Якщо до двох рідин, що не змішуються, додати третій компонент, розчинний в обох жид-ях, то він розподілиться між ними в певному кількісному співвідношенні. Це співвідношення є постійна величина і називається термодинамічна коефіцієнтом розподілу K:
При рівновазі хім. Потенціал третьої рідини у 2-х фазах буде одноманітним
Хімічний потенціал залежить від активності 3-го компонента в р-рі.
μ 3 = μ º 3 + RT ln а 3
μ º(I) 3 + RT ln а (I) 3 = μ º(II) 3 + RT ln а (II) 3
,
де 
- рівноважна концентрація ве-в, що розподіляються, і в першій і в другій рідких фазах.
Рівняння називається законом розподілу Нернста: розподіл кожного з розчинених ве-в між двома фазами визначається коеф-ом розподілу, величина кот-го не залежить від присутності інших ве-в.
Коеф. розподілу змінюється із зміною конц. Распред-го реч-ва в 2-х рівноважних рідких фазах.
Важливим наслідком цього є екстрагування, тобто. вилучення ве-ва з розчину відповідним розчинником, який змішується з іншим компонентом розчину. За допомогою екстракції можна розділяти декілька речовин. Для збільшення повноти вилучення реч-ва з водного шару орг.розчинником екстрагування проводять послідовно невеликими порціями екстрагента (υ), при цьому ніж більше числопослідовних стадій вилучення (n), тим більше повнота вилучення при одному і тому ж кількості взятого екстрагента.
де V 1 -об'єм розчину, що екстрагується;V 2 -об'єм екстрагента; m 0 - маса компонента вихідної суміші і після першої екстракції залишилося m 1 ;
Після n екстракцій у першому розчині залишиться речовина 
При екстракції одним загальним об'ємом, рівним nV 2 маса речовини, яка залишиться в екстрагується розчині згідно Ур-ю 
З Ур-й випливає, що екстрагування n разів ефективніше, ніж проведення однієї екстракції тим самим загальним обсягом екстрагента.
19.Діаграма плавкості 2 компонентних систем.
Діаграма плавкості виражає залежність температур плавлення сумішей від їхнього складу. Окремим випадком діаграм плавкості є діаграми розчинності, що представляють залежність розчинності твердих речовин рідини від температури.
Стан двокомпонентної системи. визначається 3 параметрами (температура, тиск та концентрація одного з компонентів)
Системи без утворення хімічних сполук
I - рідкий розплав (С=2-1+1=2);
II - рідкий розплав та кристали комп-та А (С=
III - рідкий розплав та кристали
Компонента (С=2-2+1=1);
IV - кристали А та В (С=2-2+1=1);
Лінія aEb називається лінією ліквідусу- Склади рідких розплавів, при охолодженні яких до цієї температури починається кристалізація з розплаву чистого компонента А або В.
Лінія СED лінією солідуса, нижче за неї рідина не може існувати.
Крапка E називається евтектичною точкою- вона відповідає розплаву, який одночасно знаходиться в рівновазі з кристалами компонента А і В. Розплав цей називається евтектичним, а суміш кристалів, що випадають при T е евтектикою . Евтектика кристалізується при постійній температурі- Система умовноінваріантна, т.к. при зміні тиску змінюється і температура плавлення та склад евтектики. При кристалізації евтектики склад рідкого розплаву відрізняється від складу кожної із рівноважних із ним твердих фаз.
20(1).Діаграми плавкості систем з конгруентно і інконгруентно з'єднаннями, що плавляться.
Якщо компоненти А і можуть утворювати тв. хім. з'єднання АВ, що плавиться без розкладання,тобто. конгруентно, то на діаграмі стану крива ліквідусу утворює максимуми в точці С, коли склад кристалічної фази збігається зі складом жид. фази. По обидва боки від точки З нах-ся евтектики Е та Е1. Якщо склад системи знаходиться між чистим компонентом А та хімічною сполукою АВ, то при евтектичній температурі ТЕ, розплав складу у Е співіснує з кристалами А та АВ. Якщо склад системи лежить між хім. з'єдн. АВ і компонентом, то при Т Е1 розплав складу у Е1 співіснує з кристалами АВ і В. Т.о. розглянута діаграма стану – поєднання 2-х діаграм стану з евтектикою А – АВ та АВ – В.
Процес охолодження розплаву, заданого точкою М. У цьому складі число незалежних комп-ов = 1, т.к. система може бути утворена лише з одного хім. з'єдн. АВ. При Т З розплаву випадають кристали АВ (Ф=2) і число степ. вільне. З=1-2+1=0, тобто. система безваріантна та кристалізується при постійній температурі.
