Линия ликвидуса; 2-линия солидуса

Диаграмма состояния системы с эвтектикой, образующей жидкие и не образующей твердые растворы: 1-линия ликвидуса; 2-линия солидуса (эвтектическая прямая).

Кривые охлаждения

Понятие о диаграммах состояния трехкомпонентных систем

Добавление третьего компонента к бинарной системе всегда влияет на взаимную растворимость данных двух компонентов. При этом критическая температура бинарной системы может возрастать или уменьшаться, т.е. взаимная растворимость первых двух компонентов может улучшаться или ухудшаться. Это зависит от способности третьего компонента растворяться в первых двух. Допустим , что компоненты А и Б ограниченно смешиваются. Если третий компонент С в равной степени растворим в компонентах А и Б, то взаимная смешиваемость компонентов А и Б улучшается., ВКТР понижается и НКТР повышается. Если третий компонент растворим в компоненте А значительно лучше чем в компоненте Б (или наоборот), то взаимная растворимость А и Б ухудшается, ВКТР повышается, а НКТР понижается. Проиллюстрируем это следующим примером. Система фенол-вода обладает ВКТР, равной 338К. Добавление 1% нафталина, который растворяется в феноле и не растворяется воде, приводит к повышению ВКТР до 353 К; добавление 1% олеата натрия, хорошо растворимого и в воде и в феноле, понижает Tc до 316К.

Экстракция

Экстракция (от позднелат. extractio — извлечение), экстрагирование, процесс разделения смеси жидких или твёрдых веществ с помощью избирательных (селективных) растворителей (экстрагентов).

Процесс экстракции включает 3 последовательные стадии: смешение исходной смеси веществ с экстрагентом; механическое разделение (расслаивание) двух образующихся фаз; удаление экстрагента из обеих фаз и его регенерацию с целью повторного использования. Достоинствами экстракции являются низкие рабочие температуры, рентабельность извлечения веществ из разбавленных растворов, возможность разделения смесей, состоящих из близкокипящих компонентов, и азеотропных смесей, возможность сочетания с другими технологическими процессами (ректификацией, кристаллизацией), простота аппаратуры и доступность её автоматизации. Недостатком экстракции в ряде случаев является трудность полного удаления экстрагента из экстрагируемых веществ.

Экстракция подчиняется законам диффузии и равновесного распределения. При экстракции из жидкостей после смешения исходного раствора с экстрагентом и расслоения образовавшейся смеси концентрация у экстрагируемого вещества (В) в фазе экстракта больше его концентрации х в фазе рафината. При взаимной нерастворимости экстрагента (С) и растворителя (Л) исходного раствора зависимость у от х для равновесной системы (для которой у обозначается как у_р) изображается в диаграмме у — х (рис. 1, а). Если раствор разбавлен, а вещество В в экстракте находится в неассоциированном и недиссоциированном состояниях, отношение (коэффициент распределения) — величина постоянная, не зависящая от концентрации, и линия равновесия в диаграмме у — х является прямой; в противном случае K_p — функция концентрации, и линияравновесия криволинейна. K_p всегда зависит от температуры, практически не зависит от давления; определяется он экспериментальным путём.

Теория электролитов

Электрохимия изучает процессы в ионных системах, которые сопровождаются появлением электрического тока или, наоборот, происходят под действием тока. К ионным системам относятся водные и неводные растворы электролитов, расплавы и твердые электролиты.Растворы электролитов проводят электрический ток, а при их контакте с металлами возникает электрический потенциал.Электрический потенциал определяет электродвижую-щую силу (ЭДС) гальванического элемента.

Растворы электролитов.

Электролиты – это вещества, которые в жидком растворе (расплаве) подвергаются электролитической диссоциации – распаду на ионы. Диссоциация электролитов наблюдается в полярных растворителях и зависит от их диэлектрической проницаемости e. Чем выше e, тем полнее идет диссоциация.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса.

Электролиты диссоцируют на ионы.

Сила электролита определяется через степень электролитической диссоциации:

Изотонический коэффициент

где m-число ионов, a-степень диссоциации.

С учетом диссоциации электролита в растворе:

Электропроводность растворов электролитов

Удельная электропроводность раствора (Ом-1 м-1) характеризует электропроводность раствора электролита обемом 1 м3, заключенного между двумя электродами, которые расположены на расстоянии 1 м и имеют площадь 1 м2.:

где R-сопротивление; r-удельное сопротивление; S и l – поперечное сечение и длина материала.

Мольная электропроводность:

Мольная электропроводность l характеризует электро-проводность 1 моля раствора электролита, заключенного между двумя пластинами, расположенными на расстоянии 1 м.

Мольная электропроводность определяется ионами, которые образуются в растворе. Она складывается из мольных электропроводностей катиона и аниона.

где n- абсолютная скорость движения иона; a - степень диссоциации; F – число Фарадея.

при бесконечном разбавлении a®0, тогда

Таким образом, при бесконечном разбавлении мольная электропроводность равна сумме ионных электропроводностей, или подвижности ионов (закон Кольрауша).

Ионы двигаются с разной скоростью, соответственно, доля электричества, переносимая ими, будет различной. Способность иона переносить электричества определяется числом переноса t.

В разбавленных растворах

В разбавленных растворах, согласно закону Кольрауша:

Сильные и слабые электролиты

Для слабых электролитов степень диссоциации равна отношению мольной электропроводности при данной концентрации к мольной электропроводности при бесконечном разбавлении:

Для бинарных слабых электролитов:

Последнее уравнение - уравнение закона разведения Оствальда. Для слабых электролитов уравнение закона разведения Оствальда можно выразить через мольную электропроводность:

Активность электролитов и ионная сила растворов

Активность электролитов определяется активностью ионов:

Средние арифметрические значения активности ионов, концентрации и коэффициента активности

Ионная сила растворов электролитов

Ионная сила раствора электролитов равна полусумме произведения концентрации на квадрат заряда Z ионов, т.е.