ТОЛКОВЫЙ СЛОВАРЬ ХИМИЧЕСКИХ ТЕРМИНОВ И ПОНЯТИЙ

Агрегатные состояния веществ – твердое, жидкое и газообразное состояния. В жидком и твердом состояниях молекулы или ионы соприкасаются друг с другом. В газообразном состоянии при нормальных условиях молекулы находятся в среднем на расстояниях, приблизительно в 10 раз больших, чем размеры самих молекул.

Аквокомплексы – форма существования катионов металлов в водных растворах, образуются за счет вакантных орбиталей положительно заряженных ионов металлов и неподеленных электронных пар молекул воды, например, [Fe(H₂O)₆]²⁺. Ионы металлов являются комплексообразователями, а молекулы воды – лигандами.

Активность ионов (a_i) – произведение концентрации иона ([I]) на коэффициент активности иона : a_i = [I]·. Применение активностей ионов в выражениях констант равновесий делает константы постоянными, т.е. независящими от состава раствора. При малых ионных силах (μ ≤ 0,01) коэффициент активности практически не зависит от природы ионов. Для расчёта коэффициентов активности ионов для растворов с ионной силой до 1 применяют формулу Дэвиса.

Аллотропные модификации – формы существования простых веществ. Например, простое вещество углерод существует в нескольких аллотропных модификациях – алмаз, графит, карбин. Аллотропные модификации различаются по физическим и химическим свойствам.

Алмаз– одна из аллотропных модификаций углерода. В алмазе каждый атом углерода связан sp³-гибридными орбиталями с четырьмя другими атомами углерода ; при этом образуется очень прочная кристаллическая решетка. Алмаз – самое твердое вещество (в шкале твердости Мооса алмаз занимает первое место и ему присвоено число твердости, равное 10).

Аммонийный буферный раствор состоит из смеси аммиака и соли аммония; имеет pH порядка 9.

Аморфные вещества – не имеют кристаллической структуры и, в отличие от кристаллов, не раскалываются с образованием кристаллических граней, не обнаруживают различных физических свойств в разных направлениях, не имеют определенной температуры плавления. К аморфным веществам относятся обычное силикатное стекло, естественные и искусственные смолы, клеи и др.

Амфолиты – химические соединения, проявляющие и кислотные, и основные свойства.

Амфотерные гидроксиды растворяются и в кислотах, и в щелочах. При растворении в кислотах амфотерные гидроксиды образуют катионы металлов, а при растворении в щелочах –гидроксокомплексы ([Zn(OH)₄]^2-, [Pb(OH)₃]^-, [Al(OH)₄]^-).

Амфотерные оксиды – это оксиды, способные образовывать соли и с кислотами, и с основаниями, и с кислотными, и с основными оксидами (иногда эти реакции происходят только при нагревании или при сплавлении).

Ангстрем (Å) – единица длины, предложенная для характеристики размеров атомов и молекул и длин связей. 1 ангстрем равен 10^-10 м или 10^-8 см.

Атом – мельчайшая частица химического вещества. Атомы характеризуются атомной массой, массовым числом, зарядом ядра (порядковым номером элемента), строением внешних электронных слоев, потенциалом ионизации, сродством к электрону, электроотрицательностью. Совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, образует химический элемент.

Атомная единица массы – 1/12 часть массы атома углерода с массовым числом 12 (углеродная единица – у.е.).

Атомная масса – относительная атомная масса, - число, которое показывает, во сколько раз средняя масса данного атома больше атомной единицы массы. Атомные массы не выражаются целыми числами, так как многие элементы состоят из нескольких изотопов с различными массовыми числами. и так как выделяется энергия связи нуклонов (протонов и нейтронов), вследствие чего ядро теряет эквивалентную энергии связи массу.