Хім. з'єднання при досягненні певної температури починають плавитися, розпадаючись на кристалічну і рідку фази, склади яких не збігаються. Якщо компоненти А та В утворюють тверде хімічне з'єднанняАВ, що плавиться з розкладанням,тобто. інконгруентно, то АВ стійко тільки нижче Т С. найменшому t-рице тверде з'єднання розпадається і утворюються 2 фази: кристали і розплав складу у(точка С). При охолодженні розплаву складу М у точці а 0почнеться виділення кристалів компонента В. В інтервалі температур від а 0до b 0сист. явл. 2-х фазної та одноваріантної: С=2-2+1=1. У точці b 0при ТС починається і продовжується кристалізація з'єднання АВ, склад якого відповідає у 2(Т. D). У рівновазі 3 фази: розплав, кристали АВ та В. С=2-3+1=0 – сталість Т С, складу розчину у (т. С) та складу хім. з'єднання 2 (т.D).
Щоб склад розплаву не змінювався, одночасно з кристалізацією АВ кристали, що раніше випали В повинні раств-ся, підтримуючи постійним з'єднання компонента В в розплаві. Т. З наз-ся перитектикою (перехідний), Т С - перитектична температура.У цій точці знаходяться в рівновазі розплав та 2 тверді. фази, але відрізняється від евтектики, (де одночасно випадають 2 тв. фази) одна тв. фаза випадає, а інша розчиняється. На кривій охолодження спостерігається горизонтальна ділянка (bb').
Процес охолодження у точці b 0закінчується розчиненням всіх кристалів, що раніше випали. Залишається 2-х фазна система, що складається з розплаву і кристалів АВ. При цьому кожній температурі відповідає певний склад розплаву (РЄ). Подальше охолодження описується діаграмою стану А-АВ з евтектикою.
21. Диференційний термічний аналіз (ДТА)
ДТА - це знаходження залежності між температурою плавлення речовини та її властивостями. .
Метод заснований на автоматичному запису диференціальною термопарою термограм – кривих ΔТ – Т, де ΔТ – різниця температур між досліджуваною речовиною та еталоном, що нагріваються або охолоджуються в однакових умовах; Т – температура зразка або час нагрівання/охолодження. Еталон - по-во, що не має фазових перетворень в досліджуваному інтервалі температур.
Вид термограми досліджуваного в-ва залежить від властивостей самого в-ва (склад, структура, теплопровідність, теплоємність, дисперсність та ін) і від умов зняття термограми (швидкість нагрівання, величина навішування, щільність набивання в-ва в тиглі, положення спаю в зразку та в еталоні, властивості еталона, чутливість у ланцюзі диференціальної термопари).
Якщо теплофізичні св-ва зразка і досліджуваного в-ва збігаються й останнє при нагріванні не відчуває жодних перетворень, то ∆Т=0, і термограма їм. вид прямої лінії (1) – нульова лінія;
Якщо досліджуване в-во відрізняється від зразка своїми теплофізичними властивостями, то термограма (2) відхилиться від нульової лінії та реєструється || осі абсцис або під кутом до неї – базова лінія.
Якщо у процесі нагрівання у зразку відбувається при к.-л. температурі фазове перетворення чи хім. зміна з виділенням чи поглинанням теплоти, виникає ∆Т, пропорційно к-ву поглиненої/виділеної теплоти. Різниця температур, що виникла, реєструється відхиленням кривої ДТА вгору або вниз від базисної лінії (3) – Термічний ефект.Згідно з методикою, відхилення – екзотермічний, ↓ – ендотермічний ефект.
Екзотермічні ефекти(з виділенням Q) можуть бути обумовлені переходом з нерівноважного стану в рівноважний, наприклад. перехід з аморфного стану в кристалічний.
Ендотермічні ефекти(З поглинанням Q) пов'язані з фазовими перетвореннями (плавлення, випаровування, сублімація, поліморфні перетворення) або хімічними процесами (окислення, розкладання, дегідратація, дисоціація та ін). При нагріванні більшості речовин спостерігається кілька перетворень, які реєструються на кривій ДТА за відповідних температур термічними ефектами, характерними для даного в-ва.
По термограмі можна дати якісну характеристику досліджуваному в-ву, визначити температури фазових перетворень або хімічних процесів, виміряти тепловий ефект процесу.
| Т |
| ∆Т |
| а |
| б |
22.Поняття:
Питома електропровідність рідини χ - це електропровідність 1 см 3 розчину, що заповнює простір між плоскими електродами однаковою, оч. великої площі (см 2), що знаходяться на відстані 1см.
Залежить від природи елек-та і раст-ля, від концентрації розчину, від Т.
При кон-ції слабкий. елек-ту, χ ↓
За кон-ції сильн. елек-ту, спочатку потім ↓.
За Т, χ .
