La ley de Raoult se utiliza en química para explicar el comportamiento de los disolventes cuando un soluto no volátil se expone a cambios de temperatura. Esta ley determina la presión de vapor de un solvente a una temperatura dada en una solución ideal. La presión se puede encontrar usando la fracción molar del solvente y multiplicándola por la presión de vapor del solvente a una temperatura específica cuando está en su forma pura.
Una fracción molar es el número de moles de un disolvente dividido por el número total de moles en la solución. Dado que una solución es una combinación de un solvente y un soluto, el número total de moles son los moles del solvente más los moles del soluto. Un soluto es lo que se disuelve y un solvente es lo que se disuelve el soluto.
La presión de vapor es el resultado de partículas en un líquido que escapan del líquido o se evaporan. Las partículas con mayor energía que se encuentran en la superficie del líquido pueden escapar. Cuanto más alta es la temperatura, más energía, por lo que se evaporan más partículas. Solo las moléculas del solvente escapan de la solución porque las moléculas del soluto no tienen la misma tendencia a evaporarse.
Por ejemplo, en una solución de agua salada, la sal es el soluto y el agua es el solvente. Aunque la sal se disuelve en el agua, no se convierte en gas mientras está en el agua. Solo el agua se evapora.
En un sistema cerrado, se establece un equilibrio. Aunque las partículas aún escapan del líquido, no tienen adónde ir, por lo que simplemente rebotan en las paredes del sistema y finalmente regresan al líquido. Las partículas en movimiento crean presión, llamada presión de vapor saturada.
En forma pura, la superficie de un solvente líquido solo contiene las moléculas del solvente. En una solución, sin embargo, la superficie contiene moléculas del solvente y del soluto. Esto significa que se escaparán menos partículas y la presión de vapor será menor para una solución que para el solvente puro. La ley de Raoult explica este cambio en el escape de partículas. Usando la fracción molar, es teóricamente posible determinar cuántas de las partículas en la superficie de una solución podrán escapar, determinando así la presión de vapor de una solución.
El cambio en la presión de vapor también afecta los puntos de fusión y ebullición. En soluciones, el punto de fusión es generalmente más bajo y el punto de ebullición más alto que en la forma pura del solvente.
La ley de Raoult asume que la solución que se está probando es una solución ideal. Dado que las soluciones ideales son solo teóricas, la ley de Raoult se utiliza como ley limitante. Cuanto más cerca esté una solución de ser una solución ideal, más precisa será la ley de Raoult cuando se aplique a esa solución. Las soluciones extremadamente diluidas se comportan casi exactamente como establece la ley de Raoult, mientras que las soluciones concentradas no se comportan exactamente como sugiere la ley.