Upload
others
View
1
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
KÉTKOMPONENSŰ RENDSZEREK: ELEGYEK ÉS NAGYHÍGÍTÁSÚ OLDATOK
TERMODINAMIKÁJA
I. Az elegy fogalma.
II. A parciális moláris mennyiségek. A parciális moláris
térfogat és meghatározása.
III. Az elegyedés termodinamikája. Az elegyedés
szabadentalpiája és entrópiája. Többletfüggvények.
IV. Ideális és reális elegyek jellemzése.
V. Kolligatív sajátságok termodinamikai leírása: forráspont-emelkedés, fagyáspont-csökkenés, oldhatóság,
megoszlás, ozmózis.
VI. A kolligatív sajátságok gyakorlati jelentősége.
1
Elegy: többkomponensű, makroszkopikusan homogén,
molekulárisan diszperz rendszer; rendszerint azonos
halmazállapotú – g, l, s – anyagokból.
korlátlan elegyedés: két vagy több anyag
tetszőleges arányban képez elegyet.
korlátozott elegyedés: két vagy több anyag csak
meghatározott arányoknál képez elegyet.
ideális elegy: olyan elegy, amelynek képződésekor
a szabadentalpia-változás:
reális elegy: nem ideális elegy, nem teljesül az előbbi
feltétel
=i
ii xxnRTG lnmix
I. Az elegy fogalma2
I. Az elegy fogalma3
Oldat: olyan homogén elegy, ahol az egyik anyag (l
vagy s) koncentrációja sokkal nagyobb a többinél.
oldószer: az oldat nagy koncentrációban jelenlevő komponense (A)
oldott anyag: az oldat kis koncentrációban jelenlevő komponense (B, C…)
oldhatóság: valamely anyag maximális koncentrá-ciója az adott oldószerben, adott T-n és p-n.
Keverék: többkomponensű, nem molekulárisan
diszperz, heterogén rendszer (porkeverékek,
kolloidok); az alkotórészek (nagy fajlagos) felülete fontos szerepet játszik. (A klasszikus termodinamika
nem tárgyalja.)
II. Parciális moláris mennyiségek4
Korábban (múlt hét) már tárgyaltuk a parciális moláris
szabadentalpiát (kémiai potenciált).
Tiszta anyagra a kémia potenciál azonos a moláris szabadentalpiával:
Az elegyben lévő valamely anyagra vonatkozó kémiai potenciál a parciális moláris szabadentalpia:
azaz a j komponens anyagmennyisége (nj)
függvényében ábrázolt G meredeksége (ha p,T és
n’ állandó).
A kémiai potenciál (meredekség) mindig pozitív
'n,T,pj
jn
G
=
mG=
Gibbs–Duhem-egyenlet:
Tartalma (mondanivalója): az egyik komponens kémiai potenciáljának változása együtt jár a
többi komponens kémiai potenciáljának a
változásával.
II. Parciális moláris mennyiségek5
0=J
JJdn Egy szemléletes(ebb) parciális moláris mennyiség: a
parciális moláris térfogat.
Definíció: az a térfogati változás, amivel az anyag
egy mólja hozzájárul az elegy „végtelen nagy”
(térfogatú) mennyiségéhez. (Így volt ez a parciális moláris szabadentalpia, azaz a kémiai potenciál
esetén is.)
Képlete:
Ennek egy konkrét példája a parciális moláris térfogat a víz-etanol rendszerben.
Figyeljük meg az ábrán: ha az egyiké nő, akkor a
másiké csökken.
II. Parciális moláris mennyiségek6
'n,T,pj
jn
VV
=
1 2
3 4
5 6
II. Parciális moláris mennyiségek7
25 °C-on a víz és az etanol
parciális moláris térfogata:
A parciális moláris térfogat
értéke függ az összetételtől.
dV = VAdnA + VBdnB, illetve
0 = nAdVA + nBdVB (Gibbs–
Duhem-egyenlet)
V = nAVA + nBVB (de a
térfogatok nem additívak!)
Mérése: dV/dn meredekségből
Negatív parciális moláris térfogat is van (bár a moláris térfogat (móltérfogat) mindig pozitív!).
