1 kPa

X_butan = 0.5

Pº_butan = 377,6 kPa

Se calculează cu legea lui Raoult:

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

Deci:

P_amestec = 864,8 kPa

Amestec binar cu dizolvant non-volatil

Uneori se întâmplă că solutul amestecului este non-volatil, deci legea este folosită pentru a înțelege comportamentul presiunii vaporilor.

Având în vedere un amestec de apă și zahăr în proporție de 95% și, respectiv, 5% și în condiții normale de temperatură:

X_apă = 0.95

Pº_apă = 2,34 kPa

X_zahăr = 0.05

Pº_zahăr = 0 kPa

Se calculează cu legea lui Raoult:

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

Deci:

P_amestec = 2,22 kPa

Este clar că a existat o depresiune a presiunii vaporilor de apă datorită efectelor forțelor intermoleculare.

referințe

1. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Legea lui Raoult. Adus de la thoughtco.com
2. ChemGuide. (N.d.). Legea lui Raoult și soluțiile non-volatile. Adus de la chemguide.co.uk
3. LibreTexts. (N.d.). Legea lui Raoult și amestecurile ideale de lichide. Adus de la chem.libretexts.org
4. Neutrium. (N.d.). Legea lui Raoult. Recuperat de la neutrium.net
5. Wikipedia. (N.d.). Legea lui Raoult. Adus de la en.wikipedia.org