Ley de Raoult

La teoría de la destilación es una de las aplicaciones de la ley de Raoult

La ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la solución. La ley debe su nombre al químico francés François Marie Raoult (1830-1901).

Definición

Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución siempre es menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la solución y la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación entre ambos se formula mediante la ley de Raoult mediante la cual: «la presión parcial de un disolvente sobre una disolución $P_1$ está dada por la presión de vapor del disolvente puro P^o₁, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución $X_1$».

$P_1 = X_1 P^o_1$

Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una solución que sólo contenga un soluto, se tiene que X₁=1-X₂, donde X₂ es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como:

$P_1 = \left( 1- X_2\right) P^o_1$

$P^o_1 - P_1 = \Delta P = X_2 P^o_1$

Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, $\Delta P$ es directamente proporcional a la concentración del soluto presente

Características

Una vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrio químico, la presión total del vapor es:

$\ P_{solucion}= (P_{1})_{puro} X_1 + (P_{2})_{puro} X_2 +\cdots$

y la presión individual de los componentes gaseosos es

$\ P_{i}=(P_{i})_{puro} X_i$

donde

• (P_i)_puro es la presión de vapor del componente puro
• X_i es la fracción molar del componente en solución

Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la solución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente (Ley de las presiones parciales o ley de Dalton).

Aplicación

Se cumple sólo para disoluciones ideales no obstante es una buena aproximación cualitativa.

Disoluciones ideales

Para que se cumpla al 100% la ley de Raoult es necesario que el líquido sea una disolución ideal, el vapor sea una mezcla de gases ideales y que la fugacidad del líquido no varie significativamente con la presión, esta última condición a veces se expresa como que el factor de corrección de poynting sea de valor 1.

En equilibrio líquido-vapor, la relación que se comporta según la idealidad de la ley de Raoult seria la siguiente:

$P_T Y_1 = X_1 P^o_1$

donde:

$P_T$ = presión total del sistema en equilibrio

$Y_1$ = composición en la fase vapor, compuesto 1

$X_1$ = composición en la fase líquida, compuesto 1

$P^o_1$ = presión de vapor, compuesto 1

Empleo

La ley de Raoult suele emplearse en la teoría de la destilación.

Véase también

• Ley de Henry
• Ley de Dalton
• Regla de Konowaloff

Literatura

• The Principles of Chemical Equilibrium, Denbigh, K. 3ª Ed, Cambridge University Press, 1971. En el que se puede encontrar una demostración rigurosa de la ley de Raoult (pag. 246-248).