Presión de vapor de una disolución. Ley de Raoult

Presión de vapor de una disolución. Ley de Raoult

La experiencia nos dice que la presión de vapor del disolvente en una disolución es inferior a la del disolvente puro. Las disoluciones acuosas concentradas de ciertas sustancias, como azúcar o urea, se evaporan más lentamente que el agua pura; en realidad, si la concentración del soluto es lo suficientemente alta, el vapor de agua de la atmósfera puede condensarse en la disolución, con lo cual la diluye.

Esta variación de la presión de vapor fue establecida, en 1887, por F. M. Raoult, quien estableció que la disminución relativa de la presión de vapor de un líquido al disolver en él un soluto no volátil cualquiera es igual a la presión de vapor del disolvente puro multiplicada por la fracción molar del disolvente. Matemáticamente se puede expresar por la relación:

donde:
p es la presión de vapor del disolvente sobre la disolución;
p0 es la presión de vapor del disolvente puro;
xd es la fracción molar del disolvente en la disolución.

Observa que como xd en una disolución debe ser menor que 1, p debe ser menor que p0.
Podemos obtener una expresión directa respecto a la disminución de la presión de vapor mediante la siguiente sustitución xs = 1 — xd, donde xs es la fracción molar de soluto. Así:

donde la cantidad p0 - p es la disminución de la presión de vapor.

La ley de Raoult es válida para solutos sólidos que no sean electrólitos, es decir, que no se disocien en disolución. Realmente, las disoluciones verdaderas se apartan del comportamiento fijado por esta ley, y tanto más cuanto más concentradas se encuentren, pero se puede considerar que las disoluciones diluidas son prácticamente ideales.