Лекція 8-9. Властивості розчинів неелектролітів і електролітів План лекції

1. Характеристика розчинення, як складного фізико-хімічного процесу.

2. Способи вираження концентрації розчинів.

3. Фізико-хімічні властивості розбавлених розчинів неелектролітів.

4. Розчини електролітів. Гідроліз солей.

1. Розчин – гомогенна система, складається із двох чи більше компонентів, одним з яких є розчинник, а інші – розчинені речовини. Розчинник – речовина, що кількісно переважає і знаходиться в такому ж агрегатному стані, що і розчин. Характерна ознака розчинів – однорідність у всіх частинах об’єму. Склад розчинів може бути різноманітним, за агрегатним станом: рідкі (газ + рідина; рідина + рідина; тверда речовина + рідина); газові (газ + газ); тверді.

Процес взаємодії між частинками речовини, що розчиняється, та молекулами розчинника – сольватація (гідратація, якщо розчинник вода). Сольватація включає різні види взаємодії, що залежать від природи частинок речовини, що розчиняється, і властивостей молекул розчинника. Вода внаслідок дипольного характеру її молекул є добрим розчинником великої кількості сполук із йонним зв’язком. Енергія, яка потрібна для руйнування йонної кристалічної решітки, компенсується енергією утворення йон-дипольних зв’язків, тобто енергією утворення гідратованих йонів. Якщо розчинник і речовина, що розчиняється, складаються з полярних молекул, то між молекулами цих речовин відбувається орієнтаційна диполь-дипольна взаємодія (метанол + вода). Молекули цих речовин зв’язані між собою також силами індукційної та дисперсійної взаємодії, найбільший внесок роблять водневі зв’язки (О∙∙∙Н). Розчинення – складний фізико-хімічний процес, що супроводжується тепловими ефектами. Тепловий ефект, що супроводжує процес розчинення, відносять до 1 моля розчиненої речовини і називають молярною теплотою розчинення. Теплота розчинення залежить від природи розчиненої речовини і розчинника, від температури розчинення. Тепловий ефект розчинення (∆Н) визначають як алгебраїчну суму теплових ефектів елементарних стадій розчинення: ∆Н = ∆Н₁ + ∆Н₂ + ∆Н₃, де ∆Н₁ – ендотермічний ефект руйнування міжмолекулярних зв’язків у речовинах, що розчиняються; ∆Н₂ – екзотермічний ефект хімічної взаємодії розчинника з частинками розчиненої речовини (утворення сольватів, гідратів); ∆Н₃ – ендотермічний ефект рівномірного розподілу сольватів (гідратів) у розчиннику завдяки дифузії. Знак ∆Н залежить від того, який із доданків переважає. Утворення розчину – процес самодовільний, за ізобарно-ізотермічних умов утворення розчину має супроводжуватись зменшенням енергії Гіббса.

Розчинність – здатність речовини розчинятися в даному розчиннику при даній температурі. З підвищенням температури розчинність твердих речовин здебільшого зростає, для деяких сполук – зменшується (Ca(OH)₂, CaSO₄∙2H₂O). Процес оборотний, в залежності від умов відбувається або розчинення, або виділення з розчину розчиненої речовини. В більшості випадків розчинність твердих речовин у рідинах при нагріванні зростає. Тиск практично не впливає на розчинність твердих речовин у рідинах, оскільки об’єм системи зі зміною тиску в процесі розчинення змінюється мало. При змішуванні є випадки, коли рідини: розчиняються одна в одній необмежено (етанол-вода); обмежено (фенол-вода), практично не розчиняються (ртуть-вода). Розчинність визначається природою рідин.

Температура, починаючи з якої дві рідини необмежено змішуються, називаються критичною температурою розчинення. При охолодженні система повертається до стану обмеженої розчинності і розшаровується, утворюються дві фази. Зростання взаємної розчинності рідин і перехід до стану необмеженої розчинності при нагріванні спостерігається не завжди. Розчинність газів у рідинах залежить від природи речовин, температури і тиску. Розчинність газів у воді проходить із виділенням теплоти, тому підвищення температури знижує розчинність газів При розчиненні газів у рідинах: Газ + Рідина ⇄ Насичений розчин газу у рідині. Залежність розчинності газу від тиску визначається законом Генрі: за сталої температури розчинність газу в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску: m = k∙р, де m – маса газу, що розчиняється в 1 л розчинника, k–константа Генрі, р – тиск газу (парціальний тиск, коли суміш газів).

