Presión de Vapor (Ley de Raoult)

La ley de Raoult es una ley termodinámica que establece que la presión de vapor parcial de cada componente de una mezcla ideal de líquidos es igual a la presión de vapor del componente puro multiplicado por su fracción molar en la mezcla. En consecuencia, la disminución relativa de la presión de vapor de una solución diluida de soluto no volátil es igual a la fracción molar de soluto en la solución.
La ley de Raoult es una ley fenomenológica que asume un comportamiento ideal basado en la simple suposición microscópica de que las fuerzas intermoleculares entre moléculas diferentes son iguales a las de moléculas similares: las condiciones de una solución ideal. Esto es análogo a la ley del gas ideal, que es una ley limitante válida cuando las fuerzas interactivas entre las moléculas se acercan a cero, por ejemplo, cuando la concentración se acerca a cero. La ley de Raoult es, en cambio, válida si las propiedades físicas de los componentes son idénticas. Cuanto más similares son los componentes, más se aproximan sus comportamientos descritos por la ley de Raoult. Por ejemplo, si los dos componentes difieren solo en el contenido isotópico, entonces la ley de Raoult es esencialmente exacta.
La comparación de las presiones de vapor medidas con los valores predichos de la ley de Raoult proporciona información sobre la verdadera fuerza relativa de las fuerzas intermoleculares. Si la presión de vapor es menor que la prevista (una desviación negativa), menos moléculas de cada componente dejaron la solución en presencia del otro componente, lo que indica que las fuerzas entre las diferentes moléculas son más fuertes. Lo contrario es cierto para las desviaciones positivas.