Еквівалентна електропровідність λ – це електропровідність такого об'єму (см 3) розчину в якому міститься 1 г-екв розчиненої речовини, причому електроди знаходяться на відстані 1 см один від одного. [см 2 /г-екв*ом]
де φ - розведення, [см 3 /г-екв]
с – еквівалентна концентрація, [г-екв/л]К
При ↓ кон-ції р-ра елек-ту, λ;
- λ=мах буде при безкінечності. розведенні
Емпірична формула Кольрауша:
λ=λ ∞ -А√с
Швидкість руху іона (V i , U i - Швидкості руху А - і К + відповідно)визначається силою, що діє на іон, кіт. дорівнює добутку заряду іона на градієнт потенціалу поля, і фактором R, що характеризує опір середовища, що залежить від T, природи іона і розчину
z i - Заряд іона; E/l – напруженість поля, градієнт поля
Залежить від: природи іонів, Е, концентрації, температури, в'язкості середовища.
Аналогічно для u i
Абсолют. Швидкість рух . іонів застосовується при порівнянні швидкостей іонів, якщо напруженість поля = 1 в/см
v=ez i /R (те ж для u)
Рухливість іонів – у електр-ва, що переноситься іоном і добутку абсолютної швидкості іонів на число Фарадея.
Число перенесення іонів i-го виду - відношення кіл-ва електр-ва q i (залежить від z i, конц., Швидкості руху в електричному полі), перенесений. даним видом іонів, до загальної кількості електр-ва q, перенесений. всіма видами іонів, що у р-рі t i =q i /q.
Іонна сила р-ну (іонна міцність) називається напівсума произв-ний кон-цій кожного іона на квадрат числа його зарядів z (валентність), взята всім іонів р-ра.
I = ½ ∑m i z i 2
де mi – молярність (міра концентрації)
Емпіричний закон іонної сили:
Середовище. іонний коеф. активності γ +/- явл. універсальною функцією іонної сили І р-ну, тобто. в р-рі з цією іонною силою все дисоціюючі в-ва ім. коеф-ти активності, які залежать від природи та концентрації даного в-ва, але залежать від числа та валентності його іонів.
23.Фактори, що впливають на електропровідність розчинів, швидкість руху та рухливість іонів.
1. природа іона
3. Концентрація. (уд. е\провідність на графіку ae=f(с,моль\л)- веселка; екв.е\провідність λ=с,г*екв\л - гірка увігнута до 0, вниз.
4. температури (з нею ростуть уд.е\провідність і межа рухливості, у металів навпаки)
5. в'язкості середовища
24. Висновок рівняння, що зв'язує еквівалентну електропровідність з рухливістю іонів.
I. 
- електропровідність,
де ρ – питомий електричний опір
l – відстань між електродами
χ – питома електропровідність [ом -1 см -1 ]
ІІ. 
- еквівалентна електропровідність, [см 2 /(г-екв ом)]
де с – еквівалентна концентрація, [г-екв/л]
ІІІ. I = I + I - - кількість електрики, перенесена іонами через розчин в 1 сек
- кількість катіонів, що пройшли через поперечний переріз за 1 сек.
- Сила струму, т.к. кожен г-еквіонів несе згідно із законом Фарадея
F=96486 K ел-ва.
- Швидкість катіонів,
де u - абсолютна рухливість катіонів, [см 2 /сек * в]
Аналогічні формули для аніонів (v, v', c-, n-, I-)
Отримуємо:
IV. 
- закон Ома
Підставимо в цей вир-е значення До з (I) і (II), і прирівнявши праві частини рівнянь (III) і (IV), отримаємо
Розв'язавши рівняння щодо λ, отримаємо
¨ для сильних електролітів, дисоціація яких вважається повною, відношення 10 3 с i /с = 1
¨ для слабких- 10 3 с i /с = α
V.Враховуючи рухливості катіонів та аніонів,
отримуємо заданий вираз для різного ступенядисоціації електролітів.
25. Основні положення теорії сильних електролітів
Дебая-Хюккеля.
Ці уявлення сформульовані як ідеї про наявність навколо кожного іона іонної атмосфери з протилежно заряджених іонів. Її густина макс. у центру, з віддаленням від нього ↓. На деякій відстані, яку можна вважати кордоном іонної атм., Кількість іонів кожного знака однакова. Термодинамічні св-ва розчинів електролітів теорія пов'язує з параметрами іонної атм. – її розміром та щільністю.
1. Електроліт у розчині дисоційований повністю, і кон-ція іонів розраховується за аналітичною кон-цією електроліту.
2. Розподіл іонів в іонній атмосфері підпорядковується класич. статики, а сама іонна атмосфера сприймається як безперервне середовище.
3. З усіх видів взаємодії враховуючи лише електростатичну взаємодію іонів. Розчиннику відводиться роль середовища з деякою діелектричною проникністю.
4. Діелектрична проникність розчину приймається рівною діелектричної проникності чистого розчинника.
5. З усіх властивостей іонів враховується лише заряд.
26.Що таке іонна атмосфера, релаксаційне та електрофоретичне гальмування?
Іонна атмосфера
Якщо подумки виділити в розведеному розчині сильного електроліту один центральний іон, то іони протилежного знакачастіше спостерігатиметься біля нього, ніж іони з однойменним зарядом. Такий статистичний розподіл іонів встановлюється під впливом 2-х факторів: 1) електростатичних сил тяжіння та відштовхування; 2) тепловий рух іонів. В результаті навколо центрального іона встановлюється деякий проміжний статистичний розподіл іонів - іонна атмосфера.
