Кислотно-основные свойства гидроксидов

с кислотами

KOH+HCl=KCl+H₂O

с кислотными оксидами

2KOH+CO₂=K₂CO₃+ H₂O не характерны

с амфотерными оксидами

2KOH+ZnO=K₂ZnO₂+H₂O не реагируют

с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

NaOH+CuCl₂=Cu(OH)₂=2NaCl не реагируют

Амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Fe(OH)₃

Взаимодействуют с кислотами и щелочами:

Zn(OH)₂+2HCl=ZnCl₂+2 H₂O

Al(OH)₃+NaOH=Na[Al(OH)₄

Амфотерность — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Al₂O₃+CaO=CA(AlO₂)₂ и Al₂O₃+3P₂O₃=2Al(PO₂)₃

7. Два принципа квантовой механики (корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности). Уравнение Шредингера.

Основная идея квантовой механики в том, что можно говорить только о вероятности нахождения e в той или иной точке пространства

1принцип: корпускулярно-волновой дуализм. Поведение объекта микромира может быть описано с одной стороны как поведение частицы, а с другой (частица - корпускула) стороны как волновой процесс. λ=h/mv.

2принцип (неопределенности): 1927 Гейзенберг для микрочастицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью его положения и импульс движения. По этому квант.механика не использует понятия координат и траекторий движения а говорят только о вероятности. Область пространства, в которой может находиться e, называется электронным облаком. e облако характеризует состояние движения e в различных областях пространства. Область пространства, в которой e ̄̄ находится с вероятностью max 95% - называется орбиталь. Орбитали, как и облака имеют различную форму. Вероятность нахождения e ̄̄ в определенной области описывается – ψ(пси) которая характеризует амплитуду, как функцию координат e.

Уравнение Шредингера (1926). f(ψ,ε(энергия))=0.

.

ψ- не имеет физических значений. Борн показал, что |ψ|^2 определяет относ.вероятность нахождения e ̄̄ в той или иной точке пространства, но при этом значения энергии ограничены или квантованы конечными условиями налагаемыми на ψ функцию. Если эти значения будут иметь строго определенные и зависящие друг от друга величины, то энергии .Совокупность е с одинаковым набором главного и орбитального квантовых чисел называется подуровнем энергии.

8. Квантово-механическая модель строения атома водорода. Собственная функция уравнения Шредингера (орбиталь) и связанные с ней квантовые числа.

В простейшем из атомов - атоме водорода – потенциальная энергия электрона опр. его кулоновским притяжением к ядру. Поскольку в атомных единицах заряды электрона и ядра равны -1 и +1 соответственно, то Е_п = -1/r.(r- расстояние от ядра до электрона) Если подставить данное выражение для пот энергии в уравнение Шредингера, то можно найти, что распределение по энергиям определяется волновой функцией. зависящей от параметров (r,,θ) и (n,l,m), последние значения называются квантовыми числами, также электрон характеризуется спиновым квантовым числом.

Квантовые числа:

1)n-главное кв. число(1,2,3…) Определяет энергию e в атомах. Определяет размер e облака.(уровень энергии)

2)l- побочное, орбитальное кв. число (не превышает n-1) : (0,1,2…(n-1)). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями, l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m), l = 2 – d-орбиталями (5 типов), l = 3 – f-орбиталями (7 типов).Количество значений l, при заданном значении n, показывает число подуровней на данном уровне. e ̄̄ с квантовым числом l называются p электроны. 3)m магнитное кв. число. m:-l…0…+l (шаг 1). Магнитное кв. число характеризует положение соответствующих орбиталей в пространстве.

4) S- спиновое квантовое число.S:+1/2;-1/2. spin-вращение. spin- собственный механический момент движения. + и – значения связаны с направлением, обозначается .

Из взаимодействий кв. чисел можно установить, последовательность разрешенных энергетических состояний электрона в атоме водорода, т.е. значения уровней и подуровней.