ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Осмотическое давление бинарных растворов электролитов из "Обратный осмос и ультрафильтрация" Осмотический коэффициент непосредственно связан с коэффициентом активности раствора и является, наряду с последним, важным термодинамическим параметром [13—17]. Осмотический коэффициент, характеризуя изменение активности растворителя, выражает способность электролита связывать воду с учетом всех его индивидуальных свойств [15]. [c.21] Уравнения (1.18) и (1.19) являются базой для расчета осмотического коэффициента активности. [c.23] Для расчета осмотического коэффициента предлагается [18] использовать уравнение Гиббса — Дюгема с использованием второго приближения Дебая — Гюккеля. [c.24] Результаты расчетов для Са304 до концентрации 6 М в интервале температур О—60 °С дают хорошее совпадение с экспериментальными данными [20]. Метод эффективен при расчете осмотических коэффициентов для электролитов валентного типа I—I. Отмечается возможность использования метода для расчета осмотического коэффициента смешанного раствора электролитов типа I—I и II—II. Метод малопригоден для электролитов, диссоциирующих на ионы с большим зарядом. [c.24] Расчет на основе статистических теорий растворов электролитов. Высказано предположение [21], что при любых концентрациях в растворе электролита происходит значительное экранирование взаимодействия заряженных частиц, которое приводит к быстрому убыванию потенциала с расстоянием, причем это убывание происходит тем быстрее, чем выше концентрация электролита. Рассматривая ограниченное число частиц, авторы пытались распространить полученные данные на всю систему в целом. [c.24] Расчет Лизб проводится численными методами с использованием аппарата цепей Маркова. Уравнения для коэффициента активности и осмотического коэффициента совпадают по форме с известными полу-эмпирическими корреляциями Робинсона и Стокса [19]. [c.25] На основе статистическо-механической модели растворов сильных электролитов [22] получены формулы для определения величин я и Ф (для концентраций не выше 0,04 М). [c.25] Позднее Робинсон и Стокс [19] разработали гидратную теорию, концентрированных растворов электролитов, по которой гидратируется только катион. Эта теория не выдерживает проверки экспериментальными данными для большого числа электролитов [23]. [c.26] Зависиность фуикции Ф1 от с (см. уравнение 1.31). [c.26] На разных участках кривой (1 и 3) и 6 имеют различные значения, но вид зависимости сохраняется. Переходный участок 2 хорошо описывается уравнением Дебая — Гюккеля второго приближения, хотя в ряде случаев наблюдается значительное отклонение. [c.26] При выводе основных уравнений предполагалось, что координационное число, характерное для разбавленного раствора, сохраняет свое значение во всем диапазоне концентраций, а процесс диссоциации протекает не ступенчато, через промежуточные гидраты, а сразу до свободного иона. [c.26] При этом необходимо отметить, что данное сравнение проводится в области концентрированных растворов, где любые методы расчета осмотического коэффициента неприменимы. [c.27] С целью проверки изложенная выше теория концентрированных )астворов электролитов была распространена на смешанные растворы 24] и с ее помощью вычислены кривые совместной растворимости в воде двух солей с общим ионом по опытным значениям коэффициентов активности водных растворов каждой из этих солей в отдельности. Для ряда солей наблюдалось хорошее совпадение расчетных и экспериментальных кривых. [c.28] Вернуться к основной статье