Balwa Błażej TORUŃ

Ćwiczenie nr 16 : Wyznaczanie izotermy adsorpcji Freundlicha

1.Teoria

Niezależnie od rodzaju sieci krystalicznej na powierzchni ciała stałego panują siły wywołujące gromadzenie się cząsteczek z fazy gazowej lub roztworu .Mówimy wtedy o adsorpcji. Oddziaływania te mogą być dwojakiej natury , w związku z czym , jak również ze względu na makroskopowy obraz adsorpcji , wyróżnić możemy dwa jej rodzaje : adsorpcje fizyczną i adsorpcje chemiczną ( chemisorpcje). .Pierwsza uwarunkowana jest oddziaływaniami niespecyficznymi , typu van der Waalsa ; występuje zatem na powierzchni wszystkich ciał stałych i wobec najróżnorodniejszych substancji .Szybkość tego procesu jest ograniczona głównie szybkością dyfuzji adsorbatu ku powierzchni , a ciepło adsorpcji jest niewielkie.

Ponieważ adsorpcja jest procesem egzotermicznym ze wzrostem temperatury następuje proces odwrotny -desorpcja . Inaczej jest w przypadku chemisorpcji . Oddziaływania między cząsteczkami adsorbatu a podłożem ma charakter ulegających wysyceniu oddziaływań chemicznych . Znaczna modyfikacja chmury elektronowej doprowadza niekiedy do trwałego przeniesienia elektronu między adsorbatem a adsorbentem i powstania wiązania chemicznego . Desorbując substancję , która uległa chemisorpcji można czasami zauważyć , że część z niej uległa na adsorbencie przemianie chemicznej (np. tlen zaadsorbowany na węglu aktywnym desorbuje się bardzo trudno , a gaz powstający w tym procesie zawiera znaczną ilość CO i CO2).

Chemisorpcja jest procesem zależnym od temperatury według równania Arrheniusa :
r = k(T)f(c)= Ae-E/RTf(c) , gdzie r jest szybkością adsorpcji . k(T) stałą szybkości , A wielkością w niewielkim stopniu zależną od temperatury , E - energią aktywacji adsorpcji , f (c) - funkcją stężenia substancji adsorbowanej

Ze względu na fakt , że siły wiązań chemicznych decydujące o chemisorpcji ulegają wysyceniu , na powierzchni adsorbentu może ulec chemisorpcji maksymalnie taka ilość adsorbatu , jaka wystarcza do pokrycia jej warstwą monomolekularną .

Ilościowe ujęcie procesu jest zagadnieniem trudnym , najprostszym i najpopularniejszym modelem tego zjawiska jest ujęcie zaproponowane przez Langumira . Jego model zakłada , że na powierzchni adsorbentu znajduje się ustalona liczba miejsc dla adsorbowanej substancji i każde takie miejsce może być obsadzone przez jedną cząsteczkę . W przypadku adsorpcji fizycznej model jest równoważny założeniu , że może tworzyć się tylko monomolekularna warstwa adsorbatu . Ciepło adsorpcji przypadające na jedną cząsteczkę powinno być niezależne od stopnia obsadzenia wolnych miejsc . Przyjmując takie założenia można sformułować wyrażenie określające równowagę adsorpcji .W równowadze termodynamicznej szybkość adsorpcji Vads równa jest szybkości desorpcji Vdes . Szybkość adsorpcji powinna być proporcjonalna do ciśnienia ( ze stanu gazowego ) lub do stężenia ( ze stanu ciekłego ) oraz od ułamka miejsc niezajętych na absorbencie :

Vads = kap(1-Q) , gdzie Q- ułamek miejsc zajętych , szybkość desorpcji powinna być proporcjonalna do Q

Vdes=kdQ , przyrównując obydwa równania otrzymujemy kd = kap(1-Q) , i ostatecznie :

=
, gdzie b = ka/kb , ponieważ
, gdzie n, nm to odpowiednio liczba moli substancji zaadsorbowanej przez daną masę i liczba moli substancji przy której następuje

obsadzenie wszystkich centrów możemy zapisać :

[ mol]

lub oznaczając przez a liczbę moli substancji zaadsorbowanej przez jednostkową masę adsorbentu ( a=n/m) ,i odpowiednio am= nm/m ( m masa adsorbentu ) otrzymujemy :
[ mol *kg -1 ] izoterma Langmuira . Stałe am i b w równaniu Langmuira można wyznaczyć z danych doświadczalnych , przekształcając powyższe równanie do postaci :
i kreśląc zależność 1/a =f(1/p) otrzymamy linię prostą o nachyleniu 1/(amb) przecinającą oś rzędnych w punkcie 1/am. Znając am można obliczyć liczbę centrów adsorpcji na powierzchni 1 g adsorbentu .

W przypadku adsorpcji substancji z roztworów stosuje się równanie Freundlicha
, gdzie w oznacza liczbę moli lub masę substancji zaadsorbowanej na gram adsorbenta , c stężenie substancji adsorbowanej w równowadze , k i n , stałe które wyznacza się eksperymentalnie .

Stałe k i n oblicza się metodą najmniejszych kwadratów wykorzystując logarytmiczną postać równania :

log (w) = log(k)+(1/n)log(c) , gdzie w = x/m , m masa adsorbentu[g] , x liczba gramów adsorbatu [g].

Różnice w zdolności adsorpcyjnej absorbentu względem różnych substancji wykorzystuje się do ich rozdzielania - chromatografia adsorpcyjna.

Przez kolumnę wypełnioną adsorbentem(faza stała ) przepuszcza się roztwór rozdzielanych związków w odpowiednim rozpuszczalniku ( faza ruchoma ) . Najsilniej adsorbowane składniki roztworu osadzają się u szczytu kolumny , słabiej , niżej tworząc jeśli są barwne wyraźne pierścienie `'chromatogram''. Stopień rozdziału można zwiększyć przepuszczając przez kolumnę odpowiednio dobrany rozpuszczalnik - eluent.

Współcześnie istniejące odmiany chromatografii różnią się doborem fazy stacjonarnej ( bibułowa , cienkowarstwowa ) albo ruchomej ( gazowa , cieczowa)

2.Literatura :

Pigoń K , Ruziewicz Z „ Chemia fizyczna `' , PWN W-wa 1986 , str . 323-331

Sobczyk L , Kisza A , Gatner K , Koll A „ Eksperymentalna chemia fizyczna `' PWN W-wa 1982 str 489-499

3.Wykaz substancji używanych w ćwiczeniu :

0,5 molowy roztwór kwasu octowego

0,1 molowy wodorotlenek sodu

węgiel aktywny

Powyższe substancje w podanych stężeniach nie są uważane za substancje niebezpieczne mogące powodować poważne obrażenia , oraz utratę zdrowia .

---