6. Донорно-акцепторное взаимодействие

Если одна из двух молекул имеет атом со свободными орбиталями, а другая - атом с парой неподелённых электронов, то между ними происходит донорно-акцепторное взаимодействие, которое приводит к образованию ковалентной связи, например:

NH₃ + BF₃ = NH₃BF₃

У атома азота в молекуле аммиака имеется неподеленная пара электронов, а у атома бора в молекуле трифторида бора - вакантная орбиталь.

При взаимодействии по донорно - акцепторному механизму атом азота отдает на связь пару электронов, а атом бора - вакантную орбиталь, в результате чего возникает ковалентная связь:

донор акцептор

Аналогичным образом образуется комплексное соединение при взаимодействии сульфата меди и аммиака:

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu (NH₃)₄] SO₄

7. Водородная связь.

Водородная связь осуществляется между поляризованным водородом одной молекулы и каким-то электроотрицательным атомом или группой атомов другой или одной и той же молекулы (например, кислородом, гидроксогруппой, фтором, азотом, карбоксильной группой, реже хлором, серой и др.):

С одним из атомов (А) водород обычно связан значительно сильнее (за счет ковалентной связи), чем с другим (В). Последняя связь получила название водородной. Ее обычно изображают точками или пунктиром.

Водородная связь - это промежуточный случай между ван-дер-ваальсовым взаимодействием и ковалентной связью. Она по прочности превосходит ван-дер-ваальсово взаимодействие, и ее энергия составляет 8 - 40 кДж/моль. Однако она обычно на порядок слабее ковалентной связи.

Например, в твердом, жидком и даже в газовом состоянии молекулы фторида водорода НF ассоциированы в зигзагообразные цепочки вида

,

что обусловлено водородной связью.

Молекула воды может образовывать четыре водородные связи, так как имеет два атома водорода и две несвязывающие электронные пары:

Эта способность молекулы воды обусловливает строение воды и льда.

Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.

2.1. Основные понятия химической термодинамики.

1. Основные понятия термодинамики.

2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.

3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятия об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.

4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.

1.Основные понятия термодинамики.

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты, сопровождающие химические процессы, зависимость их от условий протекания, вероятность самопроизвольного течения процесса, их направление и пределы.

Термодинамический подход к изучению систем состоит в том, чтобы мысленно изолировать объект исследования от окружающей среды, называемой термодинамической системой.

Система, лишенная возможности обмена веществом или энергией с окружающей средой и имеющая постоянный объём, называется изолированной или замкнутой.

Фаза – это часть системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами.

Различают гомогенные и гетерогенные системы.

Гомогенная система – это однородная система, имеющая одну фазу (воздух, любая газовая смесь и т.д.).

Гетерогенная система – это система, имеющая две или более фазы (насыщенный раствор с осадком, уголь в атмосфере воздуха).

Различают фазовые и химические превращения. При химических превращениях изменяется состав и свойства химических соединений. При фазовых превращениях не затрачивается состав и свойства химического вещества (плавление льда, превращение воды в пар и т.д.)

Совокупность термодинамических свойств системы называется её состоянием.

Величины, позволяющие определить состав системы, называются параметрами (состав, концентрация, давление, объём, температура).

Состав системы может быть равновесным и неравновесным.

Равновесное состояние – это такое состояние системы, которое с течением времени самопроизвольно не изменяется (т.е. без каких-либо внешних воздействий на систему её параметры остаются неизменными). Напротив, состав системы будет неравновесным, если параметры её изменяются во времени при отсутствии внешнего воздействия.

Равновесное состояние может быть устойчивым и ограниченным (метостабильное состояние), причём в ограниченном состоянии система стремится занять устойчивое состояние.

Переход термодинамической системы из одного состояния в другое, сопровождающееся изменением параметров системы, называется процессом.

Процесс, при котором термодинамическая система, пройдя через ряд промежуточных состояний, возвращается в исходное состояние, называется круговым процессом или циклом.

В зависимости от того, какие параметры системы при переходе её из одного состояния в другое, остаются постоянными, процессы делятся на:

• изотермические (Т = const),

• изохорические (V = const),

• изобарические (P=const),

• адиабатические (отсутствует теплообмен с окружающей средой).

Параметры системы дают возможность ввести переменные, позволяющие характеризовать состояние системы, следовательно, происходящие в ней изменения. Это термодинамические функции:

внутренняя энергия u,

энтальпия H,

энтропия S,

энергия Гиббса G.

Данные функции являются функциями состояния, т.е. их значения определяются только начальными и конечными параметрами системы и не зависят от пути перехода, по которому протекает процесс.