V(b)
III. Az elegyedés termodinamikája8
A gázelegyek példáján nézzük meg először.
Az elegyedés önkéntes, ezért G-nek csökkennie kell:
Elegyedési szabadentalpia (ΔmixG) tökéletes gázokra:
Előtte (i):
Utána (f):
A különbség:
Mivel és :
++
+=+=
0
0
BB0
0
AABBAA lnlnp
pRTn
p
pRTnnnGi
++
+=
0
B0
BB0
A0
AA lnlnp
pRTn
p
pRTnGf
p
pRTn
p
pRTnGGG if
BB
AAmix lnln +==−
( )BBAAmix lnln xxxxnRTG +=jj nxn =p
px
j
j = 0lnmix = jj xxnRTG
III. Az elegyedés termodinamikája9
Elegyedési entrópia (ΔmixS) tökéletes gázokra:
Mivel (∂G/∂T)p,n’ = –S, az előző ΔmixG deriválásával:
Az elegyedés hajtóereje az entrópia növekedése:
elegyedéskor nő a rendezetlenség.
Elegyedési entalpia (ΔmixH) ideális elegyekre:
ΔG = ΔH – TΔS alapján: ΔmixH = 0 (p és T állandó)
Elegyedési térfogatváltozás ideális elegyekre:
ΔmixV = 0
Elegyedési belsőenergia-változás ideális elegyekre:
ΔmixU = 0 (p és T állandó).
0lnmix mix −=
−= jj
'n,p
xxnRT
GS
IV. Ideális és reális elegyek jellemzése10
Az ideális elegyek ritkák:
ilyenek a tökéletes gázok és
kémiailag hasonló vegyületek elegyei.
Itt az A–A és a B–B molekuláris kölcsönhatások
közel egyformák, ehhez hasonlók az elegyben az A–B kölcsönhatások is.
Reális elegyekben ez nem áll fenn: számottevő az A–B kölcsönhatás, ennek következményei vannak
az elegyedés termodinamikai függvényeire.
Reális elegyekre is megtartjuk az ideális elegyekre érvényes formalizmust.
IV. Ideális és reális elegyek jellemzése11
Ideális elegyekben az oldószer (A) és az oldott
anyag (B) is követi a Raoult-törvényt:
és
.
Reális elegyekben kis koncentrációban az oldott
anyag (B) gőznyomása arányos a móltörtjével:
.
Ez a Henry-törvény (főleg oldott gázokra), de itt az arányossági tényező nem pA*, hanem KB, az
ún. Henry-állandó (anyagonként egyedi érték).
Ideálisan híg oldatok: az oldószer a Raoult-törvényt, az oldott anyag a Henry-törvényt követi.
*
AAA pxp =
*
BBB pxp =
BBB Kxp =
IV. Ideális és reális elegyek jellemzése
Ideális binér elegy teljes gőznyomása és
komponenseinek gőznyomása
Két hasonló folyadék
(benzol és toluol)
elegye: a teljes és a parciális gőznyomások
12
7 8
9 10
11 12
IV. Ideális és reális elegyek jellemzése
Reális biner elegy: a
Raoult- és a Henry-
törvény és az ideális oldatok
A Raoult- és a Henry-
törvény érvényességének
tartományai kloroform –aceton elegyben
13
Reális elegyek és oldatok termodinamikája:
Az egyszerű termodinamika formalizmus megtartása
érdekében – a gázok fugacitásához hasonlóan –bevezettük a koncentráció helyettesítésére az a
aktivitást (és a γ aktivitási koefficienst).
Külön tárgyaltuk
az oldószer aktivitását és
az oldott anyag aktivitását.
Fontos kérdés a viszonyítási alap: a standard állapot
definiálása.
Előző előadás
IV. Ideális és reális elegyek jellemzése14
15
Az A–A és B–B, így az A–B kölcsönhatások nagysága
különböző. Ettől függően a folyadékok
korlátlanul elegyednek,
korlátozottan elegyednek vagy
szételegyednek (nem elegyednek).
A többletfüggvény a mért reális és az ideális érték közötti különbség, pl.: SE = ΔmixS – ΔmixS
ideal.
(Reguláris elegy: SE = 0 de HE ≠ 0.)
