Ваша информация

pain.

Информация о пользователе

Привет, Гость! Войдите или зарегистрируйтесь.


Вы здесь » pain. » Новый форум » торре


торре

Сообщений 1 страница 3 из 3

1

1. Гідрометалургічні процеси, їх переваги та основні стадії. Види вилуговування.

Гідрометалургійні процеси полягають у вилученні металів з руд, концентратів, напівпродуктів і відходів шляхом обробки їх водними розчинами хімічних реагентів з наступним виділенням з розчину металу.
Переваги гідрометалургійних процесів
1. Висока вибірковість вилучення металів з бідних і важко-збагачуваних руд з мінімальними витратами реагентів в простих апаратах при низьких температурах.
2. Комплексна переробка сировини з високим вилучення всіх коштовних складових.
3. Зростаюча економічна ефективність гідропроцесів. Швидко розвиваються сорбіційні й екстракційні мутоди вилучення, концентрування й розділення металів, безфільтраційні схеми, автоклавне вилуговування й ін.
4. Менші у порівнянні з пірометалургією забруднення атомосфери шкідливими викидами, кращі умови праці.
Види вилуговування"
1. Просте розчинення, при якому метал вилучається в розчин у складі сполуки, що знаходилися у вихідному матеріалі.
2. Вилуговування з хімічною реакцією, у результаті якої малорозчинна сполука металу вихідної сировини, переходить у добре розчинену форму.

2. Поняття ідеальний та реальний розчин, хімічний потенціал, активність.

Ідеальний розчин – розчин, в якому коефіцієнти активності кожного з компонентів дорівнюють одиниці. Ідеальні розчини утворюють компоненти, дуже близькі по хімічним властивостям.
Більщість реальних розчинів мають властивості ідеальних лише при дуже малих концентраціях - їх називають ідеально-розбавлені. В таких розчинах молекули розчиненої речовини між собою не взаємодіють, оскільки розділені одна від одної великою кількістю молекул розчинника.
Для ідеальних розчинів спостерігається лінійна залежність хімічного потенціалу від логарифму концентрації:
μ(з індексом і)=μ(в ступені 0, з індексом і)+RTlnN(з індексом і).
Хімічним потенціалом і-го компонента це перша похідна енергії Губбса системи по числу молів n, цього компоеннта при постійному числі молей всіх інших компонентів, т-ри Т та тиску р. Або це приріст енергії Гіббса фази при збільшенні кількості речовини і у ній на 1 моль при збереженні незмінним температури, тиски й концентрації всіх інших компонентів фази.
μ(з індексом і)=μ(в ступені 0, з індексом і)+RTlnN(з індексом і)+RTlnγ(з індексом і).
Коефіцієнт активності може мати значення, більші або менші одиниці.
μ(з індексом і)=μ(в ступені 0, з індексом і)+RTlnγ(з індексом і)N(з індексом і).
μ(з індексом і)=μ(в ступені 0, з індексом і)+RTlnа(з індексом і)N(з індексом і).
Величину а(з індексом і) називають активністю речовини в розчині.
При зміні концентрації на активність всі рівняння, справедливі для ідеальних розчинів, придатні й для реальних розчинів. Величина коефіцієнта активності залежить від способу вираження концентрації.

3. Поняття хімічного потенціалу. Ідеальний розчин. Ентальпія, ентропія та хімічний потенціал ідеального розчину.

Умовою проходження будь-якого самовільного процесу в системі є зменшення енергії Гіббса системи ΔG<0.
Самовільний процес закінчується по досягненню системою стану рівноваги, тобто коли зміна енергії Гіббса стає рівною нулю ΔG=0. Для характеристики стану хімічної та фазової рівноваги в макроскопічній системі використовують термодинамічний параметр, що називають хімічним потенціалом.
Хімічним потенціалом і-го компонента це перша похідна енергії Губбса системи по числу молів n, цього компоеннта при постійному числі молей всіх інших компонентів, т-ри Т та тиску р. Або це приріст енергії Гіббса фази при збільшенні кількості речовини і у ній на 1 моль при збереженні незмінним температури, тиски й концентрації всіх інших компонентів фази.
μ(і)=(dG/dn)(T,p,n(j)(j≠i).
Ідеальні розчини утворюють компоненті, дуже близькі по хімічним властивостям. Енергії взаємодії молекул кожного з таких компонентів між собою й молекулами інших компонентів однакові, тому ентальпія й обєм досконалого розчину дорівнють сумі ентальпій та обємів чистих компонентів.
H=n(з індексом 1)H(з індексом 1, в ступені 0)=n(з індексом 2)H(з індексом 2, в ступені 0)
V=n(з індексом 1)V(з індексом 1, в ступені 0)=n(з індексом 2)V(з індексом 2, в ступені 0)
Ентропію змішування можна визначити за допомогою рівняння Больцмана: S=klnw
S=n(1)S(1, в ступені 0)+n(2)S(2, в ступені 0)+...-R(n(1)lnN(1)+n(2)lnN(2)+...)

0

2

4. Застосування хімічного потенціалу на прикладах:розчинності твердих тіл, розподілу між двома рідинами та тиску газу над його розчином.

Речовина розчиняється, якщо її потенціал у твердому стані більше, ніж потенціал у розчині, насичення розчину досягається при рівності потенціалів.
μ(тв)=μ(розч., у ступені 0)+RTlnN(насич)
lnN(насич)=(μ(тв)-μ(розч., у ступені 0))/RT
N(насич)=e(у ступені (μ(тв)-μ(розч., у ступені 0))/RT)

Умова рівноваги розподілу речовини між рідинами 1-2

μ(1, у ступені 0)+RTlnN(1)=μ(2, 0)+RTlnN(2)
ln(N(1)/N(2))=(μ(2, 0)-μ(1, 0))/RT
N(1)/N(2)=e^((μ(2, 0)-μ(1, 0))/RT)

Тиск газу над його розчином

Хімічний потенціал газу визначається рівнянням
μ(газу)=μ(газу, 0)+RTlnp
умова рівноваги
μ(газу, 0)+RTlnp=μ(розч, 0)+RTlnN
p/N=e^((μ(розч, 0)-μ(газу, 0))/RT або p=K(г)N
K(г)=е^((μ(розч, 0)-μ(газу, 0))/RT
парціальний тиск розчиненого газу пропорційно його мольній частці - закон Генрі. Величина К(г) називається коефіцієнтом Генрі.

5. Застосування хімічного потенціалу на прикладах: рівноваги хімічної реакції та тиску пари компонентів ідеального розчину.

Тиск насиченої пари над чистим компонентом визначається рівнянням
(1)
а над розчином з мольною часткою цього компонента N
(2)
(3)
(4)
(5)

Рівновага хімічнох реакції

Нехай у розчині відбувається реакція A+B=2C+D
Перетворення йде доти, доки суми хімічниїх потенціалів вихідних речовин і продуктів реакціх не стануть однаковими.
Умова рівноваги
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)

6. Коефіцієнти активності електролітів. Залежність коефіцієнтів активності сильних електролітів від іонної сили розчину.

При підвищенні концентрації зміна коефіцієнтів активності обумовлено в основному впливом асоціації й гідратації іонів і не може бути пояснена за допомогою електростатичноїї теорії.
У концентрованих розчинах відстані між протилежно зарядженими іонами стають настільки малими, що утвориться нейтральна частка - іонна пара.
Вплив звязування розчинника часто виявляється дуже великим. Тоді збільшення концентрації електроліту в розчині супроводжується не знаженням коефіцієнта активності, обумовленим електростатичною взаємодією іонів, а збільшенням його.

0

3

7. Експериментальне визначення коефіцієнтів активності. Рівняння Гіббса-Дюгема.

Прямі методі - безпосередньо визначають активність речовини:
-по тиску пари речовини
-по розподілу між рідкими фазами
-по зміні ЕРС розчину
-по рівновазі хімічних реакцій тощо
-зниженню температури замерзання (кріоскопічний метод)
-по підвищенню температури кипіння (ебуліоскопічний метод)
-осмометрично

Опосередковані методі - γ(і) та α(і) знаходять розрахунком після визначенняγ(і) та α(і) іншого компонента
Для цього використовують рівняння Гіббса-Дюгема
(1)
Сума активностей всіх компонентів розчину виражена через мольні долі дорівнює 1, так само як сума ∑N(i)=1, звідси якщо активність солі падає, то росте активність розчинника і навпаки.

8. Розрахунок коефіцієнтів активності електролітів.

Для розведених розчинів електролітів коефіцієнт активності визначається головним чином електростатичною взаємодією іонів. Електростатична теорія дозволяє розрахувати коефіцієнт активності в розведених розчинах. Для цього введено поняття іонної сили розчині І, що характеризує інтенсивність електричного поля діючого на іони в розчині
(1)
Для 00,1-0,03m розчинів задовільну точність разрахунку коефіцієнта активності забезпечує рівняння Дебя_Гюккеля
(2)
(3)

9.Будова дисоціація та властивості води як розчинника.

0


Вы здесь » pain. » Новый форум » торре