Calculateur de la loi de Raoult

La loi de Raoult relie la pression de vapeur au-dessus d’une solution liquide idéale à sa composition. Pour chaque constituant volatil, la pression partielle de vapeur est égale à sa fraction molaire dans le liquide multipliée par la pression de vapeur du constituant pur à la même température. La somme des pressions partielles donne la pression totale au-dessus du mélange. Ce calculateur effectue ces opérations pour deux à cinq constituants, dans l’unité de pression choisie. La fraction molaire d’un constituant est sa quantité de matière divisée par la quantité totale de tous les constituants saisis. Les fractions molaires sont sans dimension et leur somme vaut un. Si une solution contient deux moles d’éthanol et trois moles d’eau, leurs fractions molaires sont 0.4 et 0.6. Chaque fraction, multipliée par la pression de vapeur pure correspondante, donne la pression partielle. Avec des pressions pures de 44.6 et 23.8 mmHg, les contributions sont de 17.84 et 14.28 mmHg, soit 32.12 mmHg au total. La température n’est pas saisie directement, car les pressions de vapeur des corps purs doivent déjà avoir été évaluées à une température commune. La pression de vapeur pure dépend fortement de la température : toutes les valeurs tirées de tables ou calculées avec une équation d’Antoine doivent donc correspondre à la température réelle du système. Les unités de pression doivent également être cohérentes. Choisir kPa ou mmHg modifie l’étiquette affichée, sans convertir les nombres saisis, pour permettre l’utilisation directe de données sources homogènes. La loi de Raoult est exacte pour une solution idéale, où les interactions entre molécules différentes ressemblent à celles entre molécules semblables. Des mélanges chimiquement proches, comme certains couples d’hydrocarbures, peuvent s’en approcher. Les solutions réelles présentent souvent des écarts positifs ou négatifs. Des interactions plus faibles entre molécules différentes peuvent augmenter la pression de vapeur au-delà de la prédiction idéale, tandis que des attractions plus fortes peuvent la réduire. Des coefficients d’activité sont nécessaires si ces écarts sont importants, et certains mélanges forment des azéotropes que le modèle idéal simple ne prédit pas correctement. Cette méthode sert couramment de premier modèle pour la distillation, les calculs de vaporisation éclair, la formulation de solvants et l’analyse de l’évaporation. En distillation, comparer les pressions partielles permet de repérer le constituant qui enrichit la vapeur. Au laboratoire, on peut estimer les pertes de solvant ; en cours, relier la composition liquide à la loi de Dalton pour la phase gazeuse. Le résultat est une estimation à l’équilibre, pas une vitesse d’évaporation : le flux d’air, la surface, le transfert thermique et la résistance au transfert de matière déterminent la vitesse d’approche de l’équilibre. Seuls les constituants liquides volatils doivent être saisis comme entrées ordinaires. Un soluté non volatil, tel que le sel ou le sucre, ne contribue pratiquement pas à la pression de vapeur, tout en réduisant la fraction molaire du solvant. Pour un travail rigoureux, incluez toutes les espèces dans le calcul des fractions molaires liquides, utilisez des données fiables de pression de vapeur pure et évaluez la non-idéalité. Ce calculateur convient aux calculs explicites de mélanges idéaux, aux exercices et aux comparaisons préliminaires avant l’emploi d’un modèle à coefficients d’activité ou d’une équation d’état.