IV. Ideális és reális elegyek jellemzéseReális folyadékelegyek többletfüggényei
16
Kísérleti többletfüggvények:
HE a benzol – ciklohexán elegyben (endoterm
elegyedés):
VE a tetraklór-etilén –ciklopentán elegyben
(kiterjedés, illetve összehúzódás is előfordul)
IV. Ideális és reális elegyek jellemzéseReális folyadékelegyek többletfüggényei
V. Kolligatív tulajdonságok17
Híg oldatok néhány tulajdonsága nem a moláris
koncentrációtól, hanem az oldott részecskék (pl.
ionok) számától, azaz „mennyiségétől” függ.
Ez a következő jelenségekben érvényesül:
a) forráspont-emelkedés,
b) fagyáspont-csökkenés,
c) oldhatóság,
d) megoszlás,
e) ozmózis.
Ezeket a jelenségeket korábban kísérletileg
kimutatták, akkor kvantitatívan (képlettel) is leírták, utólag pedig termodinamikailag értelmezték.
Kolligatív sajátságok közös jellemzői:
az oldott anyag nem illékony, és
nem oldódik a szilárd oldószerben.
Az oldott anyag csökkenti az oldószer µ kémiai
potenciálját.
V. Kolligatív tulajdonságok18
13 14
15 16
17 18
A kolligatív sajátságok értelmezéséhez:
keressük azt a T-t, ahol az oldószer
(A) kémiai potenciálja a különböző fázisokban azonos, pl.:
V. Kolligatív tulajdonságok19
( ) ( )gl AA =( ) ( )sl AA =
V. Kolligatív tulajdonságok20
a) forráspont-emelkedés:
A tiszta oldószer μA*(l) kémiai
potenciálja lecsökkenμA*(l) + RTlnxA értékre.
Ez lesz egyenlő a megnőtt
forráspontban a tiszta gőz μA*(g) kémiai potenciáljával.
Ebből néhány lépésben μA*(g) – μA*(l) = ΔvapG,
ΔvapG = ΔvapH – TΔvapS és
xA + xB = 1 felhasználásával:
B
vap
2
xH
*RTT
=
Az eredeti, kísérletileg
talált formula: ΔT = KbmB, ahol Kb az ebullioszkópos
állandó, mB a molalitás.
Korábban móltömeg
meghatározásra használták. Ma már
nem jelentős módszer.
V. Kolligatív tulajdonságok21
OldószerForráspont
(°C)
Molális forráspontemelkedés
(K· kg/mol)
Víz 100,0 0,51
Fenol 181,7 3,04
Ecetsav 118,1 3,07
Benzol 80,2 2,53
Szén-diszulfid 46,2 2,37
Széntetraklorid 76,5 4,95
Naftalin 218,0 5,80
Dietil-éter 35,4 2,10
Ón(IV)-klorid 114,1 9,45
a) forráspont-emelkedés:
V. Kolligatív tulajdonságok22
b) fagyáspont-csökkenés:
A tiszta oldószer μA*(l) kémiai
potenciálja lecsökkenμA*(l) + RTlnxA értékre.
Ez lesz egyenlő a lecsökkent
fagyáspontban a tiszta szilárd oldószer μA*(s) kémiai
potenciáljával.
Ebből néhány lépésben:
B
fus
2
xH
*RTT
=
Az eredeti, kísérletileg
talált formula: ΔT = KfmB, ahol Kf a krioszkópos
állandó, mB a molalitás.
A jelenség gyakorlati-
lag is fontos (hűtő-keverékek, jeges utak
sózása, tejvizezés kimutatása).
Oldószer Olvadáspont (°C) Molális fagyáspontcsökkenés (K· kg/mol)
Víz 0,0 1,86
Naftalin 80,2 6,80
Kloroform -63,5 4,68
Benzol 5,5 5,12
Kámfor 179 39,7
Etil-alkohol -114,6 1,99
Ciklohexán 6,4 20,2
Széntetraklorid -22,8 29,8
Ecetsav 16,6 3,9
Foszfor 44 39,9
Kálium-klorid 772 25,3
Vas 1536 ~80
V. Kolligatív tulajdonságok23
b) fagyáspont-csökkenés:
V. Kolligatív tulajdonságok24
c) Oldhatóság (oldékonyság):
A jelenség: számos szilárd anyag véges mértékben
oldódik egyes oldószerekben (telített oldat). Ez függ
a T-től (nagyobb vagy kisebb). Vannak tetszőleges arányban egymásban „oldódó” anyagok (pl. víz és
NaOH.)