Атомная орбиталь – одноэлектронная волновая функция Ψ_nlm, зависящая от n – главного квантового числа, l – орбитального квантового числа и m_l – магнитного квантового числа. Например, Ψ₁₀₀ имеет вид Ψ₁₀₀=. ПриZ_я = 1, т.е. для атома водорода, Ψ₁₀₀ = . Однако чаще атомными орбиталями называют пространственное изображениеs-, p-, d- и f-электронных облаков. s-Орбитали (l=0) имеют шаровую симметрию, p-орбитали (l=1) имеют осевую симметрию (гантелеобразные), d-орбитали (l=2) имеют плоскости симметрии. На электронных облаках обычно обозначают знаки волновых функций.

Атомные орбитали – для одноэлектронных атомов описывают состояния, в которых может находиться электрон при возбуждении атомов; при этом электрон имеет одинаковую энергию на любой орбитали каждого энергетического уровня. В многоэлектронных атомах электроны заполняют атомные орбитали в порядке увеличения энергии. Вакантные (пустые) орбитали обеспечивают возможность образования донорно-акцепторных связей с помощью неподеленных электронных пар обычно других атомов. Для s- и p-элементов валентные связи образуются с помощью внешних атомных s-, p- и d-орбиталей, а для d-элементов химические связи могут образовываться и d-орбиталями предпоследнего электронного уровня.

Атомные кристаллические решетки построены из ковалентно связанных атомов одного элемента, то есть в виде атомных решеток существуют простые вещества. Примером вещества с атомной кристаллической решеткой является алмаз. В алмазе каждый атом связан sp³-гибридными орбиталями с четырьмя другими атомами. Образуется очень прочная и одновременно жесткая структура, не способная к каким-либо деформациям. Число веществ, имеющих атомные решетки, невелико.

Ацетатный буферныйраствор состоит из смеси уксусной кислоты и её соли и имеет pH порядка 5.

Ацидокомплексы – комплексные соединения, лигандами которых являются кислотные остатки, например, K[Ag(CN)₂], K₂[PbCl₆], K₃[Ag(SO₃)₂].

Буферная емкость определяется числом молей сильной кислоты или основания, которые при добавлении к 1 литру буферного раствора изменяют pH на единицу. Чем больше буферная емкость раствора, тем меньше изменяется pH при добавлении кислот и оснований и при проведении в них химических реакций. Буферная емкость – величина расчетная. Она характеризует качество буферного раствора.

Буферные растворы – смеси слабых электролитов и их солей. Концентрация ионов водорода в буферных растворах изменяется значительно меньше, чем это могло быть обусловлено количеством добавляемых кислот или оснований. Механизм буферного действия буферного раствора состоит в том, что протоны добавляемых кислот связываются в молекулы слабой кислоты, а гидроксильные группы нейтрализуются слабой кислотой. Ацетатные буферные растворы состоят из уксусной кислоты и солей уксусной кислоты. Аммонийные буферные растворы состоят из растворов аммиака и солей аммония. Трехосновная фосфорная кислота может образовать три буферных раствора с pH порядка 2, 7 и 12. Фосфатный буферный раствор с pH порядка 7 составляют из гидрофосфат- и дигидрофосфат-ионов (практически из Na₂HPO₄ и KH₂PO₄).

Вакантные орбитали– орбитали внешних валентных энергетическихуровней, не содержащие электронов. Наличие вакантных орбиталей обусловливает возможность увеличивать число неспаренных электронов во внешних валентных уровнях или образовывать валентные связи с помощью донорно-акцепторного механизма.

