Основные параметры, используемые для характеристики растворов

Параметр	Обозначение, единица	Смысловое значение
Осмотическое давление	pосм, π, кПа π=cRT, π= i cRT	Избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя через мембрану с избирательной проницаемостью
Изотонический коэфициент	i; i=1 + α(ν – 1), где ν — число ионов на которое распадается данный электролит; α — степень диссоциации	Отношение общего числа частиц (молекул и ионов) растворенного вещества в растворе после диссоциации к исходному числу молекул вещества, учитывает межмолекулярные взаимодействия в реальных растворах
Осмолярная концентрация	c осм = i c(X), осмоль\л	Суммарное молярное количество всех кинетически активных частиц, содержащихся в 1 л раствора, независимо от их формы, размера и природы
Онкотическое давление	π онк, кПа	Осмотическое давление, создаваемое за счет наличия белков в биологических жидкостях организма
Давление насыщенного пара	p, кПа	Давление пара, при котором при данной температуре в системе жидкость — пар наступает динамическое равновесие vисп = vконд
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над идеальным, или бесконечно разбавленным, раствором нелетучего вещества		При постоянной температуре равно молярной доле растворенного вещества (первый закон Рауля)
Температура кипения жидкости	t кип	При данной температуре давление насыщенного пар над жидкостью становиться равным внешнему давлению
Температура замерзания жидкости (появление первых кристаллов растворителя)	t зам	При данной температуре давление насыщенного пара над жидкостью становиться равным давлению насыщенного пара над кристаллами этой жидкости
Повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания идеальных, или бесконечно разбавленных, растворов нелетучих веществ	Δt кип = K эб с m (X) Δt зам = K кр с m (X) Δt кип = i K эб с m (X) Δt зам = iKкр с m (X) (i вводиться в формулу для растворов электролитов)	Прямо пропорционально моляльной концентрации вещества в растворе (второй закон Рауля)
Эбулиоскопическая и криоскопическая константы	K эб, Kкр	Численно равны повышению температуры кипения или, соответственно, понижению температуры замерзания одномоляльного идеального раствора (1 моль вещества в 1000г растворителя) нелетучего вещества по сравнению с чистым растворителем
Константа диссоциации (ионизации)	Ка= [H+][ A-] (1) [HA] Кb= [BH+][ OH-] (2) [B]	Константа равновесия процесса диссоциации. Для кислоты HA, ионизация которой в воде дает H3O+ и A-, константа Кавыражается уравнением (1). Для основания B, при ионизации которого образуются анион OH-- и протонированное основание BH+, константа Кbвыражается уравнением (2)
Степень диссоциации	где с i — концентрация молекул распавшихся на ионы; с o— общая концентрация растворенных молекул где i — изотонический коэффициент v— число ионов на которое распадается данный электролит	Отношение числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введенных в раствор. Величина безразмерная. Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора, при повешении температуры раствора
Закон разведения Оствальда	при	С уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается
Активность иона	a(X i), моль/л a(X i)=γ(X i)c i (X i)	Эффективная концентрация иона(Xi), соответственно которой он учавствует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов
Коэффициент активности иона	γ(X i) Уравнение Дебая—Хюккеля (при 25oC) для водных растворов (первое приближение, I<0,01 моль/л) (второе приближение, I<0,1 моль/л)	Показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита
Ионная сила раствора	моль/л	Характеризует интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе.
Ионное произведение воды	K w= [H+][OH—]=const [H+][ OH—]=1*10-14 (при Т=298 К)	Величина постоянная при данной температуре для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода и гидроксид ионов
Водородный показатель	pH= --lg [H+] pH= --lg a[H+] pH= --lg (γc(H+))	Количественная характеристика щелочности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов Н в растворе.
Гидроксильный показатель рОН	pOH= --lg [ OH—] pOH + pH=14 (при 25о С)	Количественная характеристика щелочности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов ОН в растворе.
Активная кислотность	pH	Концентрация свободных ионов водорода, имеющихся в растворе при данных условиях. Мерой активной кислотности является значение рН раствора
Активная кислотность в растворах сильных кислот.	[H+]акт =γ(H+)с(1/ z сильной к-ты) где γ(H+)--коэффициент активности катиона водорода	Зависит от концентрации кислоты и межионного взаимодействия
Активная кислотность в растворах слабых кислот.	[H+]акт = pH=1/2pK—1/2lg c(1/zслабой к-ты)	Слабые кислоты присутствуют в растворах в ионизированной и молекулярной формах. Активная кислота зависит от природы и концентрации слабого электролита
Потенциальная(резервная) кислотность	[H+]пот =	Равна суммарной молярной концентрации эквивалентов слабых кислот.
Общая кислотность	[H+]общ =[H+]акт + [H+]пот	Равна сумме молярных концентраций эквивалентов сильных и слабых кислот, содержащихся в растворе. Это общая аналитическая концентрация кислоты, которая устанавливается титрованием
Константа гидролиза	Гидролиз по аниону: Кг= [HA] [ OH-] = [ A-] = Kw Ка(HA) Гидролиз по катиону: Кг= Kw Кb(B)	Характеризует состояние равновесия при гидролизе солей
Степень гидролиза		Отношение числа частиц, подвергшихся гидролизу к их числу до начала гидролиза
рН раствора соли, гидролизующейся по катиону	pH=7 — 1/2pКb —1/2 lg cсоли	При гидролизе по катиону в растворе возрастает концентрация ионов H и рH водного раствора таких солей всегда меньше 7
рН раствора соли, гидролизующейся по аниону	pH=7 + 1/2pКb+ 1/2 lg cсоли	При гидролизе по аниону в растворе возрастает концентрация ионов OH и рH водного раствора таких солей всегда больше 7
рН кислотной буферной системы		Кислотный буферный раствор содержит слабую кислоту и соль этой кислоты(акцептор протона)
рН основной буферной системы		Основный буферный раствор содержит слабое основание (акцептор протона) и соль этого основания (донор протона)
Буферная емкость по кислоте		Число моль-эквивалентов сильной кислоты, которое нужно добавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить величину pH на единицу
Буферная емкость по основанию		Число моль-эквивалентов щелочи, которое нужно добавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить величину pH на единицу
Константа растворимости	Для электролита KtnAnm Ks=[Ktm+] [Ann]m ΔGo=-RT ln Ks	Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при данных условиях
Растворимость малорастворимого электролита		Молярность насыщенного раствора малорастворимого электролита при данных условиях
Константа нестойкости	где Me---комплексообразователь(атом, ион), L---лиганд	Константа равновесия, описывающая диссоциацию комплексного иона, используется для количественной характеристики устойчивости внутренней сферы комплексного соединения
Координационное число	k.ч.	Число свободных атомных орбиталей, предоставляемых комплексообразователем, т. е. Число связей комплексообразователя и лиганда
Дентатность лиганда		Число электронных пар, предоставляемых лигандом, для образования донорно-акцепторной связи с комплексообразователем