19 20
21 22
23 24
V. Kolligatív tulajdonságok25
c) Oldhatóság (oldékonyság):
Nem kolligatív sajátság, de a
termodinamikai leírás azonos:
a feloldott B anyag μB = μB*(l) + RTlnxB
kémiai potenciálja és
az edény alján lévő tiszta szilárd anyag μB*(s) kémiai potenciálja a
telítési egyensúlyban megegyezik.
Most xB-t keressük:
−−=
*TTR
Hx
11ln fus
B
V. Kolligatív tulajdonságok26
c) Oldhatóság (oldékonyság):
gázok oldhatósága folyadékokban:
p hatása: Henry-törvény
T hatása: ΔH < 0, ezért a gázok kiforralhatók, pl. O2, CO2
eltávolítása vízből, oldószerekből
gázok oldhatósága olvadékokban:
T hatása: ΔH > 0, ezért magas T-n jobban oldódnak!!!,
lehűtve zárványokat okoznak (kohászatban fontos)
folyadékok oldhatósága folyadékokban:
korlátlanul elegyednek (szétválasztás: desztilláció)
korlátozott mértékben elegyednek (több fázis)
lényegében nem elegyednek; gyakorlatban fontos a „megoszlás”; a vízgőzdesztilláció.
V. Kolligatív tulajdonságok27
c) Oldhatóság (oldékonyság):
vízgőzdesztilláció
https://www.youtube.com/watch?v=opculC0jjsY
V. Kolligatív tulajdonságok28
c) Oldhatóság (oldékonyság):
vízgőzdesztilláció
= + =
( ) ( ) ( )TpTpTp **
BA +=
❑ Ha a p(T) eléri a légköri nyomást,
akkor a nemelegyedő folyadék
forrni kezd.
❑ Ez alacsonyabb hőmérsékleten történik meg, mintha csak a B
komponens lenne jelen.
❑ A „forráspontcsökkenés” mértéke nem függ a hozzáadott
víz mennyiségétől!
V. Kolligatív tulajdonságok29
d) Nernst–Berthelot-megoszlás:
egy (harmadik) C anyag megoszlása két
gyakorlatilag nem elegyedő (A és B, illetve 1. és 2.)
folyadék között.
Célszerű, ha az oldékonyság a két fázisban nagyon különbözik, mert ekkor jelentős mértékű a megoszlás.
A harmadik anyag (C) µ-ja a két oldatban azonos: µ*C(1) + RT lnxC(1) = µ*C(2) + RT lnxC(2)
megoszlási állandó = xC(1) / xC(2).
Gyakorlati alkalmazás: „kirázás”; a több lépéses extrakció számos ipari eljárásban használatos.
V. Kolligatív tulajdonságok30
e) Ozmózis:
A jelenség: oldat és oldószer közötti
féligáteresztő (szemipermiabilis) hár-
tya oldalán megjelenő nyomás.
Oka: különböző kémiai potenciálok.
Tendencia: koncentráció-kiegyenlítődés (oldószer
vándorlással).
25 26
27 28
29 30
V. Kolligatív tulajdonságok31
e) Ozmózis:
Az ellennyomást
vagy a megemelkedő folyadékoszlop jelenti (ekkor hígulás következik be, így eltértünk a kezdeti állapottól).
vagy súllyal (erővel) gyakoroljuk (ekkor nincs hígulás, egyszerűbb a rendszer, pontosabb a mérés) [sőt nagy
nyomással fordított ozmózis érhető el],
Szemléltetése: a szőlőszem desztillált vízben
megduzzad, tömény sóoldatban „kiszárad”.
◼A víz mindig a töményebb fázis felé diffundál,
ennek révén a koncentrációkülönbség – és a kémiai potenciál – kiegyenlítődik.