Валентно-возбужденные состояния. Метод валентных связей при описании химической связи исходит из того, что число неспаренных электронов может увеличиваться за счет неподеленных электронных пар, если во внешнем валентном энергетическом уровне есть вакантные (пустые) орбитали. У атомов элементов второго периода в валентном энергетическом уровне есть только два энергетических s- и p- подуровня. У атомов элементов бериллия (2s²2p⁰), бора (2s²2p¹), углерода (2s²2p²) число неспаренных электронов может быть увеличено за счет перехода электронов с s-подуровня на p-подуровень; при этом внешние электронные уровни приобретают новые электронные конфигурации (Be – 2s¹2p¹, B – 2s¹2p², C – 2s¹2p³) c бόльшим числом неспаренных электронов. Такие электронные состояния носят название валентно-возбужденных состояний. Бериллий может образовать по обменному механизму две связывающие электронные пары, бор – три, а углерод – четыре. В атомах элементов второго периода азота (2s²2p³), кислорода (2s²2p⁴) и фтора (2s²2p⁵) число неспаренных электронов не может увеличиваться, так как в валентном уровне у них нет вакантных орбиталей. Атомы элементов третьего и следующих периодов, кроме валентных s- и p-подуровней, имеют d-подуровни. Атом азота не может иметь более трех неспаренных электронов (и с описанием его высоковалентных состояний существуют определенные трудности). Атом фосфора за счет 3d-орбиталей может иметь 5 неспаренных электронов (3s¹3p³3d¹), атом серы - 4 и 6 (3s²3p³3d¹ и 3s¹3p³3d² соответственно), а атомы галогенов (кроме фтора) - 3, 5 и 7 неспаренных электронов (ns²np⁴nd¹, ns²np³nd² и ns¹np³nd³) в валентно-возбужденных состояниях.

Валентное и невалентное взаимодействия. Эти понятия применяют к описанию связи в твердых веществах. В атомных, металлических и ионных кристаллических решетках составляющие их частицы связаны за счет валентного взаимодействия. В молекулярных кристаллических решетках молекулы связаны силами невалентного (межмолекулярного, ван-дер-ваальсового) взаимодействия.

Валентность атома в соединении определяется числом электронных пар, связывающих рассматриваемый атом с другими атомами. Валентность атомов наглядно проявляется в графических формулах, в которых число валентных штрихов, относящихся к данному атому, определяет валентность атома. Так, в молекуле азота N≡N атомы азота трехвалентны (степень окисления равна нулю); в молекуле пероксида водорода H-O-O-H атомы водорода одновалентны, а атомы кислорода двухвалентны (степени окисления атомов кислорода равны –1).

Валентные возможности атомов элементов определяются числом неспаренных электронов в основном или валентно-возбужденном состояниях, наличием неподеленных электронных пар и вакантных орбиталей в валентном энергетическом уровне. Так, атом азота может образовать три связывающие электронные пары по обменному механизму, но может образовать и четвертую связывающую электронную пару по донорно-акцепторному механизму (является донором электронной пары, например, в ионе аммония ). Наличие вакантных орбиталей у атомовd-элементов обусловливает возможность образования многочисленных комплексных соединений.

Валентные электроны – электроны валентных энергетических уровней.

Валентные энергетические уровни – внешние электронные уровни атомов; для атомов s- и p-элементов к ним относятся s-, p-подуровни (для атомов элементов 3-его 4-го и т.д. периодов – и d-подуровни); для атомов d-элементов валентными энергетическими уровнями являются d-подуровни предпоследнего электронного слоя, s-, p- и d-подуровни последнего электронного слоя.

Валентный штрих. С помощью валентного штриха (черточки) в графических формулах изображают связывающие электронные пары. Иногда с помощью черточки изображают и неподеленные электронные пары.

Ван-дер-ваальсовы силы – силы, действующие между молекулами и имеющие не валентную, а электростатическую природу (см. межмолекулярные взаимодействия).

Внешняя сфера комплексного соединения образуется обычно ионами, связанными в твердом веществе ионной связью. В химических формулах внешнюю сферу принято изображать вне квадратных скобок (K₂[HgI₄] – внешняя сфера состоит из ионов K⁺; [Cu(NH₃)₄]Cl₂ – внешняя сфера состоит из ионов Cl^-). При растворении комплексного соединения внешняя сфера подвергается электролитической диссоциации по типу сильного электролита, т.е. нацело.

