Химия. Органическая, физическая и коллоидная химия (стр. 5 )

Нуклеиновыми кислотами называются высокомолекуляр­ные соединения (биополимеры), построенные из отдельных нуклеотидов (мононуклеотидов). Нуклеиновые кислоты обычно связаны с белками за счет образования солеобразных и водородных связей и образуют сложные белки – нуклепротеиды. Связи легко разрываются путем простой солевой коагуляции белка, и нуклеиновые кислоты выделяются в свободном состоянии. При гидролизе нуклеиновых кислот получаются мононуклеотиды. Последние расщепляются на β-D-рибофуранозу или 2-дезокси-β-D-рибофуранозу, пиримидиновые (цитозин, урацил, тимин) и пуриновые (аденин, гуанин) основания, ортофосфорную кислоту.

Для того чтобы разобраться в строении нуклеиновых кис­лот, необходимо иметь ясное представление, что такое нуклеозиды и нуклеотиды.

В зависимости от природы углевода все ну­клеиновые кислоты делятся на два типа: ДНК и РНК. Нуклеиновые кислоты, содержащие в молекулах остатки 2-дезокси-β-D-рибофуранозы, называются дезоксирибонуклеиновыми кислотами (ДНК), а содержащие остатки β-D-рибофуранозы – рибонуклеиновыми кислотами (РНК).

1.2. Теоретические основы физической химии

1.2.1. Агрегатные состояния вещества

Изучая каждое из агрегатных состояний (газообразное, жидкое, твердое), необходимо сравнить их между собой по расстоянию между молекулами, возможным способам перемещения молекул  и силам межмолекулярного взаимодействия. Также провести сопоставление понятий «реальный газ» и «идеальный газ», сравнив уравнение Ван-дер-Ваальса и уравнение Менделеева-Клайперона, сделав упор на физическом смысле констант:

уравнение Ван-дер-Ваальса: (Р + a/V2) ∙ (V – b)  = n ∙ R ∙ T;

уравнение Менделеева-Клайперона: P ∙ V = n ∙ R ∙ T, 

где P – давление;

V – объем;

T – температура (по Кельвину);

a и b – константы.

При изучении твердого состояния следует обратить внимание на различие между кристаллическими и стеклообразными телами, сравнить последние с жидкостями. Изучая жидкое состояние, необходимо уяснить физический смысл понятий «поверхностное натяжение» и «вязкость».

Изучая молекулярно-кинетическую теорию газов, следует обратить внимание на ее важнейший вывод, связывающий параметры уравнения состояния со средней кинетической энергией движущихся молекул. В соответствии с выводами этой  теории

,

где M – молярная масса газа;

u2  – средняя квадратичная скорость.

1.2.2. Химическая термодинамика и термохимия

Термодинамика изучает: а) взаимные переходы различ­ных видов энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой; б) энергетические эффекты, сопровождаю­щие различные физические или химические процессы, зависи­мость их от условий протекания процессов; в) возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания про­цессов при данных условиях. Термодинамика базируется на трех основных законах.

Первый закон термодинамики (закон сохранения энер­гии) устанавливает эквивалентность различных ее форм и связь между количеством теплоты Q, полученной или выде­ленной в процессе, количеством произведенной или получен­ной работы А и изменением внутренней энергии системы ∆U:

Q = ∆U + А.

Это уравнение является математиче­ским выражением первого закона термодинамики. Первый закон термодинамики можно сформулировать следующим образом: теплота, подведенная к систе­ме, идет на увеличение внутренней энергии системы  и на совершение работы.

Важной характеристикой состояния системы при постоянном давлении наря­ду с внутренней энергией (U) является и такая функция со­стояния, как энтальпия (Н). Изменение энтальпии и изменение внутренней энергии не зависят от пути процесса, а зависят от начального и конечного состояний системы. С  внутренней энергией энтальпия связана  соотношением

H= U+Р∙V,  или  ∆H=∆U + Р∙∆V,

где Р – давление;

V – объем системы.

Тепловой эффект процесса при постоянном давлении Р соответствует изменению энтальпии, т. е. Q·Р =∆H. Для реакций в твердых и жидких фазах, объем которых почти не изменяется, ∆H практически не отличается от ∆U.

Изменение энтальпии связано с тепловым эффектом:  Q = − ∆H.

В экзотермических реакциях, сопровождающих­ся выделением теплоты (Q >0), энтальпия будет иметь от­рицательный знак (∆H <0). В эндотермических, когда теп­лота поглощается (Q<0), энтальпия будет иметь поло­жительный знак (∆H >0).

Первый закон термодинамики не указывает, в каком на­правлении и до какого предела будет протекать тот или иной процесс, связанный с превращением энергии.

Второй закон термодинамики показывает, какие процессы могут протекать самопроизвольно при данных условиях, ка­ков предел такого протекания и какое количество работы мо­жет быть получено при этом. Внутренняя энергия равна сумме свободной (F) и связанной (D) энергий. Связанная энергия  – это непроизводительная часть, которая не может совершать работу, а может рассеиваться в виде теплоты. Свободная энергия – это производительная часть, которая  может совершать работу.

Второй закон термодинамики можно сформулировать следующим образом:

- тепло не может переходить от холодного тела к более теплому;

- самопроизвольно  могут протекать процессы с уменьшением свободной энергии. 

Второй закон термодинамики требует введения новой термодинамической функции – энт­ропии S. Ее иногда характеризуют как меру упорядоченности системы.

Для обратимых процессов, протекающих при постоянной  температуре, изменение энтропии  равно:

∆S=Q /T.

Единица измерения энтропии – джоуль на моль-кельвин (Дж/моль∙К). Для необратимых процессов  ∆S >Q /T.

В изолированных системах самопроизвольно могут проте­кать только процессы, сопровождающиеся увеличением энтро­пии, т. е. ∆S>0. Процессы, для которых ∆S<0, никогда при постоянной температуре протекать самопроизвольно не могут.

Третий закон термодинамики можно сформулировать следующим образом: энтропия при абсолютном нуле температуры равна нулю.

Для изобарно-изотермических процессов в термодинамике введена новая функция состояния G, называемая изобарно-изотермическим потенциалом (или энергией Гиббса). Для всякого изобарно-изотерми-ческого процесса изменение энер­гии Гиббса определяется уравнением:

∆G =  ∆H – ∆S ∙ T.

Если процесс самопроизвольно идет в прямом направле­нии, то ∆G<0, в обратном направлении – ∆G >0. Когда ∆G = 0, то система находится в равновесии.

Возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении можно предсказать при сопоставлении энтальпийного и энтропийного факторов:

∆Нр<0, а ∆S>0 – идет самопроизвольно при любой температуре;

∆Нр>0, а ∆S<0 – не идет самопроизвольно при любой температуре;

∆Нр>0, а ∆S>0 или ∆Нр<0, а ∆S<0 – может идти самопроизвольно в различных направлениях в зависимости от температуры.

Данная температура (если ∆G =0) равна: Т  =  ∆H/ ∆S. 

Тепловые эффекты химических процессов изучает особый раздел физической химии – термохимия. Все термохимиче­ские расчеты основаны на применении двух основных  законов  термохимии: Лавуазье-Лапласа (1783) и Гесса (1836).

Закон Лавуазье-Лапласа формулируется следующим об­разом: теплота образования химических соединений и теплота их разложения равны по абсолютной величине, но противо­положны по знаку.

В основе большинства тер­мохимических расчетов лежит закон Гесса, согласно которо­му тепловой эффект химической реакции не зависит от пути, по которому она протекает, а зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов.

Закон Гесса имеет следствия, которые дают возможность вычислить тепловые эффек­ты реакций в тех случаях, когда они не могут быть измерены непосредственно: тепловой эффект реакции равен разности суммы стандартных энтальпий образования конечных веществ и суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для этого при стандартных условиях ( Т=298 К, Р =101325 Па) вводится понятие стандартной энтальпии образования  ∆H0298 обр – это тепловой эффект реакции образования вещества из простых веществ при стандартных условиях (величина справочная).

1.2.3. Растворы

При изучении этого раздела необходимо обратить внимание на коллигативные свойства растворов. Растворы замерзают при более низкой, а кипят при бо­лее высокой температуре, чем чистый растворитель. Обозна­чив температуру замерзания растворителя через Т0, а раство­ра через Т1, получим, что относительное понижение темпера­туры замерзания раствора

∆Т=Т0 –Т1.

Например, если раствор замерзает при температуре –5,8°С, то  ∆Т = 0°– ( –5,8°) = 5,8°.

Метод, основанный на определении понижения температуры замерзания растворов, называется криоскопией, а на определении по­вышения температуры кипения – эбулиоскопией.

Второй закон Рауля, установленный опытным путем,  гласит, что  понижение температуры замерзания и повышение температуры ки­пения растворов пропорционально концентрации растворен­ного вещества:

∆Т=К · Сm  или  ∆Т= Е · Сm,

где ∆Т –  относительное понижение температуры замерзания или по-

  вышение температуры кипения раствора;

К –  криоскопическая  по­стоянная растворителя, град/моль;

Е – эбулиоскопическая по­стоянная растворителя, град/моль;