Wanneer opgeloste deeltjes worden toegevoegd aan een zuiver oplosmiddel in een gesloten container bij constante temperatuur en druk, neemt de dampdruk van het oplosmiddel af . Dit fenomeen staat bekend als de wet van raoult .

Dit is waarom:

* dampdruk: De dampdruk van een vloeistof is de druk die wordt uitgeoefend door zijn damp wanneer de vloeistof en damp in evenwicht zijn.

* Interacties opgeloste oplosmiddel: Wanneer een opgeloste stof aan een oplosmiddel wordt toegevoegd, werken de opgeloste deeltjes samen met de oplosmiddelmoleculen. Deze interacties kunnen sterker of zwakker zijn dan de oplosmiddel-oplosmiddelinteracties.

* Verminderd oppervlak van het oplosmiddel: De aanwezigheid van opgeloste deeltjes vermindert het oppervlak van het oplosmiddel dat wordt blootgesteld aan de dampfase.

* Lagere ontsnappingssnelheid: Met een verminderd oppervlak en sterkere interacties hebben de oplosmiddelmoleculen een lagere kans om te ontsnappen in de dampfase, wat resulteert in een lagere dampdruk.

de wet van Raoult stelt dat de gedeeltelijke dampdruk van een oplosmiddel in een oplossing gelijk is aan de dampdruk van het zuivere oplosmiddel vermenigvuldigd met de molfractie van het oplosmiddel in de oplossing:

* p _oplossing =X _oplosmiddel * P _oplosmiddel

waar:

* P _oplossing is de dampdruk van de oplossing

* X _oplosmiddel is de molfractie van het oplosmiddel in de oplossing

* P _oplosmiddel is de dampdruk van het pure oplosmiddel

Belangrijke opmerking: Deze verklaring veronderstelt een ideale oplossing, waarbij de opgeloste en oplosmiddelmoleculen op dezelfde manier op elkaar inwerken. In real-world scenario's kunnen afwijkingen van de wet van Raoult optreden.