2. Міра розчинності речовини – концентрація її в насиченому розчині. Насичений – розчин, що знаходиться в рівновазі з речовиною, що розчиняється; містить граничну за даних умов кількість розчиненої речовини. Розчин –пересичений, в ньому міститься розчиненої речовини більше за межу розчинності. Розчин, що містить речовини менше, чим визначено межею розчинності –ненасичений. Коефіцієнт розчинності – маса речовини, що розчиняється за даної температури в 100 г розчинника з утворенням насиченого розчину.

Концентрація – відносний вміст у розчині розчиненої речовини і розчинника. Титр – кількість грамів розчиненої речовини в 1 см³ розчину: [г/см³].

Масова (об’ємна, мольна) частка – відношення маси (об’єму, кількості) розчиненої речовини до загальної маси (об’єму, кількості речовин) розчину: ·100 %; х₁ + х₂ = 1.

Молярна концентрація – відношення кількості розчиненої речовини до об’єму розчину: , [моль/л або М].

Молярна концентрація еквівалентів – відношення кількості еквівалентів розчиненої речовини до об’єму розчину: , [моль/л або н].

Моляльна концентрація (моляльність) – відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника (кількість молів розчиненої речовини, що припадає на 1 кг (1000 г) розчинника): , [моль/кг], де M_E – молярна маса еквівалентів розчиненої речовини, m₁ (m₂) – маса розчиненої речовини (розчинника), г; M₁ – молярна маса розчиненої речовини, г/моль; V – об’єм розчину, л; ( ) – кількість молів розчиненої речовини (розчинника); ( ) – молярна частка розчиненої речовини (розчинника).

3. Властивості розбавлених розчинів, які залежать тільки від кількості нелеткої розчиненої речовини і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колегативними властивостями: тиск насиченої пари над розчином, температура кипіння розчинів, температура замерзання розчинів та осмотичний тиск.

П роцес однобічної дифузії розчинника через напівпроникну мембрану від розчину з меншою концентрацією розчиненої речовини до розчину з більшою концентрацією називається осмосом.

Пристрій для демонстрації осмосу:

1 – мембрана, 2 – манометрична трубка.

Якщо трубку, заповнену розчином цукру, відокремити від води напівпроникною мембраною, яка пропускає тільки молекули розчинника, то через мембрану відбувається дифузія молекул води в розчин, рівень рідини в трубці піднімається. Збільшується тиск розчину в нижній частині трубки, що утрудняє подальшу дифузію води. При деякій висоті ( ) стовпа розчину в трубці швидкості дифузії води із зовнішньої посудини у внутрішню і назад зрівняються, і підйом рідини в трубці припиниться, в системі встановиться рівновага. Тиск, який потрібно прикласти в процесі осмосу до розчину, щоб привести його рівень до рівня чистого розчинника, називається осмотичним тиском. Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Вант-Гофф, аналізуючи результати вивчення осмотичного тиску різних розчинів, дійшов висновку, що в розведених розчинах (C_м ≤ 0,01 моль/л) розчинник і розчинена речовина поводяться подібно газам. Тому, осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила б розчинена речовина, якби вона за цієї самої температури перебувала в газуватому стані й займала об’єм, що дорівнює об’єму розчину. Тому до розведених розчинів застосовується рівняння стану ідеальних газів – рівняння Клапейрона-Менделєєва ( ): , де  – осмотичний тиск,  – число молів розчиненої речовини, R – універсальна газова стала, Т – абсолютна температура. Вирішивши рівняння відносно і зробивши заміну /V = C_м, одержують:  – закон Вант-Гоффа. Величина осмотичного тиску залежить від концентрації розчину, його температури, не залежить від природи розчиненої речовини і розчинника. Осмотичний тиск – не властивість розчиненої речовини чи розчинника, а властивість системи (речовина, розчинник і напівпроникна мембрана).

