Définition de la loi de Raoult

Peut-être faut-il redéfinir le concept de pression de vapeur, en le comprenant comme la pression exercée par la phase gazeuse sur une phase liquide (aussi bien en Équilibre), à un certain Température dans un système fermé. Cet équilibre dynamique est atteint d'autant plus vite que la surface de contact entre les phases est grande et, dans cet état, on parle de phases saturées, aussi bien vapeur que liquide saturé.

Ce droit posé l'une des bases de la thermodynamique en 1887 et, suite à la logique D'après la loi de Raoult, nous voyons que la pression de vapeur d'une substance diminue en valeur lorsqu'elle passe d'être pure à faire partie d'un mélange. Sur la base de ce qui précède, le

expression Le calcul de celui-ci est le suivant:

P_je =x_jeL P_je⁰

Cela signifie que la pression de vapeur partielle d'une substance i dans un mélange, P_i, est égale à la pression de vapeur du composant pur, P_je⁰, (à la même température) fois sa fraction molaire dans la phase liquide, X_jeL.

Lorsque nous parlons de cette loi, nous nous référons à des graphiques typiques comme celui-ci :

Image tirée de l'UCR3

c'est simple graphique Il est très utile pour estimer les pressions partielles de vapeur lorsqu'une substance fait partie d'un mélange, il permet aussi de décrire la composition des solvants volatils d'un mélange, dans sa phase gazeuse ainsi que bien d'autres Applications.

L'expression mathématique de la loi de Raoult était indiquée dans chaque graphique pour les composants du mélange A et B, en l'occurrence un mélange binaire formé de deux corps purs. Sur l'axe des abscisses on observe les fractions molaires correspondant à chaque composant (en phase liquide), ayant à gauche plus grande quantité de composant B et, en proportion, moindre quantité de composant A jusqu'à ce que la fraction molaire du composant B soit 1 et celle de A est 0. Tandis que, vers la droite, la fraction de composant A augmente, jusqu'à ce que seul le composant A soit obtenu (xA=1). Sur l'axe des ordonnées, respectivement, nous avons les pressions de vapeur des composants purs, c'est-à-dire lorsque seulement a la composante A (xA=1) on a la pression de vapeur de cette même composante et, inversement, elle se trouve sur l'axe des ordonnées de la gauche. Dans la transition, la pression totale du mélange en phase gazeuse ne correspond pas à la pression de vapeur de chacun des composants. mais plutôt à la somme de la pression partielle de ses composants (loi de Dalton), chacun d'eux étant estimé à partir de la loi de Raoult.

Il convient de noter que la loi originale a des modifications basées sur des écarts par rapport à l'idéalité de ses composés. Lorsque, selon les forces intermoléculaires qui entrent en jeu, il y a des interactions entre les deux substances, cela génère des déviations, puisqu'il y aura plus ou moins tendance de l'une d'entre elles à rester en phase liquide ou non.

En bref, lorsque l'écart est négatif par rapport à la loi idéale de Raoult, les forces intermoléculaires dans la solution sont plus grandes que dans les composants purs, par conséquent, la pression totale sera inférieure à la Estimation. Cela signifie que les forces adhésives sont plus fortes que les forces cohésives, ce qui implique que les composants sont retenus dans la phase liquide du mélange par des forces de attraction supérieures à celles des liquides purs. En revanche, si l'écart est positif, la pression totale sera supérieure à celle estimée car les forces intermoléculaires dans la solution sont inférieures à celles des composants purs. Ici, les forces de cohésion entre les molécules sont plus importantes que les forces d'adhérence, par conséquent, les composants passent plus facilement en phase gazeuse.

Principalement, la loi de Raoult est appliquée dans les techniques industrielles et pour escalader laboratoire, dans des processus tels que la distillation et la distillation fractionnée.

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