7. Raoult's Law and Phaes equilibria

# 7. Raoult's Law and Phaes equilibria ## Objectifs et prérequis **Objectifs** : À la fin de ce chapitre, l'étudiant sera capable de : - Définir l'équilibre de phase et distinguer équilibre statique et dynamique, physique et chimique. - Décrire l'équilibre de phase dans les systèmes à un composant (eau, CO₂) à l'aide des diagrammes de phase. - Appliquer la loi de Raoult aux mélanges idéaux binaires et réaliser des calculs de pression de vapeur et de composition. - Identifier et expliquer les écarts positifs et négatifs par rapport à la loi de Raoult, en lien avec les interactions intermoléculaires. - Interpréter les courbes pression de vapeur-composition et température d'ébullition-composition pour les mélanges idéaux et non idéaux. - Définir un mélange azeotrope et expliquer son impact sur la séparation par distillation fractionnée. - Proposer des méthodes de séparation pour les mélanges non idéaux présentant un azeotrope (ajout d'un troisième composant, extraction par solvant, adsorption). **Prérequis** : Notions de molalité, fraction molaire, loi des gaz parfaits, enthalpie de vaporisation, diagrammes P-T et P-V, concepts de solubilité et d'interactions intermoléculaires (liaisons hydrogène, forces de van der Waals). --- ## Introduction aux équilibres de phase Un **équilibre de phase** existe lorsque deux ou plusieurs phases d'un système sont en coexistence sans changement net de masse ou d'énergie au fil du temps. Cet équilibre peut être **statique** (aucun mouvement moléculaire net entre les phases) ou **dynamique** (échanges moléculaires égaux et opposés entre les phases, résultant en un bilan nul). Il peut être **physique** (changement d'état : solide↔liquide↔gaz) ou **chimique** (réaction chimique où vitesses directe et inverse sont égales). > **À retenir** : Dans un équilibre de phase dynamique, le taux de transfert d'une phase à une autre est égal dans les deux directions, bien que des échanges moléculaires continus aient lieu. Dans un système à un composant (ex : H₂O), l'équilibre de phase dépend uniquement de la température et de la pression. Le diagramme de phase (P-T) montre les régions de stabilité de chaque phase et les lignes d'équilibre (fusion, vaporisation, sublimation). Le point triple est où les trois phases coexistent en équilibre. Le point critique est au-delà duquel liquide et gaz deviennent indistinguables. > **À retenir** : Au point triple, trois phases d'un composant sont en équilibre de phase. Au point critique, la distinction entre liquide et gaz disparaît. Dans un système à deux composants (ex : mélange liquide-vapeur), l'équilibre de phase dépend de la température, de la pression et de la composition de chaque phase. La loi de Raoult décrit ce comportement pour les mélanges idéaux. --- ## I. Équilibre de phase dans les systèmes à un composant Dans un système à un composant pur, l'équilibre de phase entre deux phases (ex : liquide et vapeur) est gouverné par l'égalité du potentiel chimique de la substance dans chaque phase : μ_liquide = μ_vapeur. À température constante, cela se traduit par une pression de vapeur spécifique appelée **pression de saturation**. Pour l'eau à 100 °C et 1 atm, liquide et vapeur sont en équilibre. Augmenter la pression à cette température favorise le liquide ; diminuer la pression favorise la vapeur. **Exemple résolu** : Calculer la pression de vapeur de l'eau à 