Донорно-акцепторная и дативная связь в координационных соединениях.

Донорно-акцепторная связь реализуется по следующей схеме: М:L.

Дативная связь (p-дативное взаимодействие) реализуется по схеме:

Координационные (комплексные) соединения. Координационными называются соединения, содержащие в своем составе многоатомные молекулы или ионы, имеющие центр координации, связанный с частицами, способными к самостоятельному существованию.

Координационное число – число мест в координационной сфере, которое определяется суммарным числом s-связей, образованных центральным атомом с лигандами.

Параметр расщепления- разность энергий орбиталей d-подуровня центрального атома в поле лигандов.

Снятие вырождения d-орбиталей в октаэдрическом поле.

Снятие вырождения d–орбиталей в тетраэдрическом поле.

Хелаты - координационные соединения, содержащие во внутренней сфере циклы, включающие центральный атом.

Центральный атом и лиганды. Атом или ион, занимающий центральное положение в комплексе, называется центральным атомом. Молекулы или ионы, непосредственно связанные с центральным атомом, называются лигандами.

Теория растворов

Активность и коэффициент активности. Активность – это эффективная концентрация, с которой частица проявляет себя в растворе. Рассчитывается по уравнению а = f×С, где – f – коэффициент активности.

Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода, pH = -lg[H⁺].

Гидролиз солей – обменное взаимодействие ионов соли с водой.

Диаграмма состояния отражает зависимость между температурой и давлением насыщенного пара вещества.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора равно давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, находящееся в газообразном состоянии и занимающее объем, равный объему раствора.

Ионная сила раствора – полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда: μ = 0,5ΣС_iz_i²

Ионизация– образование ионов при взаимодействии молекул растворенного вещества с растворителем.

Ионное произведение воды – произведение равновесных концентраций катионов водорода и гидроксид-анионов в водных растворах: K_w = [H⁺][OH^-] при 25 °С К_w = 1×10^-14.

Кислоты и основания Бренстеда-Лоури. Кислота Бренстеда – это донор протонов, основание Бренстеда – это акцептор протонов.

Кислоты и основания Льюиса. Кислота Льюиса – акцептор неподеленной электронной пары, основание Льюиса – донор неподеленной электронной пары.

Кислоты и основания в теории сольвосистем. Кислота - это вещество, отщепляющее в растворе тот же катион, что и растворитель. Основание - это вещество, отщепляющее в растворе тот же анион, что и растворитель.

Константа ионизации – константа равновесия в растворе слабого электролита.

Константа кислотности и константа основности – константа равновесия, установившегося в растворе результате ионизации (диссоциации) кислоты или основания.

Константа устойчивости комплексного иона – константа равновесия, которое устанавливается в растворе при образовании комплексной частицы из центрального иона и лигандов.

Концентрация раствора –количественное соотношение между растворителем и растворенными веществами в растворе.

Коэффициент растворимости - масса растворенного вещества, образующего насыщенный раствор со 100 г растворителя.

Массовая доля - отношение массы растворенного вещества к массе раствора

Мольная доля - отношение количества данного компонента к суммарному количеству всех компонентов раствора

Моляльность- отношение количества растворенного вещества к массе растворителя, выраженной в кг

,

где m₁ и m₀ - массы растворенного вещества и растворителя в г, М₁ - молярная масса растворенного вещества.

Молярность - отношение количества растворенного вещества к объему раствора

,

где m₁, M₁ и ν₁ - масса, молярная масса и количество растворенного вещества.

Нормальность - отношение количества эквивалента растворенного вещества к объему раствора

,

где М_Э - эквивалентная масса растворенного вещества.

Осмос – односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление- осмотическое давление раствора равно давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, находящееся в газообразном состоянии и занимающее объем, равный объему раствора.

Правило фаз: С + Ф = К + 2, где С - число степеней свободы, Ф - число фаз, К - число компонентов.

Первый закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

или ,

где р₀ и р₁ - давление насыщенного пара над растворителем и раствором, ν₀ и ν₁ - количество растворителя и растворенного вещества.

Произведение растворимости– произведение равновесных концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе.

Растворы- это однородные (гомогенные системы), состоящие из двух и более компонентов.

Растворимость - способность вещества переходить в раствор. Количественной мерой растворимости является концентрация насыщенного раствора. Насыщенным называется раствор, находящийся в динамическом равновесии с избытком растворяемого вещества.

Степень диссоциации (ионизации) – отношение количества электролита, распавшегося на ионы, к общему его количеству в растворе.

Уравнение Дебая – Хюккеля: , где f – коэффициент активности, z – заряд иона, m - ионная сила раствора.

Электролитическая диссоциация– распад электролита на ионы под действием растворителя или высокой температуры при плавлении.

Энтальпия растворения – тепловой эффект растворения одного моля вещества в бесконечно большом объеме растворителя.