Електрофоретичне гальмування. При накладенні на розчин електричного поля центральний іон та його іонна атмосфера, що мають протилежні за знаком заряди, рухаються в протилежних напрямках. Оскільки іони гідратовані, то рух іонів рух центрального іона відбувається в середовищі, що переміщається йому назустріч. Тому іон, що рухається, знаходиться під впливом додаткової гальмівної сили, що призводить до зниження його швидкості.
Релаксаційне гальмування . Іонна атмосфера має центральну симетрію. При русі іона в електричному полі симетрія порушується, що пов'язано з руйнуванням атмосфери в одному положенні іона та формуванням її в іншому, новому. Цей процес відбувається з кінцевою швидкістю з часом – часом релаксації.Внаслідок цього іонна атмосфера втрачає центральну симетрію, і позаду іона, що рухається, завжди буде деякий надлишок заряду протилежного знака. Сила електричного тяжіння, що виникає при цьому, гальмуватимуть рух іона.
Сили релаксаційного та електрофоретич. гальмування
¨ визначаються іонною силою розчину, природою розчинника та температурою.
¨ з концентрації розчину при сталості інших умов
27. У чому полягає ефект вина? Що таке дисперсія електропровідності?
Ефект Вина
У постійних електричних полях досить високої напруженості (10 4 -10 5 В/см)
Іони рухаються настільки швидко, що іонна атмосфера не встигає утворюватися, внаслідок чого практично відсутні ефекти гальмування, а прагне до λ ∞ .
У слабких електролітах ефект Вина викликається також усуненням дисоціативної рівноваги у сильному електричному полі у бік утворення іонів.
Дисперсія електропровідності (частотний ефект) . У разі збільшення частоти змінного струму вище деякого значення спостерігається збільшення електропровідності, т.к. при достатньо високій частотівзаємні усунення іона та іонної атмосфери настільки малі, що іонна атмосфера практично симетрична.
Частота змінного струму, за якої очікується зростання електропровідності, - це величина, зворотна часу релаксації
Отже, повинен зникнути ефект релаксаційного гальмування.
(Ефект Вина виникає при повному знищенні іонної атмосфери, а відтак і обох ефектів гальмування. Частотний ефект пояснюється лише зникненням іонної атмосфери. Досвід показує, що останній ефектприм. втричі слабше, ніж ефект Вина, тобто. електрофоретичний ефект у 2 рази сильніший за ефект релаксації)
28. Активності та коефіцієнти активностей електролітів. Методи їх визначення та обчислення.
Активністьпов'язана з хімічним потенціалом компонента розчину рівнянням: 
Індекс хпоказує, що активність відноситься до розчину, в якому концентрація речовини виражена у молярних частках. Активність також іноді називають ефективною чи дієвою концентрацією.
Коефіцієнт активності– міра відхилення властивостей розчину від св-в ідеального розчину тієї ж концентрації.
, де γ - мольний коеф. активності,
Можливі зіставлення активностей компонентів з концентраціями, вираженими в інших одиницях:
¨ мольно-об'ємні концентрації (с)
де f – мольний коефіцієнт активності
¨ моляльність (m)
де γ' – практичний коефіцієнт активності
У загальному випадкувластивості різних іонів у розчині неоднакові і можна ввести та розглянути термодинамічні функції для іонів різного типу:
1. Розглянемо 2-х компонентний розчин, що складається з розчинника та солі, що дисоціює за рівнянням:
2. Хім. потенціал: -
(2 рівняння К+ та А -)
3. Зробимо припущення:
Взято 1000г розчинника, n 1 =1000/M 1 , n 2 =m – моляльність
Електроліт дисоц. націло: 
T,P = const, Þ по ур-ю Гіббса-Дюгема (ізм-е хім. потенц-ів комп-ів р-ру при ізм-ії складу р-ну):
- віднімемо з 1-го 2-ге: 
Введемо середню іонну активність 
, де 
;
 |
Стандарт. сост-е для a 2 вибирається те щоб const=1, отримуємо:
Досвідченим шляхом одержують a 2 і визначають a ± за ур-ю;
Вводять середовищ. іон. коеф. активностіg ±і рен. іон. моляльністьm ±:
;
- можна висловити практич.коеф.актив.
· Визначення активності летючої речовини за парціальним тиском її пари.
З рівнянь: р 1 = р * 1 а 1 , р 2 = р * 2 а 2 (де р 1 -парціальний тиск пари розчинника над розчином, р* 1 –тиск пари над рідким розчинником; р 2 , р * 2 –відповідно для розчиненої речовини) отримуємо
(індекс 1 вказує номер вибраного стандартного стану)
Для визначення γ твердої розчиненої речовини вибираємо другий стандартний стан
(у- Допоміжна розрахункова величина, До 2 –константа Генрі)
Отримуємо:
(де у=у 0при х 2 →0знаходять графічним способом).