80 °C sachant que son enthalpie de vaporisation moyenne est ΔH_vap = 40,7 kJ/mol et qu'elle vaut 23,8 torr à 25 °C. On utilise l'équation de Clausius-Clapeyron intégrée : $$ \ln\left(\frac{P_2}{P_1}\right) = -\frac{\Delta H_{\text{vap}}}{R} \left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right) $$ Avec : - P₁ = 23,8 torr, T₁ = 25 + 273 = 298 K - T₂ = 80 + 273 = 353 K - R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ - ΔH_vap = 40700 J·mol⁻¹ $$ \ln\left(\frac{P_2}{23,8}\right) = -\frac{40700}{8,314} \left(\frac{1}{353} - \frac{1}{298}\right) = -4895,3 \times (-0,000522) \approx 2,555 $$ $$ \frac{P_2}{23,8} = e^{2,555} \approx 12,87 \quad \Rightarrow \quad P_2 \approx 23,8 \times 12,87 \approx 306 \text{ torr} $$ **Réponse** : La pression de vapeur de l'eau à 80 °C est d'environ 306 torr. **Exercice d'application** : La pression de vapeur du benzène est 75 torr à 8 °C et 300 torr à 25 °C. Calculer son enthalpie de vaporisation. **Correction** : $$ \ln\left(\frac{300}{75}\right) = \ln(4) \approx 1,386 = -\frac{\Delta H_{\text{vap}}}{8,314} \left(\frac{1}{298} - \frac{1}{281}\right) $$ $$ \frac{1}{298} - \frac{1}{281} \approx 0,003356 - 0,003559 = -0,000203 $$ $$ 1,386 = -\frac{\Delta H_{\text{vap}}}{8,314} \times (-0,000203) = \frac{\Delta H_{\text{vap}} \times 0,000203}{8,314} $$ $$ \Delta H_{\text{vap}} = \frac{1,386 \times 8,314}{0,000203} \approx \frac{11,52}{0,000203} \approx 56750 \text{ J/mol} = 56,8 \text{ kJ/mol} $$ **Réponse** : ΔH_vap ≈ 56,8 kJ/mol. --- ## II. Équilibre de phase dans les systèmes à deux composants Dans un mélange binaire liquide-vapeur idéal, chaque composant contribue à la pression de vapeur totale proportionnellement à sa fraction molaire dans la phase liquide et à sa pression de vapeur pure. C'est la **loi de Raoult** : $$ P_{\text{total}} = P_A^\circ x_A + P_B^\circ x_B $$ où $P_A^\circ$ et $P_B^\circ$ sont les pressions de vapeur des purs A et B à la température donnée, et $x_A$, $x_B$ leurs fractions molaires dans le liquide ($x_A + x_B = 1$). La fraction molaire de A dans la vapeur ($y_A$) est donnée par la loi de Dalton : $$ y_A = \frac{P_A}{P_{\text{total}}} = \frac{P_A^\circ x_A}{P_{\text{total}}} $$ > **À retenir** : Dans un mélange idéal obéissant à la loi de Raoult, la pression de vapeur partielle de chaque composant est égale au produit de sa pression de vapeur pure et de sa fraction molaire liquide. **Exemple résolu** : À 25 °C, le toluène a une pression de vapeur de 22 torr et le benzène de 75 torr. On prépare un mélange liquide contenant 0,4 mol de toluène et 0,6 mol de benzène. Calculer : a) La pression de vapeur totale b) La composition en vapeur du mélange **Solution** : Fraction molaire de toluène : $x_T = 0,4 / (0,4 + 0,6) = 0,4$ Fraction molaire de benzène : $x_B = 0,6$ a) $P_{\text{total}} = P_T^\circ x_T + P_B^\circ x_B = (22)(0,4) + (75)(0,6) = 8,8 + 45 = 53,8$ torr b) $y_T = \frac{P_T}{P_{\text{total}}} = \frac{8,8}{53,8} \approx 0,164$ $y_B = \frac{45}{53,8} \approx 0,836$ **Réponse** : a) 53,8 torr ; b) vapeur contenant ~16,4 % de toluène et 83,6 % de benzène. **Exercice d'application** : Un mélange idéal de A et B à 30 °C a $P_A^\circ = 100$ torr, $P_B^\circ = 40$ torr. Si la pression de vapeur totale mesure 70 torr, trouver la composition liquide du mélange. **Correction** : Soit $x_A$ la fraction molaire de A dans le liquide, alors $x_B = 1 - x_A$ $$ P_{\text{total}} = P_A^\circ x_A + P_B^\circ (1 - x_A) = 100x_A + 40(1 - x_A) = 100x_A + 40 - 40x_A = 60x_A + 40 $$ $$ 70 = 60x_A + 40 \quad \Rightarrow \quad 30 = 60x_A \quad \Rightarrow \quad x_A = 0,5 $$ Donc $x_B = 0,5$ **Réponse** : Mélange liquide équimolaire (50 % A, 50 % B). --- ## III. Loi de Raoult et solutions idéales : courbes et calculs Dans une solution idéale, les interactions A-A, B-B et A-B sont similaires. La loi de Raoult est suivie sur toute la gamme de composition. On trace deux courbes essentielles : - **Courbe de pression de vapeur totale vs composition liquide** : ligne droite entre $P_A^\circ$ (à $x_A=1$) et $P_B^\circ$ (à $x_A=0$). - **Courbe de température d'ébullition vs composition liquide** : courbe convexe vers le bas, puisque la température d'ébullition diminue lorsque le composant plus volatil augmente. > **À retenir** : Pour une solution idéale, la courbe P-x est linéaire et la courbe T_b-x est convexe vers le bas. **Exemple résolu** : À 80 °C, l'éthanol a $P^\circ = 400$ torr et l'eau $P^\circ = 355$ torr. Un mélange liquide contient 0,3 mol d'éthanol et 0,7 mol d'eau. Trouver : a) La pression de vapeur totale b) La composition en vapeur **Solution** : $x_E = 0,3$, $x_W = 0,7$ a) $P_{\text{total}} = (400)(0,3) + (355)(0,7) = 120 + 248,5 = 368,5$ torr b) $y_E = \frac{120}{368,5} \approx 0,326$, $y_W = \frac{248,5}{368,5} \approx 0,674$ **Réponse** : a) 368,5 torr ; b) vapeur : 32,6 % éthanol, 67,4 % eau. **Exercice d'application** : Un mélange idéal de chloroforme et d'acétone à 25 °C donne une pression de vapeur totale de 200 torr. Si $P_{\text{chloroforme}}^\circ = 200$ torr et $P_{\text{acétone}}^\circ = 250$ torr, trouver la fraction molaire de chloroforme dans le liquide. **Correction** : Soit $x_C$ = fraction molaire de chloroforme $$ P_{\text{total}} = 200x_C + 250(1 - x_C) = 200x_C + 250 - 250x_C = 250 - 50x_C $$ $$ 200 = 250 - 50x_C \quad \Rightarrow \quad 50x_C = 50 \quad \Rightarrow \quad x_C = 1 $$ Attention : cela impliquerait du chloroforme pur, mais la pression serait alors 200 torr, ce qui correspond. Donc si P_total = 200 torr et P°_C = 200 torr, alors x_C = 1, x_A = 0. **Réponse** : Le liquide est du chloroforme pur ($x_C = 1$). --- ## IV. Mélanges non idéaux : déviation positive par rapport à la loi de Raoult Un mélange présente une **déviation positive** lorsque la pression de vapeur observée est **supérieure** à celle prédite par la loi de Raoult. Cela résulte de **interactions A-B plus faibles** que les interactions A-A et B-B (ex : éthanol + cyclohexane : rupture des liaisons H de l'éthanol). > **À retenir** : Une déviation positive indique que les molécules s'échappent plus facilement du liquide en raison d'interactions intermoléculaires A-B plus faibles que dans les purs composants. Cela se traduit par : - Une **courbe P-x concave vers le haut** (au-dessus de la ligne droite de Raoult). - Une **courbe T_b-x concave vers le haut** (température d'ébullition plus basse que prévue, pouvant mener à un **azeotrope à minimum d'ébullition**). **Exemple résolu** : À 30 °C, un mélange éthanol (A) - cyclohexane (B) montre une déviation positive. À $x_A = 0,4$, la pression de vapeur mesurée est 120 torr. Si $P_A^\circ = 100$ torr et $P_B^\circ = 80$ torr, calculer l'écart par rapport à la loi de Raoult. **Solution** : Pression prédite par Raoult : $P_{\text{idéal}} = (100)(0,4) + (80)(0,6) = 40 + 48 = 88$ torr Pression mesurée : 120 torr Écart = 