Методы концентрирования и разделения микроэлементов. Сальникова Е.В - 63 стр.

ионообменника. Практически ионообменник, находящийся в равновесии с
раствором сильного электролита, всегда содержит небольшое количество
катионов, а также эквивалентное им количество противоионов, избыточное
по сравнению с количеством противоионов, необходимых для нейтрализации
заряда фиксированных ионов. Доннановский потенциал тем выше, чем
больше разница концентраций в ионообменнике и в растворе; он растет с
уменьшением концентрации раствора и с увеличением концентрации
фиксированных ионов. Значение доннановского потенциала обратно
пропорционально заряду иона. Если ионообменник насыщен многозарядным
ионом, то уже небольшая разность потенциалов компенсирует стремление
противоионов к диффузии в раствор.
      Таким образом, вытеснению сильного электролита из фазы
ионообменника способствуют малая концентрация внешнего раствора, высокая
емкость и большая степень поперечной связанности ионообменника. Только
сильное сродство ионообменника к иону электролита противодействует
исключению электролита из фазы ионообменника.
     Равновесие ионного обмена зависит от природы ионогенных групп
высокомолекулярного каркаса ионообменника и свойств раствора, т.е. от рН
среды, природы поглощенных ионов, концентрации раствора.
     Если ионообменник, насыщенный противоионами А, поместить в раствор
электролита ВУ, то происходит обмен ионов. В общем виде ионообменная
реакция между однозарядными ионами и ионами с различными зарядами может
быть представлена уравнениями:

                                        R − A+ + B + ↔ R − B + + A+


                                   bRa− A a + + aB b + ↔ aRb− B b + + bA a +


      Процесс ионного обмена обратим и стехиометричен, если не
осложняется побочными реакциями в обеих фазах             (гидролиз, по-
лимеризация и др.), и протекает до установления состояния равновесия. При
теоретическом обсуждении ионообменного равновесия обычно употребляется
термодинамическая      константа     равновесия.      Она    определяется
термодинамическим соотношением ∆G = − RT ln K B A , где ∆G - изменение
                                     O                     O


стандартной свободной энергии при полном переводе 1 моль ионообменника
из А-формы в В-форму.
     Поэтому в соответствии с законом действия масс для ионообменных
реакций можно записать термодинамические константы равновесия:
                                                                               a            b
                                                                            
                                                                       a b+  ⋅  a a+ 
                 a B + ⋅ a A+                                                      A 
    К BT / A =                                           K BT / A   =  B b
                 a A+ ⋅ a B +                                                             a   ,
                                                                       a a+  ⋅  a b+ 
                                (2.1)                                  A   B                    (2.2)

                                                                                                       63