| Параметр | Обозначение, единица | Смысловое значение |
| Осмотическое давление | pосм, π , кПа π=cRT, π=icRT | 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 | cосм= ic(X), осмоль\л | Суммарное молярное количество всех кинетически активных частиц, содержащихся в 1 л раствора, независимо от их формы, размера и природы |
| Онкотическое давление | πонк, 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 | tкип | При данной температуре давление насыщенного пар над жидкостью становиться равным внешнему давлению |
| Температура замерзания жидкости (появление первых кристаллов растворителя) | tзам | 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= Kэб сm(X) Δt зам= Kкр сm(X) Δt кип= iKэб сm(X) Δt зам= iKкрсm(X) ( i вводиться в формулу для растворов электролитов) | Прямо пропорционально моляльной концентрации вещества в растворе (второй закон Рауля) |
| Эбулиоскопическая и криоскопическая константы | Kэб, 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 сi— концентрация молекул распавшихся на ионы; сo— 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(Xi), моль/л a(Xi)=γ(Xi)ci(Xi) | Эффективная концентрация иона( Xi), соответственно которой он учавствует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов |
| Коэффициент активности иона | γ(Xi) 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 | Kw= [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/ zсильной 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 |