Внутренняя сфера комплексного соединения состоит из комплексообразователя и ковалентно связанных лигандов, ее обычно заключают в квадратные скобки (K[BF₄], [Pt(NH₃)₄]Cl₂). В твердом веществе внутренняя сфера комплексного соединения входит как целое в состав кристаллической решетки. После растворения комплексного соединения внутренняя сфера ведет себя как слабый электролит, т.е. диссоциирует частично и ступенчато. Электролитическую диссоциацию внутренней сферы характеризуют константами нестойкости. Образование внутренней сферы характеризуют константами образования.

Внутримолекулярного окисления-восстановления реакции – реакции веществ, содержащих в своем составе окислитель и восстановитель, для взаимодействия которых требуется активация (часто нагревание). Например, дихромат аммония при нагревании разлагается (претерпевает внутримолекулярное окисление и восстановление) : (NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O.

Водородная связь проявляется в свойствах соединений водорода с элементами, имеющими большие электроотрицательности. Так аммиак, вода и фтороводород среди аналогичных соединений имеют аномально высокие температуры плавления и кипения. Соединения элементов V группы с водородом имеют следующие температуры кипения: SbH₃ –18⁰C, AsH₃ –63⁰C, PH₃ –87⁰C, а NH₃ –33⁰C. Водородные связи обусловливают возможность существования в газообразном состоянии полимерных молекул (H₂O)_n, (HF)_m и т.п.

Водородный показатель (pH) – отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода, обозначается pH (pH=).Приближенно водородный показатель рассчитывают, логарифмируя концентрацию ионов водорода, выраженную в моль/л. При 25⁰С pH нейтрального раствора равен 7, pH кислого раствора – меньше 7, pH щелочного раствора – больше 7. Для разбавленных водных растворов сумма водородного и гидроксильного показателей равна 14: pH + pOH = 14. Обычно и кислые, и щелочные растворы характеризуют с помощью водородного показателя. Водородный показатель удобен для графического представления зависимости каких-либо свойств растворов от концентрации ионов водорода.

Волновая квантово-механическая модель строения атома – предложенная Шредингером модель строения атома, которая не содержит информации о траектории движения электрона. Поведение электрона описывается с помощью его волновых свойств. Эта модель дает возможность рассчитать вероятность нахождения электрона в любом малом объеме вокруг ядра. Вместо орбит волновая модель строения атома вводит представление об атомных орбиталях.

Восстановители – химические вещества, степени окисления атомов которых в окислительно-восстановительных реакциях увеличиваются. Обычными восстановителями являются металлы, которые, окисляясь, изменяют степень окисления от 0 до +n:

Вставные декады периодической системы – ряды d-элементов(см. Химический элемент), находящиеся между s-элементами и p-элементами; число d-элементов в ряду равно 10.

Газовая постоянная – одна из фундаментальных физических величин, обозначается R; в системе СИ она имеет величину и размерность R=8,314Дж/моль·К. Газовая постоянная содержится в уравнении Клапейрона-Менделеева pV=nRT (p – давление, в системе СИ выражается в паскалях, V – объем в кубических метрах, n – число молей газа, T – абсолютная температура). Отнесенное к одному молю газа уравнение приобретает вид pV=RT. При стандартной температуре 298К RT=8,314·298 = 2477,6Дж/моль или Па·м³. Последняя размерность показывает, что при давлении 1Па моль газа занимает объем 2477,6 м³, а при давлении 101,3 кПа - только 0,02456м³ или 24,56л ; (При температуре 0^oС (273К) молярный объем газа составляет 22,4л).

Гальванические элементы – химические источники тока, в которых электрическая энергия создается за счет окислительно-восстановительных реакций, протекающих на электродах из различных металлов, погруженных в растворы их солей. Например, медно-цинковый гальванический элемент состоит из цинкового электрода, погруженного в раствор сульфата цинка, и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди(II). Электродвижущая сила (напряжение) гальванического элемента зависит от концентраций растворов солей. Если концентрации обеих солей в растворах медно-цинкового элемента равны 1 моль/л (активности ионов равны 1), то напряжение, развиваемое элементом, равно разности стандартных электродных потенциалов, т.е. E = 0,34 – (– 0,76) = 1,1В.

