1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

N2 + 3H2  2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе. Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:

давление, МПа	0,1	10	20	30	60	100
объемная доля NH3, %	0,4	26	36	46	66	80

3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

24) А)Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения её свойств.

б) СОЛЬВАТЫ, продукты присоединения растворителя к растворенным веществам. Частный случай сольваты-гидраты (р-ритель-вода). Обычно сольваты образуются в растворе, но нередко (при охлаждении раствора, испарении растворителя и др.) м. б. получены в виде кристаллич. фаз-кристаллосольватов. Напр., из раствора LiCl в метаноле и в жидком NH3 кристаллизуются соотв. LiCl·4CH3OH и LiCl·5NH3. В структуре кристалло-сольватов солей молекулы растворителя обычно группируются вокруг катиона, удерживающего их в результате образования донорно-акцепторной связи. Поэтому многие сольваты можно рассматривать как координац. соед.-сольватокомплексы. Прочность связи катиона с растворителем растет с увеличением заряда катиона и с уменьшением его радиуса. Частно координац. Число катиона одинаково или близко в разных растворителях, например: для LiCl+ оно обычно равно 4-5. К крис-таллосольватам близки аддукты. например SbCl5·NH2C6H5, где связь атома элемента с лигандом также донорно-ак-цепторная. К сольваты близки также клатраткомплексы (см. Клат-раты), обычно существующие в твердой фазе, но иногда и в растворе.

Любое растворенное вещество в той или иной степени сольва-тировано (см. Сольватация), но говорить об образовании в растворе сольваты определенного состава можно тогда, когда взаимод. растворенного вещества с молекулами растворителя значительно интенсивнее, чем молекул растворителя друг с другом. Так, ионы d-элементов 3-го периода в растворах часто прочно связаны с 6 молекулами растворителя, образуя сольватокомплексы [ЭL6]n+ (Э-ион элемента, L-лиганд).

Слой молекул растворителя, связанный с центр. частицей сольваты, наз. сольватной оболочкой (сферой). Многозарядные ионы могут удерживать молекулы растворителя также и во второй сольватной сфере. Выделяющиеся из растворов кристал-лосольваты солей часто имеют др. состав, чем сольваты в растворе, т. к. координац. места растворителя в кристаллах занимают анионы или фрагменты анионов, например атомы кислорода оксоанио-нов. По составу кристаллосольвата. как правило, нельзя судить о составе сольваты в растворе.

в) По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы на­сыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные.

Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, - ненасыщенным.

Насыщенный раствор содержит максимально возможное (для данных условий) количество растворенного вещества. Следова­тельно, насыщенным раствором является такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворенного вещества. Концентрация насыщенного раствора (растворимость) для данно­го вещества при строго определенных условиях (температура, растворитель) - величина постоянная.

Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, на­зывается пересыщенным. Пересыщенные растворы представляют собой неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблю­дается самопроизвольный переход в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного вещества, и раствор ста­новится насыщенным.

Насыщенный и ненасыщенный растворы нельзя путать с разбавленным и концентрированным. Разбавленные растворы - растворы с небольшим содержанием растворен­ного вещества; концентрированные растворы - растворы с большим содержанием растворенного вещества. Необходимо подчеркнуть, что понятие разбавленный и концентрированный растворы являются относительными, выражающими только соот­ношение количеств растворенного вещества и растворителя в растворе.

Сравнивая растворимость различных веществ, мы видим, что насыщенные растворы малорастворимых веществ являются разбавленными, а хорошо растворимых веществ - хотя и ненасы­щенные, но довольно концентрированными.

В зависимости от то­го, электронейтральными или заряженными частицами являются компоненты раствора, их подразделяют на молекулярные (растворы неэлектролитов) и ионные(растворы электролитов). Одна из характерных особенностей растворов электролитов за­ключается в том, что они проводят электрический ток.

25)а)Всем хорошо известно, что существуют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Такие вещества называют электролитами. К электролитам относятся соли, щелочи, кислоты, т. е. соединения с ионным и ковалентным полярным типами химической связи.Причина электропроводности растворов заключается в том, что при растворении под влиянием полярных молекул воды электролиты распадаются, т. е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Эти ионы являются переносчиками электрического тока в растворах.Теория, объясняющая электропроводность растворов, была первоначально предложена шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Однако эта теория не могла объяснить наличие тепловых эффектов при растворении, роль молекул растворителя и другие явления. В дальнейшем она была развита на основе учения о строении атомов и химической связи другими учеными. Русский ученый И. А. Каблуков дополнил теорию электролитической диссоциации положением о взаимодействии ионов с молекулами воды с образованием неустойчивых гидратов, чем увязал ее с гидратной теорией Д. И. Менделеева о взаимодействии растворенного вещества и растворителя.Сущность теории электролитической диссоциации с современной точки зрения можно свести к следующему основному положению.Электролиты в растворах и расплавах распадаются (диссоциируют) на разноименно заряженные частицы – ионы.б)Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

* По содержанию кислорода

бескислородные (HCl, H2S);

кислородосодержащие (HNO3,H2SO4).