· Визначення активності розчиненої речовини за тиском пари розчинника.
З рівняння Гіббса-Дюгема: 
Інтегрування дає: 
,
де а' 1 та a' 2 –активності розчинника та розчиненої речовини при складі розчину х" 2, вони повинні бути відомі.
Також можна проінтегрувати рівняння Гіббса-Дюгема, виражене через γ :
Активність а 1визначають за тиском пари над розчинами різного складу. Інтеграл обчислюють графічно.
· Визначення активності розчиненої речовини за коеф. розподілу.
(де К - коеф. розподілу, γ 1 2 , γ 2 2 -коефіцієнти активності розчиненої речовини у першому та другому розчинниках, х 1 1 , х 2 2- Концентрації розчиненої речовини в першому і другому розчинниках).
аі γ можна обчислювати також зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння, по осмотичному тиску і по ін. властивостям розчинів.
29. Кондуктометричний вимір константи дисоціації, ступеня дисоціації, точки еквівалентності при титруванні.
| a |
| б |
| в |
| R x |
| R M |
| г |
2 – генератор змінного струму (постійний викликає електроліз розчину)
R x - Вимірювальна комірка;
R M – магазин опорів (відомо)
в –положення пересувного контакту (підбирається так, щоб нуль-інструмент 1 не показував токілі; показував min, тоді
R x = R M (R 1 / R 2) = R M ( ав/вб)
Дійсна електрична провідність розчину визначається концентрацією розчину, природою компонентів і температурою. Справжня електрична провідність р-ра c пропорційна експериментально виміряній величині c': c=kc', де k – константа судини – хар-ка комірки – залежить від площі електродів, відстані між ними, форми судини, обсягу р-ну, що проводить ток, знаходять експериментально c станд-их р-рів, найчастіше КCl.
За експериментальними даними розраховуються значення питомий
: 
і еквівалентної електропровідності
: 
Для розрахунку ступеня дисоціації слабкого електроліту використовується рівняння:
, де λ ∞ =l ¥ до +l А ¥- Визначається по рухливості іонів
Константу дисоціації бінарного електроліту
При кондуктометричному титруванні будується крива залежності електропровідності розчину, що титрується, від кількості доданого титр. агента. Точка еквівалентності визначається по зламу кривої цієї залежності. Різка зміна електричної провідності відбувається, коли в процесі титрування утворюються (або зникають) малодисоціюючі або важкорозчинні сполуки.
Кислотно-основне титрування:
Зміна електричної провідності до точки еквівалентності визначатиметься дією 2-х взаємно протилежних тенденцій: за рахунок з Н+, що має рухливість 350 см×см 2 /(моль-екв), що набагато перевищує рухливість іона Na +
Після точки еквівалентності починається різка електрична провідність (гілка ВС), т.к. в розчині наростатиме концентрація іонів Na + і ОН - , рухливість кіт. становить 199 см×см 2 / (моль×екв)
приклад 1. 0,1 моль спирту розподіляється між 300 мл води та 500 мл CCl 4 . Знайдіть концентрації спирту (моль/л) у рівноважних розчинах. Коефіцієнт розподілу етилового спиртуміж чотирихлористим вуглецем і водою дорівнює 0,0244.
Рішення:За законом розподілу:
де 1 – концентрація розчиненої речовини в першому розчиннику (CCl 4);
З 2 – концентрація розчиненої речовини у другому розчиннику (Н2О).
К – коефіцієнт розподілу
Число молей спирту, що перейшов у чотирихлористий вуглець, позначимо через Х, тоді:
У воду перейде кількість спирту, що залишилася, рівну (0,1 – Х) моль, отже: 
Підставивши З 1 і 2 в рівняння отримаємо 
Звідки Х = 0,0039 моль
моль/л 
моль/л
приклад 2. 0,3 г кристалічного йоду розчинено у 1 л води. Розрахуйте ефективне число ступенів екстракції цього розчину сірковуглецем, якщо сірковуглець береться порціями по 100 мл. Кінцева концентрація йоду у воді становить 1×10-6 г/л? Коефіцієнт розподілу йоду між водою та сірковуглецем дорівнює 0,0017.
Рішення:
Формула розрахунку процесу екстракції: 
де g 0 - вихідна кількість речовини, що піддається екстрагування;
V 0 - обсяг розчину, в якому знаходиться речовина, що екстрагується;
V е – обсяг розчинника (екстрагента), витрачений одне екстрагування;
n – загальне числоступенів екстракції; К – коефіцієнт розподілу.
lg g n = lg g 0 + n lg KV 0, звідки
91 - 100. Змішали 1 молячи спирту з об'ємом V 1 мл чотирихлористого вуглецю і об'ємом V 2 мл води. Визначте концентрації розчинів етилового спирту в чотирихлористому вуглеці та воді. Коефіцієнт розподілу етилового спирту між чотирихлористим вуглецем і водою дорівнює 0,0244.