V. Kolligatív tulajdonságok32
e) Ozmózis: Az ozmózis termodinamikai leírása:
Egyensúlyban µ a hártya mindkét oldalán azonos:
Az oldott anyag következtében:
A nyomás hatása:
A három egyenletből:
Híg oldatokban lnxA ≈ -xB ≈ -nB/nA, továbbá Vm állandó,
így a van’t Hoff-egyenletet kapjuk:
ΠV = nBRT vagy (mivel nB/V = [B]) Π = [B]RT
Ez az egyenlet ideálisan híg oldatokra érvényes.
( ) ( ) += p,xp* AAA
( ) ( ) AAAA lnxRTp*p,x ++=+
( ) ( ) +
+=+
p
p
dpVp*p* mAA
+
=−
p
p
dpVxRT mAln
Óriásmolekulák nem ideális oldatára:
Π = [B]RT (1 + B [B] + ...)
A gyakorlatban kalibrációs görbéket készítenek.
„He was a Dutch physical and organic chemist and the first
winner of the Nobel Prize in
Chemistry. He is best known for his discoveries in chemical
kinetics, chemical equilibrium,
osmotic pressure, and stereo-chemistry. His work in these
subjects helped found the
discipline of physical chemistry as it is today.”
1852 – 1911
33 Jacobus Henricus van 't Hoff, Jr.
VI. A kolligatív tulajdonságok gyakorlati jelentősége
34
Fagyáspont-csökkenés:
hűtőkeverékek,
útsózás,
tejvizezés kimutatása
Forráspont-emelkedés:
ma már alig használják moltömeg-meghatározásra
Megoszlás:
extrakció (kirázás) laborban és iparban
Oldhatóság:
oldatkészítés,
oldhatóság T-függése
VI. A kolligatív tulajdonságok gyakorlati jelentősége
35
Ozmózis:
Sejtbiológiában különösen fontos jelenség. Emberi sejtekben kb. 8 bar-nyi ozmózisnyomás van. Ez megfelel a 0,9 %(m/m) nátrium-klorid ún. fiziológiás sóoldatnak. Ezt alkalmazzák infúzióknál, injekcióknál.
A sós ételek után ezért vagyunk szomjasak.
A hemodialízis is ezen alapszik.
Az ozmometria ma is jelentős módszer az (átlagos) móltömeg meghatározására a klinikai gyakorlatban.
Növényekben 20 bar ozmózisnyomás is lehet.
Ipari alkalmazások:
◼ víz sótalanítása (fordított ozmózis),
◼ cukorgyártás.
ILLÉKONY FOLYADÉKOK ELEGYEI
I. Folyadékelegyek gőznyomása.
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.
III. Hőmérséklet–összetétel diagramok. Desztilláció.
IV. Azeotróp elegyek.
V. Gőznyomás nem elegyedő folyadékok felett.
Vízgőzdesztilláció.
VI. A desztilláció jelentősége.
31 32
33 34
35 36
I. Folyadékelegyek gőznyomása.
1. Egy komponens T vs. p fázisdiagramján minden
fázis és a köztük lévő egyensúly ábrázolható.
37
I. Folyadékelegyek gőznyomása.38
2. A kétkomponensű folyadékelegyek sokfélék:
a két komponens korlátlanul elegyedik, fölöttük mindig zárt gőztér van. Ennek összetétele függ az
elegy összetételétől (xJ), T-től és p-től.
◼ Változzon p és xJ (most T állandó): ekkor (gőz)nyomás–
összetétel fázisdiagramot rajzolunk.
◼ Változzon T és xJ (most p állandó): ekkor hőmérséklet–
összetétel diagramon ábrázolhatók az egyensúlyi viszonyok.
A két komponens nem elegyedik korlátlanul
(korlátos elegyedés): ekkor az elegyedési viszonyokat is ábrázolni kell.
A két komponens gyakorlatilag nem elegyedik. (A
Nernts–Berthelot-megoszláshoz ezek a jó oldószerpárok. Ez
a kirázás vagy extrakció lényege.)
I. Folyadékelegyek gőznyomása.39
3. Három komponens esetén csak összetételdiagram
(ún. háromszögdiagram) készíthető állandó p és
állandó T mellett.