Оба электрода гальванического элемента могут состоять из одного и того же металла, при условии, что концентрации растворов будут различны. Тогда напряжение гальванического элемента нужно рассчитывать с помощью уравнения Нернста.

Геометрическая форма соединения определяется взаиморасположением ядер атомов в соединениях, состоящих из 3 и более атомов. Линии, проведенные между ядрами атомов, называются линиями связи, а углы между линиями связи - углами связи. Для s- и p-элементов геометрическая форма соединения определяется электронным строением центрального атома и зависит от числа и расположения σ-связей. Для соединений d-элементов геометрическая форма зависит, главным образом, от состава соединения: соединения типа MeB₂ линейны, типа MeB₆ имеют октаэдрическое строение, а типа MeB₄ – тетраэдрическое. Если на d-орбиталях содержится 8 электронов, то соединения типа MeB₄ часто имеют форму плоского квадрата.

Геометрические формы соединений:

Линейная – линейную геометрическую форму могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₂. При линейной геометрической форме атомные ядра всех трех связанных атомов располагаются на одной прямой; угол связи B-A-B равен 180^о. Если атомы B одинаковы, то соединения неполярны.

Угловая – угловую геометрическую форму могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₂. При угловой геометрической форме ядра трех связанных атомов располагаются под некоторым углом; угол связи B‑A‑B < 180^о (обычно угол связи B‑A‑B > 90^о). Соединения, имеющие угловую форму, полярны.

Плоский треугольник - геометрическую форму плоского треугольника могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₃. Углы связи B‑A‑B обычно равны 120^o (искажения возникают, когда атомы B являются атомами разных элементов). Ядра связанных атомов лежат в одной плоскости. Если все три атома B одинаковы, то соединение неполярно, если разные – полярно.

Т-образная форма – Т-образную геометрическую форму могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₃. Ядра связанных атомов лежат в одной плоскости. Ядро центрального атома и ядра двух боковых лежат практически на одной прямой, третий боковой атом располагается под прямым углом к линиям связей трех атомов. Т-образные соединения полярны.

Тригональная пирамида - геометрическую форму тригональной пирамиды могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₃. Углы связи B‑A‑B > 90^o, но меньше тетраэдрического угла, равного 109,5^о. Линии связи образуют как бы треногу, в вершине которой размещается центральный атом. Такие соединения полярны.

«Качели» - геометрическую форму «качелей» могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₄. Ядро центрального атома и ядра двух боковых атомов лежат практически на одной прямой, линии связи двух других атомов располагаются под прямым углом к линии, соединяющей первые два боковых атома. Угол связи B‑A‑B < 120^o, но существенно больше 90^о. Такие соединения полярны.

Плоский квадрат - геометрическую форму плоского квадрата могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₄. Ядра связанных атомов лежат в одной плоскости; углы связи B‑A‑B равны или близки к 90^о. Если атомы B одинаковые, то соединения, имеющие форму плоского квадрата, неполярны. Соединения типа AB₂C₂ могут быть неполярны (транс-форма) или полярны (цис-форма).

Тетраэдр - геометрическую форму тетраэдра могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₄. Если атомы B одинаковые, то углы всех связей B‑A‑B равны 109,5^о, и такие соединения неполярны. Если атомы B разные, то соединения полярны.

Тригональная бипирамида - геометрическую форму тригональной бипирамиды могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₅. Ядро центрального атома и три ядра боковых атомов лежат в одной плоскости (образуют плоский треугольник). Линии связи B‑A двух боковых атомов перпендикулярны к плоскости треугольника и расположены по обе стороны от него. Если атомы B одинаковы, то соединения неполярны.

