Adsorptie

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Adsorptie.
Actieve kool, een veelgebruikt adsorptiemiddel.

Adsorptie is een fenomeen dat optreedt aan het grensvlak van twee fasen. Dit kan zijn het grensvlak vloeistof-vast, vloeistof-vloeistof, vast-vloeistof of vast-gas. Bij adsorptie hechten de moleculen van een gas of vloeistof zich door Londoninteracties aan het oppervlak van een vaste stof of vloeistof en bedekken deze daardoor met een laagje.

Adsorptie vindt binnen de natuur op vele vlakken plaats. Een voorbeeld van adsorptie is het hechten van schaliegas en olie aan kerogeen in het brongesteente.

Toepassingen[bewerken]

Materiaalgroei[bewerken]

Adsorptie kan gebruikt worden om materialen te groeien op diverse oppervlakken. Met bijvoorbeeld Chemical vapor deposition (CVD) wordt een gasmengsel in contact gebracht met een substraatoppervlak, waarbij door fysisorptie en chemisorptie materialen gegroeid worden. Afhankelijk van temperatuur, druk, concentratie en verblijftijd van het gasmengsel groeit het materiaal in verschillende toestanden: amorf, polykristallijn of epitaxiaal.

Scheidingsmethode[bewerken]

Adsorptie is een scheidingsmethode die berust op verschil in aanhechtingsvermogen. Adsorptie kan gebruikt worden als scheidingsmethode in (drink)waterzuivering. Als in water geur-, kleur-, of smaakstoffen opgelost zijn, dan zijn die te verwijderen door middel van adsorptie. Hierbij wordt het verontreinigde water door koolfilters geleid of wordt aan het water actieve kool toegevoegd. Het adsorptiemiddel is fijn verdeeld, het bestaat dus uit kleine deeltjes, die zeer poreus zijn en samen een groot specifiek oppervlak hebben van meerdere honderden vierkante meter per gram. De moleculen van de geur-, kleur- en smaakstoffen hechten aan de deeltjes van het adsorptiemiddel. Als het ontstane mengsel gefiltreerd wordt, blijft niet alleen het adsorptiemiddel hangen, maar ook de moleculen van de geurstoffen, kleurstoffen en/of smaakstoffen.

Een bekend adsorptiemiddel op basis van actieve kool is Norit. Vijf gram Norit heeft een effectief oppervlak ter grootte van een voetbalveld.

Verwante begrippen[bewerken]

Het tegengestelde van adsorptie is desorptie. Hierbij worden de geadsorbeerde stoffen van een adsorptiemiddel verwijderd (geregenereerd).

Adsorptie moet niet verward worden met absorptie, waarbij moleculen, atomen of ionen van de ene stof zich vermengen met die van een andere stof, waardoor een mengsel ontstaat.

Thermodynamische beschrijving[bewerken]

Het adsorptieproces kan beschreven worden aan de hand van een roostermodel en de hypothesen van Irving Langmuir. Voor een gegeven adsorptiereactie (die per definitie een fysische reactie is) geldt dat een adsorptiemiddel A een gasvormige component C kan binden:

\mathrm{A_{(s)}\ +\ C_{(g)}\ \rightleftharpoons\ A{-}C}

De evenwichtsconstante van deze fysische reactie kan worden uitgedrukt in termen van de activiteit a van de betrokken componenten:

K_{ads} = \frac{a_{A{-}C}}{a_A \cdot a_c} = e^{-\frac{\Delta G_{ads}^o}{RT}}

De activiteit van de gasvormige component is gelijk aan de partieeldruk van het gas. Voor de andere activiteiten moet een oplossingsmethode worden gezocht: het roostermodel. Hiervoor moeten echter eerst 3 voorwaarden ingevoerd worden (de hypothesen van Langmuir):

  • Het adsorptie-oppervlak kent slechts 1 soort adsorptieplaats
  • Er kan per adsorptieplaats slechts 1 component binden (er treedt dus geen adsorptie in verschillende lagen op)
  • De naburige geadsorbeerde componenten ondervinden geen invloed van elkaar en interageren niet
Illustratie van het roostermodel en de adsorptiehypothesen van Langmuir: in het rooster zijn er 48 beschikbare plaatsen voor adsorptie. Daarvan zijn er 12 bezet met een gasmolecule. Er zijn dus 36 lege plaatsen. Iedere plaats kan slechts 1 gasmolecule adsorberen en de naburige gasmoleculen interageren niet met elkaar. In dit model bedraagt θf dus 0,75, en θo is 0,25.

Het roostermodel impliceert dat het oppervlak van het adsorbens A kan worden voorgesteld als een rooster met N beschikbare adsorptieplaatsen. Hiervan kunnen Nf plaatsen vrij zijn en No bezet zijn, waarbij geldt dat

N = N_f + N_o \,

De adsorptie-enthalpie wordt gegeven door:

H_{ads} = N_f H_f + N_o H_o\,

De molaire adsorptie-enthalpie wordt gegeven door:

H_{ads,m} = \theta_f H_f + \theta_o H_o\,

Hierbij werd de parameter θ als de bezettingsgraad ingevoerd:

\theta_f = \frac{N_f}{N_f + N_o}

en

\theta_o = \frac{N_o}{N_f + N_o}

Idem kan een uitdrukking gevonden worden voor de molaire adsorptie-entropie (rekening houdend met de mengentropie):

S_{ads,m} = \theta_f S_f + \theta_o S_o - R [\theta_f \ln (\theta_f) + \theta_o \ln (\theta_o)]\,

Nu kan een uitdrukking voor de molaire adsorptie-vrije enthalpie worden gevonden:

G_{ads,m} = H_{ads,m} - TS_{ads,m} = [H_f - TS_f + RT \ln (\theta_f)]\theta_f + [H_o - TS_o + RT \ln (\theta_o)]\theta_o \,

Deze kan, rekening houdend met het feit dat de vrije enthalpie additief is in de partiële molaire vrije enthalpieën (dit is de chemische potentiaal), eenvoudigweg worden herschreven tot

G_{ads,m} = \mu_f \theta_f + \mu_o \theta_o \,

Hieruit wordt duidelijk dat de activiteiten gelijk zijn aan de overeenkomstige bezettingsgraden:

\theta_f = a_A \,
\theta_o = a_{A{-}C} \,

Er moet ook gelden dat

\theta_f + \theta_o = 1 \,

Zodoende kan de evenwichtsconstante herschreven worden tot:

K_{ads} = \frac{\theta_o}{(1 - \theta_o) p_C}

Evenzo kan, indien de evenwichtsconstante bekend is, de bezettingsgraad van geadsorbeerde componenten bepaalde worden als

\theta_o = \frac{K_{ads} p_C}{1 + K_{ads} p_C}