120 - 88 = +32 torr (déviation positive) **Réponse** : La pression observée dépasse la valeur idéale de 32 torr. **Exercice d'application** : Pour un mélange acétone-disulfure de carbone à 25 °C, $P_{\text{acétone}}^\circ = 200$ torr, $P_{\text{CS}_2}^\circ = 300$ torr. À $x_{\text{acétone}} = 0,6$, la pression mesurée est 210 torr. Y a-t-il déviation positive ou négative ? Calculer l'écart. **Correction** : $P_{\text{idéal}} = (200)(0,6) + (300)(0,4) = 120 + 120 = 240$ torr $P_{\text{mesurée}} = 210$ torr Écart = 210 - 240 = -30 torr → **déviation négative** **Réponse** : Déviation négative de 30 torr. --- ## V. Déviation positive : preuves expérimentales et calculs Les preuves expérimentales d'une déviation positive comprennent : - Mesure de la pression de vapeur totale supérieure à la valeur de Raoult. - Mesure de la température d'ébullition inférieure à celle prédite. - Changement d'enthalpie de mélange positif (ΔH_mix > 0 : absorption de chaleur). - Augmentation du volume lors du mélange (ΔV_mix > 0). **Exemple résolu** : Lors du mélange de 1 mol d'éthanol et 1 mol de cyclohexane à 25 °C, la température baisse de 2 °C et le volume augmente légèrement. Quel type de déviation cela indique-t-il ? **Analyse** : - Baisse de température → processus endothermique → ΔH_mix > 0 - Augmentation de volume → ΔV_mix > 0 Ces signes sont caractéristiques d'une **déviation positive** (interactions A-B affaiblies). **Réponse** : Cela indique une déviation positive par rapport à la loi de Raoult. **Exercice d'application** : Un mélange de benzène et de méthanol montre une augmentation de température de 3 °C lors du mélange à proportions égales. Quel type de déviation cela suggère-t-il ? **Correction** : Augmentation de température → processus exothermique → ΔH_mix < 0 → interactions A-B plus fortes que dans les purs → **déviation négative**. **Réponse** : Cela suggère une déviation négative. --- ## VI. Mélanges non idéaux : déviation négative par rapport à la loi de Raoult Une **déviation négative** se produit lorsque la pression de vapeur observée est **inférieure** à celle prédite par la loi de Raoult. Cela résulte de **interactions A-B plus fortes** que les interactions A-A et B-B (ex : chloroforme + acétone : formation de liaisons H entre H du chloroforme et O de l'acétone). > **À retenir** : Une déviation négative indique que les molécules sont retenues plus fortement dans la phase liquide en raison d'interactions A-B plus fortes que dans les purs composants. Cela se traduit par : - Une **courbe P-x convexe vers le bas** (en dessous de la ligne de Raoult). - Une **courbe T_b-x convexe vers le bas** (température d'ébullition plus élevée que prévue), pouvant mener à un **azeotrope à maximum d'ébullition**. **Exemple résolu** : À 30 °C, un mélange chloroforme (A) - acétone (B) à $x_A = 0,5$ donne une pression de vapeur mesurée de 150 torr. Si $P_A^\circ = 180$ torr et $P_B^\circ = 200$ torr, calculer l'écart par rapport à la loi de Raoult. **Solution** : $P_{\text{idéal}} = (180)(0,5) + (200)(0,5) = 90 + 100 = 190$ torr $P_{\text{mesurée}} = 150$ torr Écart = 150 - 190 = -40 torr → **déviation négative de 40 torr** **Réponse** : La pression observée est inférieure de 40 torr à la valeur idéale. **Exercice d'application** : Pour un mélange eau-acétate d'éthyle à 25 °C, $P_{\text{eau}}^\circ = 24$ torr, $P_{\text{acétate}}^\circ = 60$ torr. À $x_{\text{eau}} = 0,7$, la