Октаэдр - геометрическую форму октаэдра могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₆. Линии связи шести боковых атомов с центральным атомом лежат на осях декартовых координат под углом 90^о друг к другу. Если атомы B одинаковы, то соединения неполярны.

Тетрагональная пирамида - геометрическую форму тетрагональной пирамиды могут иметь соединения (молекулы или ионы) состава AB₅. В тетрагональной пирамиде центральный атом лежит в середине квадратного основания пирамиды, боковые атомы расположены в углах основания и один в вершине пирамиды. Такие соединения полярны.

Геометрическое строение соединений - см. Геометрическая форма соединений.

Гетерогенные равновесия – это химические равновесия, в которых реагирующие вещества находятся в различных агрегатных состояниях. Так, при нагревании карбоната кальция равновесие устанавливается между оксидом кальция, карбонатом кальция и оксидом углерода(IV) (углекислым газом). При растворении аммиака в воде равновесие устанавливается между газообразным аммиаком и его раствором в воде. В системе, содержащей элементарный иод, тетрахлорид углерода и воду, равновесие устанавливается между иодом, растворенным в тетрахлориде углерода, и иодом, растворенным в воде. В растворах, содержащих малорастворимые соединения (соли, гидроксиды), равновесия устанавливаются между малорастворимыми соединениями, образующими твердое вещество, и их растворенной частью в растворителе.

Гетерогенные равновесия в растворах и факторы, влияющие на раствори-мость. На растворимость твердых веществ влияет температура и наличие в растворе таких соединений, которые содержат ионы, одноименные с ионами твердого вещества, или такие ионы, которые связывают продукты диссоциациии твердого вещества. Так, растворимость сульфата бария уменьшается при добавлении к раствору растворимых солей бария или сульфатов. Растворимость малорастворимых солей слабых кислот, например, карбоната цинка, увеличивается при добавлении к раствору кислот. Растворимость карбоната цинка увеличится и при добавлении веществ, образующих с цинком комплексные ионы, например, гидроксида натрия (образует гидроксокомплексы) или аммиака (образует комплексные аммиакаты).

Гетерогенные системы состоят из веществ, находящихся в различных агрегатных состояниях: из газа и твердого вещества; из газа и жидкости; из жидкости и твердого вещества; из твердого вещества и раствора этого же твердого вещества.

Гибридизация атомных орбиталей. В методе валентных связей для определения геометрической формы соединений в том случае, когда σ-связи образуются атомными орбиталями различной симметрии (s- и p- или s-, p- и d-орбиталями ), Л. Полинг предложил использовать представление о гибридизации атомных орбиталей, при этом вместо s-, p- и d-орбиталей рассматривают гибридные орбитали. Число гибридных орбиталей равняется числу σ-связей центрального атома, причем гибридные орбитали располагаются под максимальными одинаковыми углами по отношению друг к другу (кроме пяти sp³d-гибридных орбиталей). Так, две sp-гибридные орбитали располагаются линейно под углом 180^о; три sp²-гибридные – под углом 120^о, образуя плоскотреугольные соединения; четыре sp³-гибридные – под углом 109,5^о (тетраэдрические соединения); шесть sp³d²-гибридных орбиталей – под углом 90^о (октаэдрические соединения).

Гибридные орбитали образуются наложением (интерференцией) одноэлектронных волновых функций (атомных орбиталей), получаемых из уравнения Шредингера. За счет того, что s-орбитали имеют одинаковый знак волновой функции в основных частях орбитали, а p-орбитали имеют разные знаки волновой функции по разные стороны от ядра атома, в гибридных орбиталях электронное облако деформируется и практически полностью смещается в одну сторону от ядра. Две sp-гибридные орбитали располагаются линейно (все три ядра связанных атомов находятся на одной прямой). Оси трех sp²-гибридных орбиталей располагаются под углом 120^о. Четыре sp³-гибридные орбитали располагаются тетраэдрически. Пять sp³d-гибридных орбиталей располагаются в виде тригональной бипирамиды. Шесть sp³d²-гибридных орбиталей располагаются октаэдрически (по осям декартовых координат x, y, z).

