Lei de Raoult: o que é, desvios positivos e negativos

A Lei de Raoult é uma lei da físico-química que descreve o comportamento de soluções ideais, ou seja, soluções nas quais a interação entre as moléculas do solvente e do soluto é desprezível. De acordo com a Lei de Raoult, a pressão de vapor de uma solução é diretamente proporcional à fração molar do solvente na solução.

Os desvios positivos e negativos da Lei de Raoult ocorrem quando o comportamento real de uma solução se afasta do comportamento esperado de uma solução ideal. Desvios positivos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é maior do que a prevista pela Lei de Raoult, enquanto desvios negativos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é menor do que a prevista.

Os desvios da Lei de Raoult são causados por interações intermoleculares não-ideais entre as moléculas do solvente e do soluto, como por exemplo a formação de pontes de hidrogênio ou interações dipolo-dipolo. Esses desvios são importantes para compreender o comportamento de soluções reais e podem afetar propriedades como ponto de ebulição, ponto de fusão e pressão de vapor das soluções.

Entenda a Lei de Raoult e suas aplicações em equilíbrios de soluções químicas.

A Lei de Raoult é um princípio fundamental da química que descreve o comportamento de soluções ideais. Segundo essa lei, a pressão de vapor de uma solução é proporcional à fração molar de cada componente da solução. Em outras palavras, a pressão de vapor de uma solução é igual à soma das pressões de vapor dos componentes puros multiplicadas pelas frações molares de cada componente na solução.

Quando uma solução segue perfeitamente a Lei de Raoult, dizemos que não há desvios. No entanto, em alguns casos, podem ocorrer desvios positivos ou negativos. Desvios positivos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é maior do que a prevista pela Lei de Raoult, enquanto desvios negativos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é menor do que a prevista.

Os desvios positivos geralmente ocorrem em soluções que apresentam interações intermoleculares mais fortes do que as interações entre as moléculas do solvente e do soluto. Já os desvios negativos ocorrem em soluções onde as interações intermoleculares são mais fracas do que as interações entre as moléculas do solvente e do soluto.

Em resumo, a Lei de Raoult é uma ferramenta importante para entender o comportamento de soluções químicas e prever seu equilíbrio de fases. Compreender os desvios positivos e negativos dessa lei nos ajuda a entender melhor as interações entre os componentes de uma solução e suas propriedades físicas.

Descubra o método de cálculo da Lei de Raoult para soluções ideais.

A Lei de Raoult é um princípio importante em química que descreve o comportamento de soluções ideais. De acordo com essa lei, a pressão de vapor de uma solução ideal é proporcional à fração molar de cada componente na solução. Isso significa que a pressão de vapor de um componente em uma solução é igual à pressão de vapor desse componente puro multiplicada pela fração molar desse componente na solução.

Para calcular a pressão de vapor de um componente em uma solução usando a Lei de Raoult, basta multiplicar a pressão de vapor do componente puro pela fração molar desse componente na solução. A fórmula matemática para isso é:

Ps = xA * PA

Onde:

Ps é a pressão de vapor do componente na solução,

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xA é a fração molar do componente na solução,

e PA é a pressão de vapor do componente puro.

Desvios positivos e negativos da Lei de Raoult ocorrem quando as interações entre as moléculas dos componentes da solução não são ideais. Desvios positivos acontecem quando a pressão de vapor observada é maior do que a prevista pela Lei de Raoult, enquanto desvios negativos ocorrem quando a pressão de vapor observada é menor do que a prevista.

Em resumo, a Lei de Raoult é um método útil para calcular a pressão de vapor de um componente em uma solução ideal, levando em consideração a fração molar desse componente na solução. Os desvios positivos e negativos ocorrem quando as interações entre as moléculas dos componentes não são ideais, resultando em pressões de vapor diferentes das previstas pela Lei de Raoult.

A Lei de Raoult: O que ela determina sobre a ebuliometria de soluções?

A Lei de Raoult é uma lei da físico-química que determina o abaixamento da pressão de vapor de uma solução em relação ao solvente puro. Segundo esta lei, a pressão de vapor de uma solução é igual à pressão de vapor do solvente puro multiplicada pela fração molar do solvente na solução.

Em termos simples, a Lei de Raoult nos diz que a presença de um soluto em uma solução diminui a pressão de vapor do solvente, o que resulta em um aumento do ponto de ebulição da solução. Ou seja, a presença de um soluto em uma solução faz com que ela ferva em uma temperatura mais alta do que o solvente puro.

É importante ressaltar que a Lei de Raoult é válida apenas para soluções ideais, ou seja, soluções em que as interações entre as moléculas do soluto e do solvente são semelhantes às interações entre moléculas do solvente entre si.

Quando as interações entre as moléculas do soluto e do solvente são diferentes, podem ocorrer desvios da Lei de Raoult. Estes desvios podem ser classificados em dois tipos: desvios positivos e desvios negativos.

Os desvios positivos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é maior do que a prevista pela Lei de Raoult. Isso geralmente acontece quando as interações entre as moléculas do soluto e do solvente são mais fortes do que as interações entre as moléculas do solvente entre si.

Por outro lado, os desvios negativos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é menor do que a prevista pela Lei de Raoult. Isso pode acontecer quando as interações entre as moléculas do soluto e do solvente são mais fracas do que as interações entre as moléculas do solvente entre si.