* По основности — количество кислых атомов водорода

Одноосновные (HNO3);

Двухосновные (H2SeO4, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

Трёхосновные (H3PO4, H3BO3).

Полиосновные (практически не встречаются).

* По силе

Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10−3 (HNO3);

Слабые — константа диссоциации меньше 1·10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7·10−5).

*По устойчивости

Устойчивые (H2SO4);

Неустойчивые (H2CO3).

* По принадлежности к классам химических соединений

Неорганические (HBr);

Органические (HCOOH,CH3COOH);

* По летучести

Летучие (H2S, HCl);

Нелетучие (H2SO4) ;

* По растворимости в воде

Растворимые (H2SO4);

Нерастворимые (H2SiO3);

Основа́ния — класс химических соединений.

Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.Согласно протонной теории кислот и оснований, основания — один из основных классов химических соединений, вещества, молекулы которых являются акцепторами протонов. В органической химии по традиции основаниями называют также вещества, способные давать аддукты («соли») с сильными кислотами, например, многие алкалоиды описывают как в форме «алкалоид-основание», так и в виде «солей алкалоидов».Основания классифицируются по ряду признаков.

*По растворимости в воде.

Растворимые основания (щёлочи): гидроксид лития LiOH, гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.

Практически нерастворимые основания: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Be(OH)2.

Другие основания: NH3·H2O

Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов. Исключение составляет гидроксид лития LiOH, хорошо растворимый в воде, но являющийся слабым основанием.

* По количеству гидроксильных групп в молекуле.

Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)

Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)2)

Трехкислотные (гидроксид железа(III) Fe(OH)3)

* По летучести.

Летучие: NH3, CH3-NH2

Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.

* По стабильности.

Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2

Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).

* По степени электролитической диссоциации.

Сильные (α > 30 %): щёлочи.

Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.

* По наличию кислорода.

Кислородсодержащие: гидроксид калия KOH, гидроксид стронция Sr(OH)2

Бескислородные: аммиак NH3, амины.

*По типу соединения:

Неорганические основания: содержат одну или несколько групп -OH.

Органические основания: органические соединения, являющиеся акцепторами протонов: амины, амидины и другие соединения.

Со́ли — класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов

Типы солей

Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: Na2CO3,K3PO4 Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример K2HPO4 Осно́вные соли — гидроксогруппы основания (OH−) частично замещены кислотными остатками. Пример: (CuOH)2CO3 Двойные соли — в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Пример: KAl(SO4)2*12H2O Смешанные соли — в их составе присутствует два различных аниона. Пример: Ca(OCl)C Гидратные соли (кристаллогидраты) — в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: Na2SO4*12H2O Комплексные соли — в их состав входит комплексный катион или комплексный анион. Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостей или по-другому «жидких солей», органических солей с температурой плавления ниже 100 °C. Амфоте́рные гидрокси́ды — неорганические соединения, гидроксиды амфотерных элементов, в зависимости от условий проявляющие свойства кислотных или осно́вных гидроксидов. К амфотерным относятся следующие гидроксиды:

*большинство гидроксидов d-элементов (хрома(III), железа, меди, цинка, кадмия и др.);

*ряд гидроксидов p-элементов (алюминия, галлия, олова, свинца и др.);

* из гидроксидов s-элементов амфотерным является гидроксид бериллия; формально к амфотерным гидроксидам может быть отнесена вода.

в)сильные:Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

слабые:Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

26)а)малекулы растворителя ускоряют процесс протекания реакции.

б)[M(H2O)n]^m+ +H2O(обратима)[M(H2O)n-1(OH)]^(m-1)+ +H3O^+

аквакомплексы обладают кислотными свойствами, например: [А1(Н20)6]3+ [А1(Н20)5ОН]^2+ + Н^ +

27)Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

28)При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Например: NaCl = Na+ + Cl-

Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.Вода представляет собой слабый амфотерный электролит:

Н2О(обратима)Н+ + ОН-

или, более точно:

2Н2О(обратима)Н3О+ + ОН-

Константа диссоциации воды при 25оС равна:Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). ТогдаЭта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными.Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если [H+] = 10-3 моль/л, то [OH-] = KW/[H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если [OH-] = 10-2 моль/л, то [H+] = KW/[OH-] = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды.На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями.Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:

рН = - lg[H+]

Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:

рОН = - lg[OH-]

Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что

рН + рОН = 14

Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

б) Ионное произведение воды зависит только от температуры; при повышении температуры оно увеличивается.Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.Является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ. С повышением температуры увеличивается, с понижением — уменьшается. Однако для расчетов, относящихся к комнатной температуре, можно во всех случаях принимать ее равной 10-14 Позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ионов водорода, если известна концентрация ионов гидроксида, и наоборот.Для чистой воды концентрация ионов водорода равна корню квадратному из ионного произведения воды, то есть при комнатной температуре 10-7 моль/л. Такая среда считается нейтральной. Если концентрация ионов водорода выше 10-7 моль/л, то раствор считается кислым, а если ниже этого числа, то раствор щелочной. в)Водоро́дный показа́тель, pH- число, количественно выражающее кислотность раствора, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH=−lg[H+]

Нейтральной средой считается среда с pH=7, при pH<7 среда кислая, при pH>7 среда щелочная.Практически реакцию среды удобно определять с помощью индикаторов — веществ, меняющих свой цвет в зависимости от относительной концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов. Наиболее известные индикаторы - лакмус и фенолфталеин

29)а)Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований -- двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории -- предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания. Различия между теориями лежат в определениями кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие -- в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространенены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех концептуальных систем химии и оказывают разностороннее влияние на развитие многих теоретических концепций во всех основных химических дисциплинах.На основе современной теории кислот и оснований разработаны такие разделы химических наук, как химия водных и неводных растворов электролитов, рН-метрия в неводных средах, гомо- и гетерогенный кислотно-основный катализ, теория функций кислотности и многие другие.

б)Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А (обратима)В+Н^+(А - кислота, В - основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов. Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 (обратима) А2 + В1. Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+(обратима)H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O (обратима)NH4+ + OH−.

в)Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженнымСверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются

30)Амфотерные гидроксиды. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+, и гидроксид-ионы ОН-. Такими являются Аl(ОН)3, Zn(ОН)2, Сr(ОН)3, Ве(ОН)2, Gе(ОН)2, Sn(ОН)4, Рb(ОН)2 и др. С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. К ним относят Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, и др Диссоциация кислородсодержащих гидроксидов зависит от сравнительной прочности и полярности связей Э-О и О-Н. Чем менее прочна или более полярна связь, тем легче происходит электролитическая ионизация по этой связи в водных растворах. Таким образом, диссоциация гидроксидов может протекать по двум направлениям:по типу основания и по типу кислоты. Чем больше степень окисления и меньше радиус центрального иона (Э), тем менее полярна связь Э-О и выше ее прочность сравнительно со связью О-Н. В данном случае диссоциация идет по типу кислоты, т.е. с отщеплением иона водорода. И наоборот, чем меньше степень окисления и больше радиус центрального иона, тем более полярна связь Э-О и меньше ее прочность, чем связи О-Н. В этом случае диссоциация идет, преимущественно, по типу основания, т.е. с отщеплением гидроксид-ионов. Если полярности связей Э-О и О-Н близки, то диссоциация гидроксида ЭОН может протекать как по типу основания, так и по типу кислоты, т.е. гидроксид является амфотерным.

31)Константу равновесия в данном случае называют константой диссоциации (константой ионизации). Как и любая константа равновесия, константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.Константа диссоциации - важная характеристика слабых электролитов. Чем меньше величина Kд , тем слабее диссоциирует электролит в данном растворителе.Кд(приблиз.равна)альфа^2*C или альфа(приблиз.равна)под корнем-Кд/С

б)т.д.

Потенциометрия позволяет определить произведение растворимости малорас-

творимой соли. Например, для малорастворимой соли АВ в её насыщенном растворе

имеет место равновесие:

АВ(Т)↔А

+ + B–

Произведение активности можно выразить уравнением:

Lа = a+・a– (2)

Для насыщенных растворов малорастворимых солей, не содержащих других

веществ, повышающих ионную силу раствора, произведения активности и раство-

римости совпадают, поэтому для соли АВ можно написать:

L(AB)=aA+*aB-

32)Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).Различают обратимый и необратимый гидролиз солей

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

б)Различают 3 случая гидролиза солей:

а) гидролиз соли по аниону ( соль образована слабой кислотой и сильным основанием, например CH3COO Na). Значение рН рассчитывают по формуле (7):

рН = 7 + 1/2 рКк + 1/2 lg Сс ( 7)

б) гидролиз соли по катиону ( соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например NH4Cl ).Расчет рН в таком растворе ведут по формуле (8):

рН = 7 - 1/2 рКо - 1/2 lg Сс ( 8)

в) гидролиз соли по катиону и аниону ( соль образована слабой кислотой и слабым основанием, например CH3COO NH4 ). В этом случае расчет рН ведут по формуле (9) :

рН = 7 + 1/2 рКк - 1/2 рКо (9)

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многопротонным основанием , то в перечисленные выше формулы (7-9) расчета рН подставляются значения рКк и рКо по последней ступени диссоциации