pression mesurée est 40 torr. Déterminer le type et l'amplitude de la déviation. **Correction** : $x_{\text{acétate}} = 0,3$ $P_{\text{idéal}} = (24)(0,7) + (60)(0,3) = 16,8 + 18 = 34,8$ torr $P_{\text{mesurée}} = 40$ torr Écart = 40 - 34,8 = +5,2 torr → **déviation positive de 5,2 torr** **Réponse** : Déviation positive de 5,2 torr. --- ## VII. Mélanges fortement non idéaux : mélanges azeotropes Lorsque les écarts sont suffisamment importants, la courbe T_b-x peut présenter un **minimum** (azeotrope à faible ébullition) ou un **maximum** (azeotrope à forte ébullition). À cet endroit, la composition liquide et vapeur sont identiques : $x_A = y_A$. Le mélange bout à température constante sans changement de composition — il se comporte comme un corps pur. > **À retenir** : Un mélange azeotrope bout à température constante avec une composition identique en phase liquide et vapeur, empêchant sa séparation par distillation fractionnée simple. **Exemple résolu** : L'azeotrope éthanol-eau à 1 atm contient 95,6 % d'éthanol en masse et bout à 78,2 °C. Pourquoi ne peut-on pas obtenir de l'éthanol absolu par distillation fractionnée simple ? **Explication** : À 95,6 % d'éthanol, le mélange forme un azeotrope à minimum d'ébullition. En distillation, la vapeur enrichie en éthanol atteint cette composition, mais ne peut pas la dépasser, car liquide et vapeur ont alors la même composition. On obtient un distillat bloqué à 95,6 % d'éthanol. **Réponse** : Parce que le mélange forme un azeotrope à minimum d'ébullition à 95,6 % d'éthanol, au-delà duquel la distillation ne peut pas enrichir davantage l'éthanol. **Exercice d'application** : L'azeotrope acétone-chloroforme à 1 atm contient environ 34 % d'acétone et bout à 64,5 °C. Quel type d'azeotrope est-ce et pourquoi ? **Correction** : Comme l'acétone puro bout à 56 °C et le chloroforme puro à 61,2 °C, mais l'azeotrope bout à 64,5 °C (> 61,2 °C), c'est un **azeotrope à maximum d'ébullition**, indiquant une déviation négative forte. **Réponse** : C'est un azeotrope à maximum d'ébullition, preuve d'interactions A-B fortement attractives (déviation négative). --- ## VIII. Séparation des solutions idéales : distillation fractionnée Dans un mélange idéal, la courbe T_b-x permet de visualiser la distillation fractionnée. On chauffe le mélange liquide de composition $x_0$. La première vapeur formée a une composition $y_1$ (lue sur la courbe d'équilibre). En la condensant, on obtient un liquide de composition $y_1$. En le revaporisant, on obtient une vapeur $y_2$, plus riche en composé volatil. Répéter ce théorème permet d'enrichir progressivement la vapeur. > **À retenir** : La distillation fractionnée réussit pour les mélanges idéaux car chaque étape de vaporisation-condensation enrichit la vapeur en composé plus volatil, grâce à l'écart entre les courbes d'équilibre liquide et vapeur. **Exemple résolu** : On distille fractionnellement un mélange idéal de benzène (Bp 80,1 °C) et de toluène (Bp 110,6 °C) de composition initiale $x_B = 0,5$. Après une étape de vaporisation, quelle est la composition en benzène de la vapeur si la température est 85 °C ? (Utiliser des valeurs approximatives : à 85 °C, $P_B^\circ \approx 900$ torr, $P_T^\circ \approx 400$ torr, P_total = 760 torr). **Solution** : À l'équilibre : $y_B = \frac{P_B^\circ x_B}{P_{\text{total}}}$ Mais on ne connaît pas $x_B$ du liquide en équilibre à 85 °C. On suppose qu'on