化学ポテンシャル μ は物質量の変化に対するギブズエネルギーの偏微分： \[ \mu_i = \left( \frac{\partial G}{\partial n_i} \right)_{T,p,n_{j\ne i}} \]
\[ \mu_i = \mu_i^\circ(T) + RT\ln\left(\frac{p_i}{p^\circ}\right) \]
\[ \mu_i = \mu_i^\circ + RT\ln a_i \]
\[ \Delta_r G = \sum \nu_i \mu_i \] （ν は化学量論係数：生成物＋、反応物−）
平衡では \[ \Delta_r G = 0. \]
\[ \Delta_r G^\circ = -RT\ln K \] これは大学化学平衡論の中心公式。
標準状態（1 bar、1 mol/L 等）における反応： \[ \Delta_r G^\circ = \sum \nu_i G_i^\circ \]
反応商 Q を用いると \[ \Delta_r G = \Delta_r G^\circ + RT\ln Q. \] 平衡では \(Q=K\) で ΔG = 0 となる。
「実在系」では濃度だけで反応の進行度を表せないため、 活量係数 γ を導入して \[ a_i = \gamma_i x_i \] とする。
\[ K = \prod_i a_i^{\nu_i} \] （濃度で書く高校版はこれの近似形）
均一な組成・状態をもつ部分（固相・液相・気相）。
成分数 C、相数 P の系における自由度 F： \[ F = C - P + 2. \]
沸点上昇・凝固点降下もここから説明できる。
\[ \mathrm{H_2CO_3 \rightleftharpoons H^+ + HCO_3^-} \] \[ \mathrm{HCO_3^- \rightleftharpoons H^+ + CO_3^{2-}} \]
HA と A⁻、B と BH⁺ の関係を共役酸・共役塩基という。
弱酸とその共役塩（または弱塩基とその共役酸）からなる、 pH が変化しにくい溶液。
\[ \mathrm{pH = p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} \]
\[ [\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}] \] → pH = pKa のとき緩衝能が最大。
例：\(\mathrm{AgCl(s)}\) \[ K_{sp} = [\mathrm{Ag^+}][\mathrm{Cl^-}] \]
\[ \mathrm{Ag^+ + 2NH_3 \rightleftharpoons [Ag(NH_3)_2]^+} \] 錯平衡定数 β： \[ \beta = \frac{[\mathrm{complex}]}{[\mathrm{Ag^+}][\mathrm{NH_3}]^2} \]
多価酸の平衡と沈殿平衡が絡み合う問題が頻出。
\[ k = A \exp\left(-\frac{E_a}{RT}\right) \]