Водородная связь наблюдается при взаимодействии водорода с сильно электроотрицательными элементами – O, F, N, реже Cl, S. Природа водородной связи до конца не изучена, так как она характеризуется как межмолекулярным, так и электростатическим взаимодействием.

В молекуле воды (сильной диполи) атомы водорода практически лишены электронных оболочек – они почти протоны, что дает им возможность притягиваться к кислороду из другой молекулы. Возникают ассоциаты (H₂O)_x, где х зависит от температуры.

В случае возникновения водородной связи водород ведет себя как двухвалентный элемент. L_O…H=1.76 ангстрем, l_{O-H (ковал)}=0,96 ангстрем. Энергия водородной связи 20-40 кДж/моль.

Водородная связь объясняет т.н. аномальные свойства воды – макс плотность при 4С (в этом случае (H₂O)₂, максимально плотно упаковываются), макс теплоемкость – т.к. энергия нагрева идет на разрыв водородных связей.

25. Константа химического равновесия. Расчет Кр и Кс. Изотерма химической реакции.

Химические реакции протекают не до полного исчезновения исходных веществ, а останавливаются при достижении определенного состояния равновесия, при этом в равновесной смеси содержатся как продукты реакции, так и исходные вещества. На практике важно знать, в какую сторону смещено равновесие.

К_р= , при равновесных парциальных давлениях,

Уравнение изотермы х.р.

26. Зависимость константы химического равновесия от температуры (изобара и изохора химической реакции).

Зависимость константы равновесия реакции от температуры может быть описана уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа):

и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа):

Здесь ΔH и ΔU — тепловой эффект реакции, протекающей, соответственно, при постоянном давлении или при постоянном объёме. Если ΔH > 0 (тепловой эффект положителен, реакция эндотермическая), то температурный коэффициент константы равновесия тоже положителен, то есть с ростом температуры константа равновесия эндотермической реакции увеличивается, равновесие сдвигается вправо (что вполне согласуется с принципом Ле Шателье).

27. Принцип подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье).

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

1. Влияние концентраций (парциальных давлений). Увеличение С метана увеличивает С продуктов, уменьшает С водяного пара, равновесие смещается вправо. Введение диоксида углерода сместит равновесие влево.

2. Влияние общего давления в системе. Увеличение общего давления вызывает смещение расновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. В данной реакции – влево.

3. Влияние температуры. С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермических реакций. Повышение температуры в данной реакции (∆Н>0) смещает равновесие вправо, а для экзотермической реакции (∆H<0) влево.

28. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.

Количественно скорость реакции принято характеризовать изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Различают истинную и среднюю скорость.

Гомогенные реакции проходят сразу по всему объему, гетерогенные – на границе раздела фаз.

21. Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии.

Второй закон используется для выяснения направления протекания процессов и положения равновесия.

Формулировки:

-невозможен самопроизвольный переход тепла от менее нагретого тела к более нагретому.

-невозможно создание вечного двигателя 2 рода, т.е. машины, которая периодически превращает тепло среды при постоянной температуре в работу.

-невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу.

Второе начало термодинамики для изолированных систем: в изолированных системах самопроизвольно идут только те процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии.

Энтропия – аддитивная величина, принимающая экстремальные значения при равновесии.

S=k*ln(W), где W – термодинамическая вероятность.

dS=δQ/T.

Окончательная формулировка: существует функция состояния – энтропия, приращение которой при обратимых процессах равно приведенному теплу; энтропия изолированной системы стремится к максимуму.

22. Объединенная формула 1 и 2 начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.

δA≤TdS-dU

при V,T=const Amax=T(S2-S1)-(U2-U1)=U1-TS1-(U2-TS2)=-∆F

F=U-TS (F-свободная энергия Гельмгольца)

При p,T=const

δA'max≤TdS-dU-pdV

A’max=T(S2-S1)-(U2-U1)-p(V2-V1)=(U1+pV1-TS1)-(U2+pV2-TS2)=-∆G

G=H-TS – свободная энергия Гиббса.

23. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.

dF=dU-TdS-SdT

dG=dH-TdS-SdT=dU+pdV+Vdp-TdS-SdT

dU≤TdS-pdV

dF=TdS-pdV-TdS-SdT=-pdV-SdT

dG≤0

V,T=const dF≤0, ∆F<0 – самопроизвольное протекание (в прямом направлении)

P,T=const dG≤0, ∆G<0 – самопроизвольное протекание (в прямом направлении)

1) изменение свободной энергии не зависит от пути процесса

2) знак ∆ свободной энергии определяет направление реакции:

Если ∆<0, то à

∆>0, то ß

24. Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии.

Энтропия. Все материальные системы обнаруживают тенденцию к достижению максимального беспорядка. Если обратиться к приведенному выше примеру с горением метана, то мы убедимся, что изменение энтальпии намного превышает изменение энтропии. Таким образом, движущей силой рассматриваемой реакции является изменение энтальпии. Однако в эндотермических реакциях преобладающую роль играет изменение энтропии. Эти реакции протекают самопроизвольно, несмотря на то что система поглощает энергию.

Каким же образом следует сбалансировать между собой оба указанных выше фактора, т. е. учесть одновременно действие каждого из них? Это позволяет сделать особая термодинамическая функция состояния, которая называется свободной энергией или функцией Гиббса и обозначается буквой G. Функция Гиббса определяется с помощью уравнения (21), которое в более общем виде записывается так:

Таким образом, изменение свободной энергии Гиббса учитывает изменение энтальпии и изменение энтропии реакционной системы. Отметим, что энтропийный член включает в качестве множителя абсолютную температуру. Этот множитель позволяет учесть, что при высоких температурах материальные системы более раз-упорядочены, чем при низких температурах.

Уравнение изотермы х.р.

В небольшом диапазоне температур можно ограничиться первым членом степенного ряда для С, и тогда она будет постоянной.

Закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

, где k-константа скорости реакции. Выполняется для идеальных газов или бесконечно разбавленных растворов.

Константа скорости численно равна скорости, когда концентрации равны единице.

29. Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции.

Кинетическая классификация по степени сложности:

Обратимый т.д. процесс - процесс, допускающий возможность возвращения системы на любой стадии процесса в первоначальное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения. В противном случае процесс необратим. Когда процесс происходит обратимо, совершается максимальная работа. Обратимый процесс - бесконечно медленный процесс. В т.д. принято считать положительной теплоту, поглощаемую системой, отрицательной - выделяемою системой.