Raoult yasası
Kısa tanım
Raoult yasası, ideal bir çözeltide bir bileşenin buhar basıncının, o bileşenin saf hâldeki buhar basıncı ile çözeltideki mol kesrinin çarpımına eşit olduğunu söyler.
Diğer adları: Raoult kanunu
Suya tuz ya da şeker kattığında çözeltinin buharlaşma eğilimi azalır. Fransız kimyager François-Marie Raoult 19. yüzyılın sonunda bu azalmanın çözücünün mol kesriyle orantılı olduğunu gösterdi. Raoult yasası bu ilişkiyi formüle döker:
PA = XA × P°A
PA çözeltideki A bileşeninin kısmi buhar basıncı, XA mol kesri, P°A ise saf A'nın aynı sıcaklıktaki buhar basıncıdır.
Örnek
25 °C'de saf suyun buhar basıncı yaklaşık 23,8 mmHg'dir. Uçucu olmayan bir madde çözüldüğünde suyun mol kesri 0,95 olursa çözeltinin buhar basıncı 0,95 × 23,8 ≈ 22,6 mmHg'ye düşer. Buhar basıncındaki düşüş, çözünen maddenin mol kesriyle orantılıdır: ΔP = Xçözünen × P°. Hesabı Raoult yasası aracıyla kendi değerlerinle yapabilirsin.
İki uçucu bileşenli karışımlar
Benzen ve toluen gibi iki uçucu sıvının karışımında toplam basınç, her bileşenin Raoult'a göre hesaplanan kısmi basınçlarının toplamıdır. Bu yaklaşım, kısmi basınçların toplanmasını anlatan Dalton yasasıyla birlikte kullanılır ve damıtma işlemlerinin temelini oluşturur: buhar fazında daha uçucu bileşen zenginleşir.
Koligatif özellikler
Buhar basıncının düşmesi, çözeltilerin daha yüksek sıcaklıkta kaynamasının ve daha düşük sıcaklıkta donmasının nedenidir. Kışın yollara tuz serpilmesi ya da araç soğutma suyuna antifriz eklenmesi bu ilkeye dayanır. Bu etkileri kaynama noktası yükselmesi ve donma noktası alçalması araçlarıyla hesaplayabilirsin.
Sınırları
Yasa ideal çözeltiler için geçerlidir; yani bileşenler arasındaki çekim kuvvetlerinin birbirine benzediği durumlar için. Etanol–su gibi karışımlarda pozitif ya da negatif sapmalar görülür ve bazı oranlarda azeotrop oluşur. Seyreltik çözeltilerde çözücü için yasa genellikle iyi bir yaklaşım verir.