101 - 110. Необхідно витягти певну кількість%(мас.) кислоти з V 1 мл розчину кислоти в ефірі. Скільки для цього необхідно взяти води як екстрагент при числі ступенів екстракції рівному n, якщо коефіцієнт розподілу кислоти між водою та ефіром дорівнює К?
111 - 120. Розрахуйте, яку кількість HgBr 2 можна витягти з об'єму V 1 мл концентрацією С м моль/л водного розчину за допомогою об'єму V 2 мл бензолу n-кратною екстракцією. Коефіцієнт розподілу HgBr 2 між водою та бензолом дорівнює 0,893.
Тема 2.
Розчини – фізико-хімічні системи.
Колігативні властивості розчинів.
Розчинність
приклад 1.Визначення маси газу в розчині за його розчинністю.
Скільки хлороводню HCI розчиниться в 100 л води при 40ºС та тиску 98625 Па, якщо розчинність HCI при цій температурі та тиску 1,0133×10 5 Па становить 386 м 3 на 1 м 3 води?
Рішення.
Розчинність (або коефіцієнт розчинності) виражають масою речовини (г), яку можна розчинити в 100 г розчинника за даної температури.
Визначаємо об'єм HCI, що міститься в 100 л води при 40ºС та тиску 1,0133×10 5 Па:
1000 л H 2 O - 386 м 3
100 л H 2 O - хм 3 х= 
м 3
Масу HCI обчислюємо за рівнянням Менделєєва – Клайперона;
М(HCI) = 36,46 г/моль. Тоді:
m == 
53,4 кг.
Приклад 2. Визначення складу газової суміші розчинності газів.
Газова суміш, що містить 21% O 2 і 79% N 2 пропущена через воду при 0ºС і тиску 1,0133×10 5 Па. Обчисліть об'ємні частки φ газової суміші, розчиненої у воді, якщо розчинність кисню та азоту у воді при цій температурі та тиску відповідно дорівнює 0,048 та 0,0236 м 3 на 1 м 3 води.
Рішення.
Відповідно до закону Генрі розчинність ( Р) газу у воді пропорційна його парціальному тиску в суміші. Визначимо парціальний тиск газів у суміші:
p Про 2 = 1,0133 × 10 5 × 0,21 = 0,2128 × 10 5 Па;
p= 1,0133 × 10 5 × 0,79 = 0,8005 × 10 5 Па.
Враховуючи парціальний тиск, визначаємо розчинність газів:
Р= 
= 0,0104 м 3;
Р= 
= 0,0189 м3.
Загальний обсяг азоту та кисню; 0,0104 + 0,0189 = 0,0293 м3. Тоді об'ємна частка газів та суміші складе (%):
φ = 0,0104×100/0,0293 = 35,49; φ = 100,00 - 35,49 = 64,51.
Завдання для самостійного вирішення
121 - 130. У воді при 20ºС та загальному тиску 2,5×10 5 Па розчинена газова суміш, що складається з 2 , N 2 і Cl 2 . Об'ємні частки цих газів у суміші відповідно дорівнюють ω (О 2), ω (N 2) і ω (Cl 2) %. Розчинність газів 1 м 3 води (м 3): РО 2 = 0,031; РN 2 = 0,016; РCl2 = 2,299. Визначте об'ємні частки газів у газовій суміші, розчиненій у воді.
| параметри | № завдання | |||||||||
| ω (Про 2) % | ||||||||||
| ω (N 2) % | ||||||||||
| ω (Cl 2) % |
131 - 140. У деякому об'ємі V 1 л води розчинений об'єм V 2 л речовини А при температурі t ºС та тиску Р Па. Визначте масову часткуречовини А отриманому розчині.
Фізико-хімічні властивості
Якщо взяти дві рідини, що не змішуються, і додати третій компонент, то він буде розчинятися різною мірою в тому і іншому розчиннику. При встановленні рівноваги відношення концентрацій отриманих розчинів буде постійним за даної температури
= К, це вираз закону розподілу Нернста, де
Концентрації третього компонента в І та ІІ фазах;
К – коефіцієнт розподілу.
Якщо розчинена речовина дисоціює або асоціює в одному з розчинників, то рівняння Нернста має вигляд:
Для знаходження Кіплогарифмуємо рівняння та отримуємо рівняння прямої
Побудувавши пряму в координатах 
, знайдемо « п» як тангенс кута нахилу прямої (за будь-якими двома точками, що лежать на прямій) tga =
InK можна знайти з рівняння, підставивши значення будь-якої точки, що знаходиться на прямій.
Цей закон є основою процесу екстракції. Екстракція - це вилучення компонента з однієї фази в іншу. Екстракція буває твердофазна- вилучення речовин із твердої фази в рідку (наприклад, заварювання чаю, кави, приготування настоянок, екстрактів трав тощо) та рідкофазна- вилучення розчиненої речовини з рідкого розчину екстрагентом. Розчин вилученої речовини в екстрагенті називається екстрактом, а вихідний розчин після вилучення з нього речовини називається рафінатом.