Em resumo, a Lei de Raoult nos ajuda a compreender como a presença de um soluto em uma solução afeta o seu ponto de ebulição, e os desvios desta lei nos mostram que nem sempre as soluções se comportam de acordo com as previsões teóricas, devido às interações entre as moléculas dos componentes da solução.

Entenda o conceito de mistura binária e suas aplicações na química e engenharia.

Uma mistura binária é aquela que é composta por apenas dois componentes. Na química e engenharia, as misturas binárias são comuns e desempenham um papel importante em diversas aplicações. Essas misturas podem ser líquido-líquido, sólido-líquido ou gás-líquido, dependendo dos componentes envolvidos.

Um exemplo comum de mistura binária na química é a mistura de álcool e água. Essa mistura é frequentemente utilizada em laboratórios e na indústria para diversos fins. Na engenharia, as misturas binárias podem ser encontradas em processos de destilação, extração e separação de compostos químicos.

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A Lei de Raoult é um princípio fundamental na química que descreve o comportamento de misturas binárias de líquidos ideais. Segundo essa lei, a pressão de vapor de uma solução é igual à soma das pressões de vapor dos componentes puros multiplicada pelas frações molares de cada componente na solução.

Desvios positivos e negativos da Lei de Raoult ocorrem quando as interações entre os componentes da mistura não são ideais. Desvios positivos ocorrem quando a pressão de vapor da solução é maior do que a prevista pela Lei de Raoult, enquanto desvios negativos ocorrem quando a pressão de vapor é menor.

Lei de Raoult: o que é, desvios positivos e negativos

O 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 nisso.

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

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François-Marie Raoult

Usando uma explicação baseada nas interações entre as moléculas de gases (ou líquidos) para prever o comportamento das pressões de vapor, esta lei é usada para estudar soluções reais ou não ideais, desde que sejam considerados os coeficientes necessários para corrigir o modelo Matemático e ajuste-o para condições não ideais.

Em que consiste?

A lei de Raoult baseia-se no pressuposto de que as soluções envolvidas se comportam idealmente: isso ocorre porque essa lei se baseia na idéia de que forças intermoleculares entre moléculas diferentes são iguais às de moléculas semelhantes (que não é tão bem sucedido na realidade).

De fato, quanto mais próxima a solução se aproxima da idealidade, maior a oportunidade que ela terá para cumprir as características propostas por esta lei.

Esta lei relaciona a pressão de vapor de uma solução com um soluto não volátil, declarando que será igual à pressão de vapor desse soluto puro a essa temperatura, multiplicada pela sua fração molar. Isso é expresso em termos matemáticos para um único componente da seguinte maneira:

P i = Pº i . X i

Nesta expressão P i é igual à pressão parcial de vapor do componente i na mistura de gás, Pº i é a pressão de vapor do componente puro i, e X i é a fracção molar do componente i na mistura.

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

P = Pº A X A + Pº B X B + Pº C X c

Além disso, nas soluções em que apenas um soluto e solvente estão presentes, a lei pode ser formulada da seguinte forma:

P A = (1-X B ) x Pº A

Desvios positivos e negativos

As soluções que podem ser estudadas com esta lei normalmente devem se comportar idealmente, 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, as soluções ideais são praticamente inexistentes na realidade; portanto, dois coeficientes devem ser incorporados nos cálculos que representam interações intermoleculares. Estes são o coeficiente de transitoriedade e o coeficiente de atividade.

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

Desvios positivos

Desvios positivos da lei de Raoult ocorrem quando a pressão de vapor da solução é maior do que o calculado com a lei de Raoult.

Isso acontece quando as forças de coesão entre moléculas semelhantes são maiores que as mesmas forças entre moléculas diferentes. Nesse caso, os dois componentes vaporizam mais facilmente.

Esse desvio é visto na curva de pressão de vapor como um ponto máximo em uma composição específica, formando um azeótropo positivo.

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

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Desvios negativos

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

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

Esse tipo de desvio gera uma retenção de cada componente em seu estado líquido por forças atrativas maiores que as da substância em seu estado puro, de modo que a pressão parcial de vapor 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

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

Mix básico

A seguinte mistura, composta por propano e butano, representa uma aproximação da pressão de vapor, e podemos assumir que ambos os componentes estão em proporções iguais dentro deste (50-50), a uma temperatura de 40 ° C:

X propano = 0,5

propano = 1352,1 kPa

X butano = 0,5

butano = 377,6 kPa

É calculado com a lei de Raoult:

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

Pelo que:

Mistura P = 864,8 kPa

Mistura binária com soluto não volátil

Às vezes acontece que o soluto da mistura é não volátil, portanto 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 em condições normais de temperatura:

X água = 0,95

água = 2,34 kPa

X açúcar = 0,05

Pº de açúcar = 0 kPa

É calculado com a lei de Raoult:

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

Pelo que:

Mistura P = 2,22 kPa

Claramente, houve uma depressão da pressão do vapor de água devido a forças intermoleculares.

Referências

  1. Anne Marie Helmenstine, P. (sf). Definição da lei de Raoult. Obtido em thoughtco.com
  2. ChemGuide (sf). Lei de Raoult e solutos não voláteis. Obtido em chemguide.co.uk
  3. LibreTexts. (sf). Lei de Raoult e misturas ideais de líquidos. Obtido em chem.libretexts.org
  4. Neutrium (sf). Lei de Raoult. Obtido em neutrium.net
  5. Wikipedia (sf). Lei de Raoult. Obtido em en.wikipedia.org

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