Lei de Raoult em que consiste, desvios positivos e negativos

O Lei de Raoult Foi proposto pelo químico francês François-Marie Raoult em 1887, e serve para explicar o comportamento da pressão de vapor de uma solução de dois (tipicamente ideais) substâncias imiscíveis de acordo com a pressão parcial de vapor de cada componente presente neste.

Existem leis da química que são usadas para descrever o comportamento de substâncias em diferentes condições e explicar os fenômenos em que elas estão envolvidas, fazendo uso de modelos matemáticos cientificamente comprovados. A lei de Raoult é uma delas.

Usando uma explicação com base nas interacções entre as moléculas do gás (ou líquido) para prever o comportamento das pressões de vapor, esta lei usadas para estudar não ideais ou reais soluções, sempre que se considere coeficientes necessárias para corrigir o modelo matemático e ajustá-lo a condições não ideais.

Índice

• 1 o que é isso?
• 2 desvios positivos e negativos
  • 2.1 desvios positivos
  • 2.2 Desvios negativos
• 3 exemplos
  • 3.1 Mistura Básica
  • 3.2 Mistura binária com soluto não volátil
• 4 referências

Em que consiste?

A lei de Raoult é baseado na suposição de que as soluções envolvidas comportam idealmente: isso é porque esta lei se baseia na idéia de que as forças intermoleculares entre moléculas diferentes são as mesmas que aquelas entre moléculas semelhantes (que não é tão bem sucedido na realidade).

De fato, quanto mais próxima a solução chega à idealidade, mais oportunidade ela terá de cumprir as características propostas por esta lei.

Esta lei refere-se a pressão de vapor de uma solução com um soluto não-volátil, indicando que este será igual à pressão de vapor do soluto puro a essa temperatura multiplicada pela fracção molar dos mesmos. Isso é expresso em termos matemáticos para um único componente da seguinte maneira:

P_eu = Pº_eu . X_eu

Nesta expressão P_eu é igual à pressão de vapor parcial do componente i na mistura de gases, Pº_eu é a pressão de vapor do componente puro i e X_eu é a fração molar do componente i na mistura.

Da mesma forma, quando você tem vários componentes em uma solução e eles atingem um estado de equilíbrio, você pode calcular a pressão de vapor total da solução combinando a lei de Raoult com a de Dalton:

P = Pº_UmX_Um + Pº_BX_B + Pº_CX_c…

Além disso, nas soluções em que apenas um soluto e o solvente estão presentes, a lei pode ser formulada como mostrado abaixo:

P_Um = (1-X_B) x Pº_Um

Desvios positivos e negativos

As soluções que podem ser estudadas com esta lei normalmente devem se comportar de maneira ideal, uma vez que as interações entre suas moléculas são pequenas e permitem que as mesmas propriedades sejam assumidas em toda a solução, sem exceção.

No entanto, soluções ideais são praticamente inexistentes na realidade, portanto, dois coeficientes devem ser incorporados nos cálculos que representam interações intermoleculares. Estes são o coeficiente de fugacidade e o coeficiente de atividade.

Nesse sentido, os desvios em relação à lei de Raoult são definidos como positivos ou negativos, dependendo dos resultados obtidos na época.

Desvios positivos

Desvios positivos com relação à lei de Raoult ocorrem quando a pressão de vapor da solução é maior do que a calculada pela lei de Raoult.

Isso acontece quando as forças de coesão entre moléculas semelhantes são maiores que as mesmas forças entre moléculas diferentes. Neste caso, ambos os componentes evaporam mais facilmente.

Este desvio é visto na curva de pressão de vapor como um ponto máximo em uma composição particular, formando um azeotropo positivo.

O azeotropo é uma mistura líquida de dois ou mais compostos químicos que se comporta como se fosse formado por um único componente e que evapora sem alterar a composição.

Desvios negativos

Desvios negativos da lei de Raoult ocorrem quando a pressão de vapor da mistura é menor do que a esperada após o cálculo com a lei.

Estes desvios aparecem quando as forças de coesão entre as moléculas da mistura são maiores que as forças médias entre as partículas dos líquidos em seu estado puro.

Este tipo de desvio gera uma retenção de cada componente em seu estado líquido por forças de atração maiores que as da substância em seu estado puro, de forma que a pressão de vapor parcial do sistema é reduzida.

Os azeótropos negativos nas curvas de pressão de vapor representam um ponto mínimo e demonstram uma afinidade entre os dois ou mais componentes envolvidos na mistura.

Exemplos

Lei de Raoult é comumente utilizada para calcular a pressão de uma solução com base em suas forças intermoleculares, comparando-se os valores calculados com os valores reais para concluir se existe qualquer desvio e se esta deve ser positivo ou negativo. Abaixo estão dois exemplos de usos da lei de Raoult:

Mistura básica

A seguinte mistura de butano e de propano, representa uma aproximação da pressão de vapor, e pode-se supor que os dois componentes estão em proporções iguais dentro desta (50-50), a uma temperatura de 40 ° C:

X_propano = 0.5

Pº_propano = 1352,1 kPa

X_butano = 0.5

Pº_butano = 377,6 kPa

É calculado com a lei de Raoult:

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

Pelo que:

P_misturar = 864,8 kPa

Mistura binária com soluto não volátil

Às vezes acontece que o soluto da mistura não é volátil, então a lei é usada para entender o comportamento da pressão de vapor.

Dada uma mistura de água e açúcar nas proporções de 95% e 5%, respectivamente, e sob condições normais de temperatura:

X_água = 0.95

Pº_água = 2,34 kPa

X_açucar = 0.05

Pº_açucar = 0 kPa

É calculado com a lei de Raoult:

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

Pelo que:

P_misturar = 2,22 kPa

Claramente, houve uma depressão da pressão do vapor de água devido aos efeitos das forças intermoleculares.

Referências

1. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Definição da Lei de Raoult. Retirado de thoughtco.com
2. ChemGuide. (s.f.) Lei de Raoult e solutos não voláteis. Retirado de chemguide.co.uk
3. LibreTexts. (s.f.) Lei de Raoult e Misturas Ideais de Líquidos. Retirado de chem.libretexts.org
4. Neutrium (s.f.) Lei de Raoult. Retirado de neutrium.net
5. Wikipédia. (s.f.) Lei de Raoult. Obtido em en.wikipedia.org