cherche la vapeur en équilibre avec un liquide dont on connaît la T. En fait, à T fixe, on utilise : $y_B = \frac{P_B^\circ x_B}{P_B^\circ x_B + P_T^\circ (1 - x_B)}$ Mais on ne connaît pas $x_B$. On peut plutôt utiliser que la somme des pressions partielles = 760 torr. On cherche $x_B$ tel que : $900 x_B + 400 (1 - x_B) = 760$ $900x_B + 400 - 400x_B = 760$ $500x_B = 360$ $x_B = 0,72$ Alors $y_B = \frac{900 \times 0,72}{760} = \frac{648}{760} \approx 0,853$ **Réponse** : Après une étape, la vapeur contient environ 85,3 % de benzène. **Exercice d'application** : Un mélange idéal de A (Bp 50 °C) et B (Bp 150 °C) est distillé à 1 atm. À 60 °C, $P_A^\circ = 1200$ torr, $P_B^\circ = 200$ torr. Si la vapeur contient 80 % de A, trouver la composition liquide en équilibre. **Correction** : $y_A = 0,8 = \frac{P_A^\circ x_A}{P_A^\circ x_A + P_B^\circ (1 - x_A)} = \frac{1200 x_A}{1200 x_A + 200(1 - x_A)}$ $$ 0,8 = \frac{1200 x_A}{1200 x_A + 200 - 200 x_A} = \frac{1200 x_A}{1000 x_A + 200} $$ $$ 0,8 (1000 x_A + 200) = 1200 x_A $$ $$ 800 x_A + 160 = 1200 x_A $$ $$ 160 = 400 x_A \quad \Rightarrow \quad x_A = 0,4 $$ **Réponse** : La composition liquide en équilibre est $x_A = 0,4$ (40 % A). --- ## IX. Séparation des solutions non idéales avec azeotrope Lorsqu'un azeotrope existe, la distillation fractionnée simple ne permet pas de le franchir. On doit alors utiliser des méthodes spéciales : - **Ajout d'un troisième composant** (agent entrainant ou solvant sélectif) qui modifie les interactions et casse l'azeotrope (ex : ajout de benzène à l'azeotrope eau-éthanol). - **Extraction par solvant liquide-liquide** : un solvant sélectif extrait un composant préféré. - **Adsorption** : sur un solide sélectif (ex : tamis moléculaires pour retenir l'eau). - **Distillation sous pression réduite** : peut déplacer ou éliminer l'azeotrope. - **Chromatographie ou méthodes membranaires**. > **À retenir** : Pour séparer un mélange azeotrope, il faut modifier les interactions moléculaires via un entraineur, un solvant d'extraction ou un adsorbant sélectif. **Exemple résolu** : Pourquoi l'ajout de benzène permet-il de séparer l'azeotrope eau-éthanol (95,6 % EtOH) ? **Explication** : Le benzène forme un azeotrope ternaire avec l'eau et l'éthanol qui bout à une température inférieure à celle de l'azeotrope binaire eau-éthanol. En distillation du mélange ternaire, on distille d'abord l'azeotrope ternaire (riche en benzène), laissant derrière un liquide enrichi en éthanol. On peut ainsi obtenir de l'éthanol absolu après plusieurs étapes. **Réponse** : Le benzène agit comme agent entrainant formant un azeotrope ternaire de point d'ébullition plus bas, permettant de retirer l'eau et d'enrichir l'éthanol au-delà de 95,6 %. **Exercice d'application** : Proposer une méthode pour séparer l'azeotrope acétone-chloroforme (azeotrope à maximum d'ébullition). **Correction** : Comme c'est un azeotrope à maximum d'ébullition, on peut utiliser : - Distillation sous pression réduite : peut faire disparaître l'azeotrope. - Ajout d'un entraineur comme l'eau ou le méthanol qui interagit sélectivement avec un composant. - Extraction liquide-liquide avec un solvant préférant l'acétone ou le chloroforme. - Adsorption sur un solide polaire pour retenir l'acétone (plus polaire que le chloroforme). **Réponse** : On peut utiliser la distillation sous pression réduite, l'ajout d'un entraineur (ex : eau), l'extraction