13 Билет.

1)Сила кислородных кислот будет возрастать с увеличением степени окисления атома элемента и уменьшается радиуса его иона. У оснований наоборот.

Сила бескислородных кислот возрастает с уменьшением степени окисления атома элемента и увеличением радиуса его иона. Сила бескислородных кислот в растворе будет возрастать в подгруппе, т.к при одинаковой степени окисления атома элемента увеличивается радиус его иона.

Более сильным электролитам из двух считается тот, у которого при одинаковой молярной концентрации больше степень диссоциации.

2) Буферными растворами называют такие электролитные системы, рН которых не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.

Буферные р-ры на кислую область – смеси растворов слабых кислот и их солей.

Буферные растворы на щелочную область – смесь водного раствора аммиака (NH4OH) и солей аммония.

Пусть у нас р-р слабой одноосновной к-ты и её соли (НА+NаА). В р-ре имеются след.равновесия: НА Н+ + А- ; NаАNа+ + А- .

Наличие в р-ре ионов А- за счет полностью диссоциирующей соли NаА ведет к смещению равновесия диссоциации НА влево (подавлению и без того незначительной диссоциации к-ты НА). Пусть о бщая концентрация к-ты равна Ск-ты; общая конц. соли Ссоли; степень диссоциации к-ты α. Равновесие концентрации равны:

[А-] = Ссоли + [Н+] = Ссоли + α.Ск-ты ≈ Ссоли ; так как: α<<1

[НА] = Ск-ты − [Н+] = Ск-ты – α.Ск-ты ≈ Ск-ты .

Константа дисс. к-ты: . Отсюда: .

Как видно:

1) при разбавлении р-ра водной ведет к одинаковому уменьшению Ск-ты и Ссоли , а отношение Ск-ты/Ссоли не изменится и рН станет прежним.

2) добавим в буферный р-р несколько капель НСl, при этом часть соли NаА превратится в к-ту НА; в результате Ск-ты немного возрастает, а Ссоли – уменьшится, а отношение Ск-ты/Ссоли и соответственно рН буферного р-ра изменится мало.

3) Подобное произойдет при вливании в буферную смесь нескольких капель р-раNаОН: Ссоли возрастает, Ск-ты мало уменшится, а отношение Ск-ты/Ссоли и соответственно рН буферного р-ра изменится мало.

14 Билет.

1)Законы движения микрочастиц в квантовой механике выражают волновым уравнением Шредингера. Как и законы Ньютона, это уравнение невозможно вывести из каких-либо более фундаментальных положений. Оно было получено Шредингером на основании анализа аналогии между закономерностями классической механики и оптики.

Уравнение Шредингера явл. дифференциальным уравнением в частных производных. Для стационарного состояния одной частицы массой m оно имеет вид:

где: h – постоянная Планка; Ψ – переменная величина; U – потенциальная энергия частицы; Е – полная энергия частицы; x, y, z – координаты.

Часто уравнение Шредингера записывают в компактной форме: , где - оператор Гамильтона (гамильтониан), обозначает все те математические действия, которые производят в левой части над величиной Ψ.

Переменная Ψ наз. волновой функцией. Её Ψ2 имеет определенный физ. смысл: Ψ2.dv = вероятности рассматриваемой частицы в элементе объёма dv. Величина Ψ2 наз. плотностью вероятности, или электронной вероятности.

Ψ должна быть конечной, непрерывной, однозначной, и обращаться в нуль в тех местах пространства, где частица не может находиться.

Ψ – функция зависит не только от трех координат, но и от трех целочисленных параметров, названных квантовыми числами. Их обозначение n, l и ml .

n – главное квантовое число в значительной степени определяет значение энергии электрона в атоме и размеры электронного облака. Оно принимает значения от +1→+∞. С ростом n возрастают размеры электронного облака и энергия электронов. Кроме цифрового обозначения n используется и буквенная индексация: n=1↔K, n=2↔L, n=3↔M, n=4↔N, ….

l – орбитальное (побочное) кв. число, характеризует энергию электрона внутри слоя и определяет форму электронного облака. Оно принимает значения от 0→+(n−1). На практике l чаще обозначается буквами: l=0↔s, l=1↔p, l=2↔d, l=3↔f, l=4↔g, …, l=n−1.

ml − магнитное кв. число, определяет ориентацию орбитали в пространстве. Орбиталь же образуется совокупностью электронов с одним и тем же значением магнитного квантового числа, её традиционно обозначают □. При данном значении l, ml принимает значения: 0, ±1→±l . Общее число значений ml : (2l+1).

У электрона есть и 4-ая кв. характеристика – спинное кв. число ms, отражающее 4-ую координату нашего мира – время. ms принимает (в единицах атомного мира) два значения: . Договоримся считать и будем обозначать электроны с ↑, ↓.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х квантовых чисел.

Правило Хунда: суммарный спин электронов оболочки должен быть макссиммальным.

2)1) по виду координируемых лигандов: +) аквакомплексы, в которых лигандомявл. молекула воды. Например: K2[Sn(OH)4], Na3[Cr(OH)6].

+) аммиачные комплексы: лиганды NH3 . Например: [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4](OH)2 .

+) ацидокомплексы, в которых лиганды – анионы кислотных остатков. Например: K[Au(CN)2], K2[HgI4].

2) по заряду комплексного иона: +) катионные – комплексы имеют катионные к/о. Например: [Co(NH3)6]Cl3

+) анионные – комплексы имеют анионные к/о. Например: K[PF6]

+) нейтральные – к/о не имеют заряда. Например: []

+) комплексы без внешней сферы, т.евнутрисферныек.с. Например: [Pt(NH3)2Cl2]

3) по классам соединений: +) кислотные комплексы. Например: H2[SiF6].

+) комплексы основания. Например: [Ag(NH3)2]OH.

+) комплексы соли. Например: K2[Fe(CN)6].

Простое объяснение механизма образования хим. связи – донорно-акцепторное. Лиганды поставляют свободные электронные пары на пустые d-орбитали к/о. Число координационных мест называется дентатностью (монодентатные, бидентатные и т.п.)

Координационные числа обычно в четные и равны удвоенной степени окисления к/о.

По характеру лигандов бывают аквакомплексы, гидроксокомплексы, аммиачные комплексы, ацидокомплексы (лиганды – анионы кислотных остатков). Бывают однородные, а бывают и с разными лигандами. Бывают комплексные соединения и без внешней сферы.

Названия комплексов строятся по принципу названий солей с указанием лигандов и степени окисления к/о. При построении названия компл. катиона или аниона первоначально называют ионные лиганды в порядке возрастания степени их сложности. При этом молекулы H2O и NH3 обозначаются “аква” и “аммин”. В конце названия компл. катиона или аниона наз. ион-к/ос указанием его степени окисления римскими цифрами в скобках. В случае аниона берется корень латинского названия элемента, к нему добавляется “ат” (станнат, аурат, плюмбат). Например: К3[Al(OH)6] - гексагидроксоалюминат (III) калия; [Cr(NH3)4Cl2]Cl – хлорид дихлоротетрамминхрома (III).