Гидратация – присоединение молекул воды к молекулам и ионам растворенного вещества. В процессе гидратации выделяется энергия, обычно в форме теплоты. В результате гидратации катионы металлов в водных растворах образуют аквокомплексы, а анионы - гидратированные ионы.

Гидроксильный показатель – отрицательный десятичный логарифм активности гидроксид-ионов (на практике – отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов, выраженной в моль/л). См. водородный показатель.

Гидроксокомплексы – комплексные соединения, лигандами в которых являются гидроксид-ионы. Амфотерные гидроксиды, растворяясь в растворах щелочей, переходят в раствор в виде гидроксокомплексов, например, из гидроксида цинка образуются ионы [Zn(OH)₄]²⁻, из гидроксида свинца – [Pb(OH)₃]⁻.

Гидролиз солей – происходящие в растворах солей ионные реакции с водой, которая выступает в качестве слабого электролита. В результате гидролиза катионы (остатки слабых оснований) подкисляют, а анионы слабых кислот подщелачивают растворы.

Графит – самая распространенная аллотропическая модификация углерода. Кристаллическая решетка графита построена из слоев, в которых каждый атом углерода с помощью sp²-гибридных орбиталей связан с тремя соседними атомами, при этом образуются шестичленные кольца. Перпендикулярные к sp²-гибридным орбиталям p-орбитали образуют делокализованную связь по всему слою, обусловливая электрическую проводимость графита. Слои между собой связаны ван-дер-ваальсовыми силами.

Графические формулы соединений используются в методе валентных связей для изображения непосредственных связей атомов друг с другом. В графических формулах атомы соединяются друг с другом валентными штрихами (черточками). Число валентных штрихов соответствует числу электронных пар, связывающих рассматриваемый атом с другими атомами, и определяет валентность этого атома. В графических формулах соединений, содержащих атомы кислорода, все атомы других элементов соединяются через атомы кислорода (существуют исключения). Графические формулы соединений следует строить таким образом, чтобы они согласовались с электронным строением атомов соединения.

Группы таблицы Менделеева – столбцы таблицы. Короткая форма таблицы содержит 8 групп; каждая группа подразделяется на главную (s- и p-элементы) и побочную (d- и f-элементы). В пределах одной группы соединения элементов имеют ряд аналогичных (одинаковых) свойств: состав, валентности и степени окисления, геометрическая форма. В пределах группы химические и физические свойства соединений элементов часто изменяются закономерно.

Дебай – единица измерения полярности молекул. Единица измерения дебай была установлена на базе системы мер СГС. В системе СГС заряд электрона равняется 4,8·10^-10 единицы заряда. Если бы два разноименных заряда, равные по абсолютной величине заряду электрона, находились на расстоянии 1 Ǻ (10^-8 см), то дипольный момент таких зарядов был бы равен 4,8·10^-10·10^-8 = 4,8·10^-18 ед. заряда·см. 1 дебай равняется 10^-18 ед. заряда·см. По величине дипольного момента двухатомной молекулы можно рассчитать эффективные заряды на атомах. Например, молекула иодоводорода HI имеет дипольный момент 0,42 дебая. Длина связи в молекуле HI равняется 1,6 Ǻ. За длину диполя обычно принимают длину связи. Если бы два заряда, равные по абсолютной величине заряду электрона, находились на расстоянии 1,6 Ǻ, то дипольный момент составлял бы 4,8·1,6=7,68 дебая. Отсюда можно рассчитать эффективные заряды на атомах H и I. По абсолютной величине они равны 0,42:7,68=0,055 заряда протона.

В системе СИ 1 дебай равняется 3,34·10^-30 Кл·м.