liquide-liquide ou l'adsorption sur un solide polaire pour séparer l'azeotrope acétone-chloroforme. --- ## Synthèse du chapitre - L'équilibre de phase dynamique implique des échanges moléculaires égaux et opposés entre les phases. - Dans un système à un composant, l'équilibre liquide-vapeur est défini par la pression de vapeur à une température donnée (loi de Clausius-Clapeyron). - La loi de Raoult décrit la pression de vapeur des mélanges idéaux : $P = \sum P_i^\circ x_i$. - Une solution idéale suit la loi de Raoult sur toute la composition ; sa courbe P-x est linéaire et T_b-x convexe vers le bas. - Une déviation positive (P_obs > P_idéal) résulte d'interactions A-B plus faibles → courbe P-x concave vers le haut, T_b-x concave vers le haut → risque d'azeotrope à minimum d'ébullition. - Une déviation négative (P_obs < P_idéal) résulte d'interactions A-B plus fortes → courbe P-x convexe vers le bas, T_b-x convexe vers le bas → risque d'azeotrope à maximum d'ébullition. - Un azeotrope est un mélange qui bout à température constante avec composition identique en liquide et vapeur, empêchant sa séparation par distillation simple. - La distillation fractionnée sépare les mélanges idéaux en exploitant l'écart entre les courbes d'équilibre liquide et vapeur. - Pour les azeotropes, on utilise : ajout d'un troisième composant (entraineur), extraction par solvant, adsorption, ou distillation sous pression réduite. --- ## Glossaire - **Équilibre de phase dynamique** : État où les transferts moléculaires entre deux phases sont égaux et opposés, résultant en aucun changement net de composition. - **Loi de Raoult** : Principe selon lequel la pression de vapeur partielle d'un composant dans un mélange idéal est égale au produit de sa pression de vapeur pure et de sa fraction molaire liquide. - **Solution idéale** : Mélange où les interactions intermoléculaires A-A, B-B et A-B sont similaires, entraînant une obéissance parfaite à la loi de Raoult. - **Déviation positive** : Cas où la pression de vapeur mesurée est supérieure à celle prédite par la loi de Raoult, indiquant des interactions A-B plus faibles que dans les purs composants. - **Déviation négative** : Cas où la pression de vapeur mesurée est inférieure à celle prédite par la loi de Raoult, indiquant des interactions A-B plus fortes que dans les purs composants. - **Azeotrope** : Mélange liquide qui bout à température constante sans changement de composition, car la composition en vapeur est identique à celle du liquide. - **Azeotrope à minimum d'ébullition** : Azeotrope dont la température d'ébullition est inférieure à celle de chacun des purs composants (résulte d'une déviation positive). - **Azeotrope à maximum d'ébullition** : Azeotrope dont la température d'ébullition est supérieure à celle de chacun des purs composants (résulte d'une déviation négative). - **Agent entrainant** : Troisième composant ajouté à un mélange azeotrope pour modifier les interactions et permettre sa séparation par distillation. - **Extraction liquide-liquide** : Méthode de séparation basée sur la répartition différentielle d'un soluté entre deux liquides immiscibles. - **Adsorption** : Processus où des molécules d'un gaz ou d'un liquide s'accumulent à la surface d'un solide. - **Distillation sous pression réduite** : Technique de distillation effectuée sous vide pour abaisser les températures d'ébullition et parfois éliminer les azeotropes.