Энтальпия водородных связей

Энтальпия водородной связи может быть приблизительно рассчитана по правилу факторов [c.12]

Энтальпии водородных связей I. Однокомпонентные системы [c.61]

Нами получены спектральные и термодинамические характеристики водородной связи гидроксильных групп фенола и солей феполсульфокисло-ты в СС14И СНС1д. Установлено, что молекулы соли ассоциируют с образованием димеров, связанных как диполь-дипольными силами ионных пар, так и водородной связью групп ОН. Энтальпия водородной связи групп ОН в димерах соли в 3 раза превышает энтальпию димеризации фенола. Считается, что структура водородной связи в обоих случаях циклическая [c.196]

Некоторые исследователи пытались найти количественную зависимость между Аг(ОН) и разрывом атомов, составляющих мостик, й) или между Дг(ОН) и энтальпией водородной связи. При этом линейная зависимость Аг(ОН) от й была обнаружена только для [c.125]

Рис. 63. Зависимость между смещением частоты валентного колебания А он и энтальпией водородной связи ДЯ

Энтальпия водородной связи зависит от кислотно-основных свойств взаимодействующих компонентов. Установлено, что между АЯ° взаимодействия кислот с основаниями и разностью и [c.122]

Таблица 111-10. Энтальпии водородных связей (ДЯ) фенола и галогеноводородов с некоторыми основаниями

Обнаруженный эффект обусловлен влияними диполь-дипольных взаимодействий на состояние водородной связи, так как донорно-акцепторные свойства групп ОН в случае фенола и солей фенолсульфокислоты, по нашим данным, близки друг другу. Установлено, что энтальпия водородной связи гидроксильных групп увеличивается с ростом дипольного момента ионной пары, т. е. с упрочнением диполь-дипольных взаимодействий. [c.196]

Однако в более широком круге объектов эта симбатность не соблюдается, так как кислотность и протонодонорная способность определяются, вообще говоря, различными электронными факторами. В работах [133, 134] было показано, что молекулы СН-до-норов протона, таких, как (СРз)гСНХ (где X = N02, N, СОООНд), или СНзСН(М02)а, могут образовывать лишь довольно слабые комплексы (энтальпии водородных связей некоторых из этих молекул с (СВз),30 приведены в табл. 3). В то же время в инертных раство- [c.245]

Энтальпии водородных связей составляют в большинстве случаев 20—30 кДж-моль и относительно невелики по сравнению с энтальпиями ковалентных связей 200 кДж Moль и выше. Тем не менее водородные связи могут оказывать очень глубокое влияние на свойства и химическую реакционную способность веществ, которые способны их образовывать. Это ясно следует из рис. 9,1. Вода, например, имела бы температуру кипения —100°С, а не + 100°С, если бы водородная связь не оказывала влияния на ее свойства. Как мы знаем, даже сама жизнь зависит от существования водородных связей. [c.252]

В каком диатазоне лежат обычно энтальпии водородных связей [c.257]

Этот интересный результат сильно противоречит одному из последних сообщений тех же авторов [353] по константам равновесия и энтальпиям тех же самых взаимодействий с участием водородных связей, для которых ранее были измерены смещения. Оказалось, что выражение основности циклогексилгалогенидов с помощью как свободной энергии, так и энтальпии водородной связи их с фенолом дает порядок, близкий к ожидаемому, а именно F> l>-Br>-I. То, что смещения в инфракрасных спектрах при водородной связи не согласуются с термодинамическими данными, уже наблюдалось также Беллами и сотрудниками [30] для взаимодействия ряда фенолов с простыми эфира1 ш (разд. УГ, 4). Эти результаты подтверждают, что термодинамические параметры намного более чувствительны к стерическим препятствиям, чем смещения в инфракрасных спектрах. Однако приведенные выше удивительные данные для галогенов не могут быть объяснены с помощью обычгштх пространственных препятствий, и поэтому объяснение Беллами здесь вряд ли может быть применено. Эти данные, без сомнения, должны дать нам ценную информацию о природе водородной связи, хотя в настоящий момент мы не знаем ничего определенного об относительной основности атомов галогенов. Мы еще вернемся к этому вопросу в разд. VI в связи с относительными основностями элементов групп Va и Via периодической системы. [c.227]

Вышеприведенные формулы для определения энергии водородных связей являются полуэмпирическими и приближенными. Эти и другие уравнения типа уравнения Бэджера - Бауэра опираются на предположение о пропорциональности между разностью частот колебаний связи Н— О свободной и связанной водородной связью (ЛР) энтальпией водородной связи АН, Однако, как показано Иогансеном [Зб] и Пиментелом [4], в действительности зависимость АН от Д нелинейна, что особенно заметно для слабых водородных связей. [c.266]

Такой спектральный анализ требует трудно достижимой точности спектрофотометрических измерений. Он осложнен взаимным наложением аналитических полос свободных молекул и Н-комплексов, температурной зависимостью коэффициентов поглощения этих полос, неудобством и неточностью термостатирования (из-за нагрева образца излучением) и другими факторами. Ошибки спектральных определений АН составляют от 0,2 ккал1моль для прецизионных измерений до 0,5—1 ккалЫоль для обычных, но эти величины скорее характеризуют лишь невоспроизводимость измерений, а действительные неточности больше Расхождения результатов разных авторов часто намного превышает предполагаемые ошибки, достигая целых единиц ккалЫоль, или приблизительно 100% от измеряемой величины Поэтому, несмотря на большое число опубликованных данных, надежные сходящиеся значения энтальпий водородных связей известны все еще для сравнительно немногих систем . [c.139]

Характерным свойством амидной группы является способность к образование водородной связи [72]. При этом она может выступать в качестве донора и в качестве акцептора такой связи. Акцептором, в согласии с данными прото нированию амидов и с МК-спектрами [64], является атом кислорода. Способность амидов образовывать Н- связь коррелирует со способностью к протипфо-ванию, т.е. с их основностью. Однако энтальпия водородной связи е -7 ра ниже, чем энтальпия протонирования [73]. [c.19]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология