Факторы, влияющие на прочность водородной связи

Прочность водородной связи зависит от полярности комплекса и колеблется от ~ 6 КДж/моль

Влияние водородной связи на физические свойства молекул

Связь этого типа, хотя и слабее ионной и ковалентной связей, тем не менее играет очень важную роль во внутри- и межмолекулярных взаимодействиях. В частности, элементы вторичной структуры в молекулах белков стабилизированы водородными связями. Водородные связи во многом обуславливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры). Аномально высокая теплоёмкость воды и многоатомных спиртов обеспечивается многочисленными водородными связями. Водородные связи повышают температуру кипения, вязкость и поверхностное натяжение жидкостей. Водородные связи ответственны за многие другие уникальные свойства воды.

Водородные связи влияют на физические (т.кип. и т.пл., летучесть, вязкость, спектральные характеристики) и химические (кислотно-основные) свойства соединений.

Межмолекулярные водородные связи обусловливают ассоциацию молекул, что приводит к повышению температур кипения и плавления вещества.

Внутримолекулярная водородная связь образуется при благоприятном пространственном расположении в молекуле соответствующих групп атомов и специфически влияет на свойства.

24. Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических процессов; позволяет определить возможность, направление и глубину протекания химического процесса в конкретных условиях

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует её термодинамическое состояние. Все величины, характеризующие какое-либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы – параметры состояния.

Всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния) есть термодинамический процесс.

Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения.

Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через непрерывный ряд равновесных состояний.

Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым свойством материи. Различают потенциальную энергию, обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию, обусловленную изменением положения тела в пространстве.

Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого. энтальп ия— это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Теплота есть форма передачи энергии путём неупорядоченного движения молекул.

работа – форма передачи энергии путём упорядоченного движения частиц.

Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением H = U + PV,где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: ΔH = ΔU + PΔV

Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль–1.

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Теплота и работа характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи движения от данной части материального мира к другой. Теплота и работа не могут содержаться в теле. Теплота и работа возникают только тогда, когда возникает процесс, и характеризуют только процесс. В статических условиях теплота и работа не существуют. Различие между теплотой и работой, принимаемое термодинамикой как исходное положение, и противопоставление теплоты работе имеет смысл только для тел, состоящих из множества молекул, т.к. для одной молекулы или для совокупности немногих молекул понятия теплоты и работы теряют смысл. Поэтому термодинамика рассматривает лишь тела, состоящие из большого числа молекул, т.е. так называемые макроскопические системы.

№25.

Тепловые эффекты химических реакций. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей, поэтому она сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образовавшихся газов.

По признаку выделения или поглощения теплоты реакции делятся на экзотермические и эндотермические.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов, называют тепловым эффектом химической реакции и обычно обозначают символом Q.

Наряду с тепловым эффектом термохимические процессы очень часто характеризуют разностью энтальпий ∆H продуктов реакции и исходных веществ.

Энтальпия Н — это определенное свойство вещества, оно является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании.

При экзотермических реакциях, когда тепло выделяется, ∆Н отрицательно. При эндотермических реакциях (тепло поглощается) и ∆H положительно.

Термохимические уравнения. На первых этапах изучения химии вы часто пользовались равным по абсолютной величине и противоположным по знаку обозначением, например: H₂ + Cl₂ = 2 HCl + Q

где Q — количество выделенной теплоты.

В справочных таблицах обычно приводят не значения величины Q, а значения величины ∆H, измеренные при определенных условиях (чаще всего при 298 К); их обозначают ∆ H⁰.

Теплотой образования соединения называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля химического соединения из простых веществ при стандартных условиях (р = 10⁵ Па, T = 298 К). Она измеряется в кДж/моль. Согласно этому определению, теплота образования простого вещества при стандартных условиях равна О.

Изменение энтальпии ∆Н зависит от давления и температуры.

Закон Гесса:

Тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

№26.

Энтропия - функция состояния термодинамической системы, изменение которой dS в равновесном процессе равно отношению количества теплоты dQ, сообщенного системе или отведенного от нее, к термодинамической температуре Т системы.

Согласно II началу (закону) термодинамики:

"Все процессы в изолированных системах происходят в направлении, увеличения беспорядка в системе, т. е. роста энтропии ( ∆S > 0)".

При условии ∆S = 0 единственной движущей силой процесса является убыль энтальпии - энтальпийный фактор - ∆ Н.

Из рассмотренного следует, что в химических процессах одновременно действуют два прямо противоположных фактора - ∆Н и T∆S.

Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обоих этих факторов на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса:

∆ G = ∆H - T∆ S        (4)

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается ((∆ G< 0) (вторая формулировка II закона термодинамики.)

Изменение энергии Гиббса (D G_х.р.) в результате химической реакции можно найти по стандартным энергиям Гиббса образования веществ.

∆ G⁰_х.р. = a n_{прод· D} G⁰_{f прод} - a n_{исх· D} G⁰_{f исх} (5)

При этом D G⁰_f простых веществ так же, как D Н⁰_f и D U⁰_f, равны нулю.

Поведение химической реакции при изменении температуры можно предсказать, путем анализа уравнение ∆ G = ∆H - T∆S

№27.

Энергией Гиббса называют термодинамический потенциал следующего вида: G = U + PV – TS,

где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия. Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т.д.)

Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц: dG = -SdT + VdP

Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так: dG = -SdT + VdP + µdN

Здесь μ — химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.

Можно показать, что химический потенциал есть отношение энергии Гиббса к числу частиц в системе: µ=G/N