Процессы в растворах. 
Протолитические равновесия

В результате изучения содержания этой главы студент должен: знать

• • теорию электролитической диссоциации, суть понятий сильного и слабого электролита, степени диссоциации;
• • закон разбавления Оствальда, процесс ионизации воды, ионное произведение воды, водородный показатель pH;
• • теорию Бренстеда, кислотно-основные сопряженные пары;
• • протекание обменных реакций в растворах электролитов;
• • гидролиз солей;
• • понятия ионной силы, активности;
• • константу произведения растворимости;
• • условия растворения и образования осадков; уметь
• • определять сильные и слабые электролиты, записывать для них уравнения диссоциации;
• • записывать ионные уравнения обменных процессов, протекающих в растворах;
• • рассчитывать степень диссоциации;
• • рассчитывать pH в растворах электролитов;
• • определять ионную силу раствора и активность частиц;
• • записывать уравнение равновесия в системе осадок — насыщенный раствор;
• • определять возможность выпадения осадка при сливании растворов электролитов;

владеть

• • алгоритмом расчетов значений pH;
• • способами определения кислот, солей и оснований согласно теории электролитической диссоциации;
• • навыками приготовления буферных растворов;
• • техникой экспериментального определения pH растворов с помощью индикаторов.

Большинство реакций, с которыми приходится иметь дело в практической фармацевтической деятельности, осуществляются с использованием воды в качестве растворителя.

Вода обладает целым рядом уникальных свойств, среди которых: высокая полярность, обусловленная значительной электроотрицательностью атома кислорода и геометрией молекулы, возможность взаимодействия с другимн полярными молекулами, малая склонность к диссоциации с образованием катионов Н и анионов ОН^-, играющая важную роль в кислотно-основных процессах.