|
Иониты. Основы ионного обмена - Гельферих Ф.Скачать (прямая ссылка):  Эквивалентная доля ионоВ А.6 растдоре у Рис. 39, Схематическое изображение изотермы обмена и коэффициента разделения. Изотерма обмена изображает эквивалентную долю одного из конкурирующих ионов в ионите как функцию эквивалентной доли в растворе. Коэффициент разделения для некоторого произвольно выбранного состава дается отношением площадей обеих прямоугольных площадок I и II, которые касаются изотермы в соответствующей точке. Пунктирной линией изображена изотерма обмена для ионита, не обладающего селективностью. равновесие. Однако для теоретических расчетов в общем необходимы численные величины, характеризующие равновесие при определенных условиях опыта. К качестве таких величин применяются: коэффициент разделения, коэффициент равновесия или коэффициент распределения. Определенному значению одной из этих величин соответствует лишь одна точка изотермы обмена. КОЭФФИЦИЕНТ РАЗДЕЛЕНИЯ Для расчета эффективности работы ионита, в особенности при процессах в проточных колонках, необходима величина, которая количественно показывала бы способность ионита к разделению противоионов А и В, т. е. его селективность. В качестве такой величины можно применить так называемый коэффициент разделения (см. сноску стр. 149) Гв , определяемый следующим образом: s (f)/( v) - (f )A&) - (f-)/( t) • <5-8») 5.4. ИОНООБМЕННОЕ РАВНОВЕСИЕ 149 Коэффициент разделения есть частное от деления отношений количеств противоионов в ионите и в растворе. Если ионит предпочтительнее поглощает ионы А, то фактор разделения больше единицы, если предпочтительнее поглощаются ионы В, он меньше единицы. Численная величина коэффициента разделения (безразмерного) не зависит от выбора единиц концентраций. Между коэффициентом разделения и изотермой обмена имеется простая связь. Как показывает уравнение (5.80) и рис. 39, коэффициент разделения при данном составе раствора или ионита определяется отношением площадей двух прямоугольных площадок над и под изотермой, которые соприкасаются с ней в точке, отвечающей заданному составу. Коэффициент разделения зависит, так же, как и изотерма, от общей концентрации раствора и от температуры, кроме того, обычно еще и от эквивалентной доли ул. Не зависящий от ya коэффициент разделения соответствует диагонали (отрицательного наклона) на диаграмме симметричной изотермы. КОЭФФИЦИЕНТ РАВНОВЕСИЯ Другой величиной, часто употребляемой для описания равновесия, является так называемый коэффициент равновесия*. Формальное применение к ионному обмену по схеме (5.77) закона действия масс (без учета коэффициентов активности) приводит к соотношению ** —lz„| l^1 тА 111U _ и\ г\ 1 I zn I г ВА Величина Кв и есть моляльный коэффициент равновесия. Вместо мол ял ь-ных концентраций можно также применять молярные концентрации pl ZB Ipl I A 7^ ZA Ip' ZB 1 UB ЬА = К'в. (5.82) Величина К в является молярным коэффициентом равновесия. Совершенно аналогично можно определить рациональный коэффициент равновесия: л! ZB U 2А ' = (5.83) rJ ZA 1 1 ZB ' YB a Ya b * К сожалению, для этих определений еще не достигнуто желательного единообразия. В литературе коэффициент равновесия или даже коэффициент разделения часто называют константами равновесия — название, которое лучше оставить для термодинамической константы (см. стр. 151). Другими величинами, которые имеют подобные названия (например, коэффициент селективности, равновесная дробь), являются: ч I ZR I ав у V 1Па У v Ув к , _ mB (ср., например, Грегор [102] и Дэуелл [47, 63, 137)]. Поэтому численные данные можно использовать лишь тогда, когда наряду с ними даны определения коэффициентов. При сравнении данных, приводимых разными авторами, надо всегда проверять, согласуются ли определения величин. ** Рекомендуется употреблять абсолютные значения | г-г | валентности, чтобы и для анионита /С^>1 соответствовала селективному поглощению А. 150 5. РАВНОВЕСИЕ ИОННОГО ОБМЕНА Коэффициент равновесия, как покажет термодинамическое обсуждение, не является постоянной величиной, он, так же как и коэффициент разделения, зависит от свойств ионита и раствора, от температуры, общей концентрации раствора и от количественных соотношений ионов А и В. Таким образом, уравнения (5.81) — (5.83) не выражают, как закон действия масс, постоянства частных, находящихся в левых частях уравнений, а являются только определениями величин /С^, и n^b' Для противоионов одной и той же валентности (za—zb) численные значения моляльного, молярного и рационального коэффициентов равновесия одинаковы. Между ними и коэффициентом разделения в этом случае существует простое соотношение: Къ = Kit = nKb = (Т’в)1 ZjV 1 (2a = zb). (5.84) Для противоионов с разным числом зарядов (za Ф 2в) численные значения коэффициентов равновесия зависят от выбора едивиц концентрации. В общем случае (ТКЛг I ( тА Л^А1-1*!!1 К'А ( ^А Л,2А|_12в1 n а f У А '\'2:А|“12В| (5.85) Для пересчета Кв в К'в из уравнений (5.79), (5.80), (5.45) и (5.46) имеем Кв=Кй(^')^~'г^ = Кь Г-------------------—---------1'ZaH2bI , (5.86) \ тС У L (1 +2miiMi/1000) J
Авторские права © 2011 BooksOnChemistry. Все права защищены. |
|
|||||||||||||||||||||||||
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||
