Equilíbrio líquido-vapor

Experimento 1: EQUILÍBRIO LÍQUIDO-VAPOR

INTRODUÇÃO

A maioria dos sistemas que encontramos na natureza é composta por diversos componentes e a maioria deles muito complexos. Seria quase impossível descrever um sistema complexo de modo a preservar todas as suas características, portanto o estudo de sistemas mais simples faz-se necessário para que sistemas mais complexos possam ser estudados.
O princípio físico-químico mais abordado neste experimento é que o potencial químico (que significa densidade de energia livre ou densidade de energia livre de Gibbs) é idêntico para todas as espécies na mesma fase. Observações experimentais conhecidas como Lei de Raoult e Lei de Henry são importantes na área dos diagramas de fase [2].
A respeito a estas duas leis podemos dizer que, pela Lei de Raoult a pressão parcial de vapor dos componentes de uma solução ideal de dois líquidos voláteis está relacionada à composição da mistura de acordo com a Equação 1: pA = χAּpA* (1)
Em que pa é a pressão parcial do líquido A na mistura, χa é a fração molar do líquido A na mistura e pA* é a pressão de vapor do líquido A puro.
E a pressão de vapor total p é dada por: p = pB + pA (2)
Mas isto só é válido para uma temperatura constante, entretanto neste experimento a temperatura será variada. Sabe-se também que a composição do líquido em equilíbrio com o vapor não é necessariamente a mesma. Assim espera-se que o vapor seja mais rico com o componente mais volátil.
E a Lei de Henry, uma lei experimental, é dada pela equação abaixo: pB = χBּKB (3)
Onde KB é uma constante empírica da substância B com dimensão de pressão.
­Em soluções ideais tanto o soluto quanto o solvente obedecem a Lei de Raoult e para soluções reais a baixas concentrações a constante de proporcionalidade não é a pressão de vapor da substância pura como na Lei de Raoult e sim esta constante KB. Misturas cujo soluto obedece a Lei de Henry e o solvente obedece a Lei de Raoult são chamadas soluções