Равновесия в растворах электролитов

Теория Бренстеда, сопряжённые пары, константы кислотности и основности. Различать силу кислоты и её концентрацию.

Ионное произведение воды и активность ионов водорода. Температурная зависимость нейтрального pH; очень разбавленные сильные кислоты.

Материальный баланс, электронейтральность и константа. Точное квадратное уравнение и проверяемое приближение; условия учёта автопротолиза воды.

Сопряжённые пары, связь констант, гидролиз катиона и аниона. Влияние разбавления и температуры обсуждать через уравнения.

Стехиометрия добавленной кислоты или щёлочи, затем равновесие. Область действия буфера, буферная ёмкость и её ограниченность.

Ступенчатая диссоциация, распределение форм, амфипротные частицы и изоэлектрическая точка. Обосновывать выбор преобладающих форм.

До эквивалентности, в её окрестности и после неё. Точка эквивалентности и конечная точка титрования; выбор индикатора.

Равновесие с твёрдой фазой, ионное произведение, общий ион. Превращать молярную растворимость в концентрации ионов с учётом стехиометрии.

Протонирование аниона и осаждение гидроксида, селективное осаждение. Условия появления и исчезновения осадка.

Ступенчатые и общие константы, концентрация свободного лиганда, доли комплексов. Условная константа при заданном pH.

Растворение осадка в избытке лиганда; амфотерные системы. Поиск минимума растворимости и объяснение формы графика.

Несколько равновесий, балансы вещества и заряда, выбор приближений. Первое количественное знакомство с ионной силой и коэффициентами активности по заданной зависимости.