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