Простую перегонку применяют для грубого разделения смесей или для предварительной очистки продуктов от нежелательных примесей.

Для достижения наиболее полного разделения компонентов применяют достаточно сложный вид перегонки – ректификацию.

Ректификация заключается в многократном испарении исходной смеси и конденсации образующихся паров, в противоточном воздействии паров, образующихся при перегонке, с жидкостью, получаемой при конденсации паров.

Способ разделения смеси на компоненты путем ректификации является основным в спиртовом и ликеро-водочном производствах, в производстве эфирных масел, при переработке нефтепродуктов и др.
40. Ряд стандартных электродных потенциалов.


Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е°.
Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
E⁰ (Na⁺/Na) = -2,71В


Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Как и в случае определения значения Е° металлов, значения Е° неметаллов измеряются при температуре 25 °С и при концентрации всех атомных и молекулярных частиц, участвующих в равновесии, равной 1 моль/л.

---

Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос: протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция?
Количественным критерием оценки возможности протекания той или иной окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления.
Пример.

Fe₂(SO₄)₃ + 2KI = 2FeSO₄ + I₂ + K₂SO₄.

Для того, чтобы установить возможность протекания реакции выписывают стандартные окислительно-восстановительные потенциалы полуреакций:

(ox)Fe³⁺ + 1ē → Fe²⁺ E⁰=0,771В

(red)I₂⁰ + 2ē → 2I^- E⁰=0,536В
ОВР протекает самопроизвольно, если потенциал окислителя больше, чем потенциал восстановителя (Е⁰_ox > E⁰_red).

44. Законы Фарадея.
В 30-х годах XIX века М. Фарадеем были установлены следующие количественные законы электролиза:

1. Масса, образовавшегося при электролизе вещества пропорциональна количеству прошедшего электричества.

Т.к. электролиз обеспечивается отдачей и принятием электронов с разложением и образованием веществ, то их количество всегда будет пропорционально числу прошедших по цепи электронов.

2. При электролизе различных химических соединений равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ.

Математическое выражение 1 и 2 законов электролиза имеет вид:



I – сила тока

t - ­время в секундах

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль)

М_экв - молярная масса электрохимических эквивалентов вещества

m_в-ва - масса разложившегося или образовавшегося вещества.
Практическое значение электролиза

Электролиз применяется для решения следующих технических задач: извлечение металлов, очистка металлов, нанесение гальванических покрытий.

Законы Фарадея законы относятся к числу строгих законов, но в ряде случаев могут наблюдаться кажущиеся отклонения от них, вызываемые следующими причинами:

---

1) в нестационарных условиях электролиза часть электричества затрачивается на заряжение двойного электрического слоя.

2) если электролит обладает электронной проводимостью (например, раствор металлического Na в жидком аммиаке), то часть тока через электролит переносят электроны, а не ионы, и соответствующее количество электричества не участвует в процессе электролиза;

3) наряду с основным процессом электролиза, например образованием металлического Zn по реакции Zn²⁺ + 2е   Zn, часть тока может затрачиваться на протекание параллельных электрохим. реакций, например: 2H₃O⁺ + 2е = H₂ + 2H₂O; O₂ + 4е + 4H₃O⁺ = 6H₂O.

Системы, в которых полностью исключены указанные причины кажущихся отклонений от законов Фарадея, получили название кулонометров; их использование позволяет по количеству образовавшихся продуктов электролиза точно определить количество пропущенного электричества. В кулонометрах обычно применяют электрохимические реакции Ag⁺+ е = Ag или 3I^- = I₃^- + 2е.

Список литературы:

1. 
   Антропов Л. И. Теоретическая электрохимия. – М.: Высшая школа, 1984. – 512 с.
   

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия, 4-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2001 - 743 с.

3. 
   Водородная связь / Ред. Н. Д. Соколов. М.: Наука, 1989. –163с
   

4. 
   Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для ВУЗов/Под ред. А.И.Ермакова. –М.: «Интеграл-Пресс», 2002.-728с.
   

5. 
   Карякин Н. В. Основы химической термодинамики: Учебное пособие для вузов. М.: Academia, 2003. — 464 с.
   

6. 
   Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. 4-е издание, перераб. и доп., 1968 - 359 с.
   

7. 
   Скорчеллетти В.В. Теоретическая электрохимия . – Л.: ГХИ, 1983. – 306 с.
   

8. 
   Учебник для вузов/К. С. Краснов, Н. К. Воробьев, И. Н. Годнее и др.; Под ред. К. С. Краснова — 3-е изд., испр. — М.: Высш. шк. ,
   2001. — 319 с.
   

9. 
   Эмануэль Н.М., Кнорре Д.Г. Курс химической кинетики, 4-е изд. – М.: Высшая школа, 1984 – 463 с.
   

---

Смотрите также файлы

• Контрольная работа по дисциплине Оценка и аттестация персонала Исполнитель Потапов В. Г.docx

• Гештальт подход и творческие методы в коррекции страхов у детей дошкольного возраста. Педагог психолог.pptx

• 7 Действия личного состава при возникновении аварийных ситуаций возникающих в ходе тушения пожара. (Часть 1).docx

• Решение m t r2 120 где m активность источника облучения, мгэкв Ra t время облучения за рабочую неделю, ч.docx

• Проектирование сто на базе атп.docx