2. p–xJ diagramok: Azt adják meg, hogy a
folyadékelegyek fölötti egyensúlyi gőznyomás(ok)
hogyan függenek az összetételtől.
x: az elegy (l) összetétele,
y: a gőztér (g)összetétele.
Ideális elegyek:
Raoult-törvény érvényes:
és
Az elegy teljes gőznyomása:
.
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.40
*
AAA pxp =*
BBB pxp =
( )
( )*
B
*
AA
*
B
*
BA
*
AABAtot 1
ppxp
pxpxppp
−+=
=−+=+=
A gőz összetétele elegyek fölött:
A józan ész (és a tapasztalat) szerint is a gőzfázis
mindig dúsabb az illékonyabb komponensben.
Dalton törvényéből a gázfázisú móltörtek:
yA = pA/p és yB = pB/p
Ezt a folyadékfázisú móltörtekkel kifejezve:
és yB = 1 – yA
A teljes gőznyomás függése a gőzfázis
összetételétől:
.
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.41
)pp(xp
pxy
*
*
B
*
AA
*
B
AAA
−+=
)pp(yp
ppp
* *
A
*
BAA
*
B
*
Atot
−+=
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.42
Az A anyag móltörtje a gőzben (yA)
a folyadékbeli xA függvényében, különböző pA*/pB* értékeknél:
A teljes gőznyomás függése
az A komponens yA
gőzfázisú móltörtjétől:
)pp(xp
pxy
*
*
B
*
AA
*
B
AAA
−+=
)pp(yp
ppp
* *
A
*
BAA
*
B
*
Atot
−+=
37 38
39 40
41 42
A diagramok értelmezése, összevonása
A desztilláció szempontjából a gőz- és folyadékösszetétel egyaránt érdekes.
zA: az A anyag általános móltörtje a rendszerben.
Az ideális elegy teljes gőznyomása az A komponens
folyadékbeli és gőzbeli móltörtje függvényében:
A két görbe között 2 fázis,
felül csak a folyadék,
alul csak a gőz van.
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.43
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.44
A rendszer állapotának változása nyomáscsökkenés
hatására – adott összetétel mellett:
A pontozott vonal: izoplet (azonos összetétel).
Nyomás csökkentése:
nagy p-n csak folyadék (l),
közepes p-n l és g együtt,
kis p-n csak gáz (g).
Kis nyomáson jobban (alacsonyabb T-en)
párolognak a folyadék-elegyek (vákuumdesztilláció).
Emelőszabály: módszer a folyadék- és a gőz-
mennyiség arányának meghatározására adott
nyomáson.
Értelmezése: Viszonyai:
II. Gőznyomás–összetétel diagramok.45
n l = n l
A desztilláció értelmezéséhez hőmérséklet–összetétel
diagramokra van szükség.
A két görbe között 2 fázis,
felül csak a gőz,
alul csak a folyadék van.
III. Hőmérséklet–összetétel diagramok. Desztilláció.
46
A desztillációt elősegíthetjük
a nyomás csökkentésével (vákuumdesztilláció) vagy
a hőmérséklet növelésével.
(A másik állapotjelzőt állandó értéken tartjuk.)
Az elméleti tányérszám
szemléltetése:
Az elméleti tányérszám azon
desztillációs lépések száma,
amelyek a kétkomponensű elegy adott mértékű szét-
választásához szükségesek.
III. Hőmérséklet–összetétel diagramok. Desztilláció.
47
A desztilláció megvalósítása
frakcionáló kolonnákkal:
III. Hőmérséklet–összetétel diagramok. Desztilláció.
48
43 44
45 46
47 48
IV. Azeotróp elegyek.49
A fázishatárvonalon maximum jelenhet meg, ha a
komponensek közötti kölcsönhatások az elegy
gőznyomását az ideális érték alá csökkentik.
A GE (többlet-szabadentalpia) negatív (azaz elegyedéskor a helyzet az ideálisnál kedvezőbb).
Ideális elegy
IV. Azeotróp elegyek.50
A fázishatárvonalon minimum jelenhet meg, ha az
elegy az ideális elegyhez képest viszonylagosan
destabilizált.
A GE (többlet-szabadentalpia) pozitív (azaz elegyedéskor a helyzet az ideálisnál kedvezőtlenebb).