Для розрахунку ефективності рідкофазної екстракції використовують рівняння
(3.31)
Де х- частка невитягнутої речовини у рафінаті;
V- Обсяг вихідного розчину;
Об'єм екстрагента;
До- Коефіцієнт розподілу
п- Число екстракцій.
Як видно з рівняння, що більше екстракцій, то менше залишається речовини в рафінаті, тобто невитягнутим, тим більше речовини витягується екстрагентом. Ефективність екстракції великою мірою визначається величиною коефіцієнта розподілу: що більше коефіцієнт на користь екстрагента, то ефективніша екстракція.
Лекція 10. Розподіл речовиниміж двома фазами Екстракція.
.
2. Екстракція, її види. Рівняння екстракції.
Принципи одержання настоянок, відварів.
Лектор: канд. пед. наук, доцент Григор'єва Марина
Вікторівна
1. Закон розподілу Нернсту
Якщо якась речовина розчинна у двохрідини, що не змішуються, то при його
розчиненні у суміші двох таких рідин
воно розподіляється між ними згідно
закону розподілу Нернста:
Відношення концентрацій третього
компонента між двома
рідинами, що не змішуються, при
постійної температури
величиною постійної К = С1/С2 де С1концентрація компонента в розчині 1
рідини, С2 - концентрація компонента в
розчині 2 рідини, К - коефіцієнт
розподілу.
1. Закон розподілу Нернсту
Наприклад, якщо струшувати йод із водоюта тетрахлорометаном, частина його
розчиниться у воді, а частина в
тетрахлорометані ССl4. В кінці кінців
у системі встановлюється
динамічна рівновага.
1. Закон розподілу Нернсту
Незалежно від того,яка кількість
йоду використовується в
експеримент,
остаточне
ставлення
концентрацій
виявляється
постійним.
1. Закон розподілу Нернсту
Закон розподілу виконується лише запевних умов, а саме:
1) за постійної температури;
2) при достатньому розведенні обох
розчинів;
3) за умови, що розчинена речовина не
реагує, не асоціює і не
дисоціює в обох розчинниках.
Закон розподілу лежить в основі важливого
і дуже поширеного в
лабораторної та промислової практики
процесу, що називається екстракцією.
2. Екстракція
Екстракція є вилученнямз розчину одного або кількох
розчинених речовин за допомогою іншого
розчинника (екстрагента), не
що змішується з першим.
Для здійснення екстракції необхідно,
щоб екстрагована речовина краще
розчинялося в другому розчиннику, ніж у
першим. Метою екстракції є
підвищення концентрації будь-якого
потрібної речовини чи звільнення
розчинника від наявних у ньому домішок,
або заміна розчинника.
2. Екстракція
Екстракція може бути:одноразової, коли екстрагент
додається в один прийом,
дробової - додавання екстрагента
проводиться порціями в кілька
прийомів.
Екстракцію широко застосовують у
фармації для вилучення з
рослинної сировини ефірних олій,
алкалоїдів та інших фізіологічно
активних речовин.
2. Екстракція
У лабораторіях для екстракції частовикористовують ділильні воронки,
наприклад, при екстракції ефіром. Для
цього водний розчинз компонентом
з'єднують з ефіром у ділильній
воронці. Розчин струшують і після
відстоювання шари поділяють. Ефір
випарюють та одержують чистий продукт.
2. Екстракція
Дільніворонки
2. Екстракція
В умовах хімічного тафармацевтичного виробництва
широко застосовують апарати
екстрактори, дія яких
засноване на різних принципах
перемішування рідин та їх
роздроблення. Використовуються
тарілчасті, вібраційні,
відцентрові та інші типи
екстракторів.
2. Екстракція
Висновок рівняння екстракції:Нехай у розчині, об'єм якого V0 мл,
знаходиться т0 екстрагується
речовини. До цього розчину додають
V мл іншого розчинника, який з
ним не поєднується. Припустимо, що
після першої екстракції у першому
розчиннику залишилося т1 г
екстрагованої речовини, тоді
концентрація у ньому буде С1 = т1/ V0, а
концентрація у другому розчиннику
С2 = (т0 – т1)/V.
2. Екстракція
Користуючись законом розподілу, можнанаписати:
m1
V0
З 1
m1V
До
З 2 m0 m1 V0 (m0 m1)
V
KV0
m1 m0
V KV0
2. Екстракція
Якщо перший розчинник з рештоюним речовиною вдруге обробити тим же
обсягом V другого розчинника, то,
повторюючи попередній розрахунок, отримаємо:
KV0
m2 m1
V KV0
2. Екстракція
Замінивши т1 в останньомурівнянні, знайдемо:
Якщо повторити
екстракцію тим самим
обсягом другого
розчинника п раз, то
кількість решти
у першому розчиннику
речовини буде
KV0
m2 m0
V KV0
2
KV0
mn m0
V KV0
n
2. Екстракція
Розрахунки за допомогою отриманогорівняння показують, що екстракція
буде повнішою, якщо розділити
весь об'єм розчинника на порції,
чим екстрагувати відразу всім
об'ємом розчинника.