Динамический характер химического равновесия проявляется в том, что в состоянии равновесия, несмотря на неизменность во времени концентраций компонентов равновесной системы, прямая и обратная реакции происходят с равными скоростями. Динамический характер равновесия обусловливает возможность смещать равновесие внешними воздействиями. Поведение равновесных систем при внешних воздействиях анализируется на основании принципа Ле Шателье.

Дипольные моменты – экспериментально определяемые электростатические характеристики молекул, обусловленные смещением связывающих электронных пар к более электроотрицательным атомам. Величина дипольного момента интерпретируется как произведение заряда на расстояние между зарядами. Дипольные моменты молекул обычно выражают в дебаях. Дипольный момент двух зарядов, равных по абсолютной величине заряду протона (единица заряда в атомной системе единиц) и находящихся на расстоянии 1 Ǻ, равен 4,8 дебая.

Дисперсионное взаимодействие – электростатическое притяжение между молекулами и (или) атомами, обусловленное согласованным возникновением положительных и отрицательных зарядов на поверхностях частиц. В процессах сжижения и затвердевания инертных газов и неполярных молекул. дисперсионное взаимодействие является единственным

Диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) реакции – окислительно-восстановительные реакции, которые происходят с веществами, содержащими элементы в промежуточных степенях окисления. В таких реакциях один и тот же элемент выступает в качестве и окислителя, и восстановителя. Примерами реакций диспропорционирования являются превращения галогенов и серы в щелочной среде, манганатов – в кислой среде, хлоратов при нагревании.

Длина (химической) связи – расстояние между ядрами двух химически связанных атомов (1 – 3 Å).

Длиннопериодная форма таблицы Менделеева – форма таблицы Менделеева, в которой d-элементы выделены в отдельные группы. Группы s- и p-элементов в своем обозначении имеют букву A (латинское), а d-элементов – букву B (латинское).

Доля продукта диссоциации электролита (мольная доля - обозначается обычно α_i) – отношение равновесной концентрации продукта диссоциации к общей концентрации электролита. Доли продуктов диссоциации зависят только от природы и концентрации определяющих равновесие компонентов – обычно ионов водорода или лигандов, – и не зависят от общей концентрации электролита.

Донорно-акцепторная связь – связь между атомами, образованная по донорно-акцепторному механизму.

Донорно-акцепторный механизм образования химической связи – один из двух вариантов образования ковалентной связи. Связывающая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов атома, молекулы или иона (донор электронной пары) и вакантной орбитали других атома, молекулы или иона (акцептор электронной пары). Донорно-акцепторная связь является обычной в комплексных соединениях.

Жесткие и мягкие кислоты и основания. В этой концепции кислотами являются катионы металлов, имеющие пустые орбитали, а основаниями – отрицательно заряженные анионы или сильно полярные молекулы, имеющие неподеленные электронные пары. Мягкие, легко деформируемые ионы металлов предпочтительно образуют соединения с мягкими анионами. И наоборот, жесткие, трудно деформируемые ионы металлов образуют прочные соединения с жесткими анионами или молекулами. Так, жесткие ионы алюминия образуют с жесткими фторид-ионами малорастворимый фторид алюминия и комплексные фтороалюминаты. Мягкие ионы ртути(II) образуют с мягкими иодид-ионами малорастворимый иодид ртути и прочные комплексные тетраиодогидраргират-ионы. Ионы алюминия не образуют в растворе соединений с иодид-ионами, а ионы ртути(II) – со фторид-ионами. Представления о жестких и мягких кислотах и основаниях относятся к льюисовым кислотам и основаниям.

Закон Авогадро – равные объемы газов при одинаковых давлениях и температурах содержат равное число молекул. Следовательно, 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л и содержит число Авогадро (6,02·10²³) молекул.

Бойля-Мариотта – при постоянной температуре для данной массы газа произведение давления на объем есть величина постоянная.

Гей-Люссака – при постоянном давлении объем данной массы газа прямо пропорционален абсолютной температуре.