Ideális elegy
51
Magas forráspontú azeotróp (pl. kloroform–aceton, salétromsav–víz)
Alacsony forráspontú azeotróp (pl. dioxán–víz, etanol–víz)
Ha az a összetételű elegyet
desztilláljuk, a visszamaradó folyadék csak a b összetétel
eléréséig változik.
Ha az a összetételű elegyet
desztilláljuk, a frakcionáló
oszlopban a gőzfázis csak a b összetételig változik.
Tazeotróp
IV. Azeotróp elegyek.
A korlátozott elegyedés mértéke rendszerint függ a
hőmérséklettől. Ennek három változata van:
Tuc: a felső kritikus hőmérséklet
V. Korlátozottan elegyedő folyadékok: fázisszétválás.
52
1. változat:
magasabb T: csak egy fázis van (P = 1)
alacsonyabb T: két fázis
(P = 2)
pl. hexán–nitrobenzol
Emelőszabály:
Tuc: felső kritikus
hőmérséklet
n l = n l
A korlátozott elegyedés mértéke rendszerint függ a
hőmérséklettől. Ennek három változata van:
Tuc: a felső kritikus hőmérséklet
V. Korlátozottan elegyedő folyadékok: fázisszétválás.
53
2. változat:
magasabb T: két fázis van (P = 2)
alacsonyabb T: csak
egy fázis van (P = 1)
pl. víz–trietilamin
Emelőszabály:
Tlc: alsó kritikus
hőmérséklet
n l = n l
A korlátozott elegyedés mértéke rendszerint függ a
hőmérséklettől. Ennek három változata van:
V. Korlátozottan elegyedő folyadékok: fázisszétválás.
54
3. változat:
magasabb T: egy fázis (P = 1)
alacsonyabb T: egy fázis
(P = 1)
közepes T: két fázis (P = 2)
pl. víz–nikotin rendszer
Emelőszabály:
Tuc: felső kritikus hőmérséklet
Tlc: alsó kritikus hőmérséklet
n l = n l
49 50
51 52
53 54
Az ilyen elegyek desztillációja is változatos.
Desztilláció – elegyedés a forrás előtt
◼ Tuc kisebb, mint Tazeotróp
◼ a1(l)-ből b1(g) lesz,
◼ez b2(l) egyfázisú
elegyként kondenzál,
◼ami lehűtve b3(l)-ként
szételegyedik.
Desztilláció során avisszamaradó folyadék
összetétele változik.
V. Korlátozottan elegyedő folyadékok: desztilláció.
55
Az ilyen elegyek desztillációja is változatos.
Desztilláció – forrás az elegyedés előtt
◼ nincs Tuc
◼ a1(l)-ből b1(g) lesz,
◼ez b3(l) kétfázisú
elegyként kondenzál: b3’, b3”
az e(l) összetételű
folyadék azeotróp:
l és g azonos összetételű, desztillációval nem
választhatók szét.
V. Korlátozottan elegyedő folyadékok: desztilláció.
56
A teljes gőznyomás a két tiszta komponens
gőznyomásának összege:
ptot = pA* + pB*
Ha ptot = 1 atm, az elegy forr.
Ez a T mindkét komponens forráspontjánál alacsonyabb:
ez a vízgőzdesztilláció alapja.
Hőre bomlékony anyagoknál nagyon hasznos elválasztási
eljárás.
V. Nem elegyedő folyadékok: vízgőzdesztilláció.
57
V. Nem elegyedő folyadékok: vízgőzdesztilláció.
58
VI. A desztilláció jelentősége.59
A leggyakrabban használt elválasztástechnikai
eljárás.
kőolajfeldolgozás, petrolkémiai ipar (benzin,
Diesel-olaj, kenőanyagok stb. előállítása),
ipari és laboratóriumi oldószerek előállítása és tisztítása,
ipari oldószerelegyek elválasztása,
magasabb alkoholtartalmú italok előállítása
(lepárlás).
VI. A desztilláció jelentősége.60
Vákuumdesztilláció „Rotabepárlás”
55 56
57 58
59 60
VI. A desztilláció jelentősége.61
Vegyipar
61