2. Екстракція
Особливо широко екстракційні методивикористовують при аналізі рослинного
лікарської сировини, а також для отримання
настоїв, відварів, настоянок, екстрактів
лікарських речовин. У даному випадкупід
екстрактом мається на увазі лікарська форма,
одержувана екстракційним методом відповідно
із певними вимогами.
Згідно з Державною Фармакопеєю XI видання
настої та відвари - це рідкі лікарські
форми, що являють собою водні вилучення
з лікарської рослинної сировини, а також
водні розчини сухих або рідких екстрактів
(Концентратів).
2. Екстракція
Екстракти - концентровані вилученняз лікарської рослинної сировини.
Настойки - пофарбовані спиртові або
водно-спиртові витяги з
лікарської рослинної сировини,
одержувані екстракцією без нагрівання.
При отриманні настоїв та відварів проводять
екстракцію лікарських речовин з
подрібненої лікарської сировини водою,
при отриманні екстрактів- водою, етанолом і
іншими екстрагентами.
2. Екстракція
Для приготування настоїв та відварів екстракціюпроводять у такий спосіб. До подрібненого
лікарської рослинної сировини додають
необхідний об'єм води при кімнатній температурі,
суміш витримують на киплячій водяній бані при
перемішуванні (настій -15 хв, відвари - 30 хв),
охолоджують за кімнатної температури (настої - 45
хв, відвари - 10 хв), фільтрують та отримують
фільтрат, який при необхідності розбавляють
водою.
Зміст фармакологічно активних речовин у
отриманих настоях та відварах визначають
різними аналітичними методами, ре
комендованими у відповідних фармакопейних
статтях.
При змішуванні двох рідин вони можуть бути:
Необмежено розчинними, тобто. розчинятися один в одному в будь-яких співвідношеннях;
Практично нерозчинними;
Обмежено розчинними.
Взаємна розчинність залежить від хімічної будовирідин, які у свою чергу поділяються на полярні та неполярні.
Ще алхіміками було відмічено, що «подібне розчиняється у подібному», тобто. полярні рідини добре розчиняють полярні рідини, а неполярні неполярні.
З цієї причини вода – полярний розчинник добре розчиняє полярні рідини ( оцтова кислота, етанол) і зовсім не розчиняє неполярні (бензол, гексан, гас, бензин, рослинна оліята ін.).
Якщо рідини відрізняються за полярністю незначно, то вони обмежено розчиняються одна в одній, утворюючи двошарові системи, наприклад вода – анілін.
Якщо в систему, що складається з двох практично не розчинних рідин, ввести третю речовину, здатну розчинятися в кожній з них, то розчинена речовина розподілятиметься між обома рідинами пропорційно своїй розчинності в кожній з них.
Звідси випливає закон розподілу, згідно якому відношення концентрацій речовини, що розподіляється між двома рідинами, що не змішуються при постійній температурі, залишається постійним, незалежно від загальної кількостірозчиненої речовини.
З 1 /З 2 = k,
де З 1 та З 2 – концентрація розчиненої речовини в 1-му та 2-му розчинниках;
k- Коефіцієнт розподілу.
Закон розподілу широко використовується у процесах екстрагування – вилучення речовини з розчину іншим розчинником, що не змішується з першим. Закон розподілу дозволяє розраховувати кількість вилученої речовини, що залишилася в розчині після одноразового або багаторазового вилучення розчинником заданого об'єму при даній температурі:
де m 1 - маса речовини, що залишилася в розчиннику 1 після одноразового вилучення його розчинником 2;
mпро – вихідна кількість речовини у розчиннику 1.
V 1 та V 2 – об'єм розчинників 1 та 2;
При багаторазовому вилученні рівняння 1 набуде вигляду:
де n- Число витягів.
При екстрагуванні ніколи не вдається повністю витягти речовину повністю. Але повнота вилучення буде більша, якщо розчин обробляти багаторазово малими порціями розчинника, відокремлюючи кожен раз отриманий екстракт, ніж при одноразовій обробці розчину великою порцією розчинника.
Екстракція застосовується в багатьох областях техніки та лабораторних дослідженнях. На екстракції засновано вилучення цукру з буряків, масел із насіння, багатьох речовин при обробці харчових продуктів(пасування овочів), отримання фармацевтичних препаратів. Так, пеніцилін та ряд інших антибіотиків не можна концентрувати випарюванням, оскільки вони руйнуються при нагріванні. Для отримання концентрованих розчинів антибіотиків проводять екстракцію бутил-або етилацетатом.
Loading...