Важлива властивість рідин – тиск насиченої пари. Для чистої рідини тиск насиченої пари залежить тільки від температури, а для розчинів – від температури і концентрації. Розчинена речовина стримує випаровування розчинника внаслідок взаємодії молекул речовини і розчинника, тому за сталої температури тиск пари над розчинником нелеткої речовини зменшується порівняно з тиском пари над водою. Зниження тиску насиченої пари над розчином тим більше, чим більша концентрація розчину. Ф.М. Рауль виявив закономірність: парціальний тиск насиченої пари -го компонента над розчином (p_i) дорівнює добутку тиску насиченої пари над чистим компонентом ( ) на молярну частку (x_i) цього компонента в розчині: , де  – тиск насиченої пари чистого -того компонента. Для ідеального бінарного розчину: , де  – тиск пари над чистим розчинником,  – тиск пари розчинника над розчином даної концентрації,   – відносне зниження тиску пари над розчином. Останнє рівняння є математичною формою закону Рауля: відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини. Із закону Рауля слідує, що, зниження тиску пари не залежить від природи розчиненої речовини, а зумовлюється лише числом молів її в певній кількості розчинника, тобто її концентрацією.

Різниця між температурами кипіння розчину і розчинника – підвищення температури кипіння ΔT_кип : ΔT_кип = T_кип'(розчину) – T_кип(розчинника) = K_ЕC_m, де К_Е – ебуліоскопічна стала, C_m – моляльна концентрація.

Різниця температур замерзання чистого розчинника і розчину – зниження температури замерзання розчину: ΔT_зам = T_зам(розчинника) – T_зам'(розчину) = K_крC_m, де К_кр – кріоскопічна стала розчинника.

За законом Рауля, підвищення температури кипіння ΔT_кип чи зниження температури замерзання (кристалізації) ΔT_зам розчину прямо пропорційне моляльній концентрації розчину. Фізична суть К_кр і К_Е – ебуліоскопічна та кріоскопічна константи відповідно відображають підвищення температури кипіння або зниження температури кристалізації одномоляльного розчину порівняно з відповідними температурами чистого розчинника. Значення обох констант визначені експериментально для розчинників і є величинами довідниковими. Властивість розчинів замерзати при більш низькій температурі, ніж розчинники широко використовують для приготування охолоджувальних сумішей і розчинів із низькою температурою замерзання (антифризи), які використовують для охолодження циліндрів двигунів при експлуатації їх у зимовий період. Антифризи етанолу, гліцеролу, етиленгліколю залежно від масового співвідношення компонентів не замерзають від -15 до -75 ⁰С і нижче.

4. Електроліти – речовини, розплави і розчини яких проводять електричний струм. Шведський фізико-хімік С. Арреніус (1887 р.) запропонував теорію електролітичної дисоціації: позитивно та негативно заряджені йони з’являються в розчині внаслідок дисоціації (розпаду) молекул. Під дією електричного струму позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, негативно заряджені аніони – до анода. Дисоціація – оборотний процес, оскільки одночасно відбувається процес розпаду молекул або кристалів на йони та зворотний процес сполучення йонів у молекули – асоціація йонів. Арреніус, як прихильник „фізичної теорії розчинів”, не враховував взаємодію молекул та йонів розчиненої речовини між собою і з молекулами розчинника. Російський фізико-хімік І.О.Каблуков (1891 р.) показав, що дисоціація молекул залежить від хімічної природи розчинника і відбувається під дією молекул розчинника. Пояснюючи роль розчинника в процесі йонізації, він скористався гідратною теорією Д. І. Менделєєва, що передбачала хімічну взаємодію між розчиненою речовиною і розчинником. Сольватації (гідратації) можуть підлягати не тільки молекули, але і йони.

Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул або кристалів електроліту на позитивно і негативно заряджені йони під дією полярних молекул розчинника.

Дисоціація речовин із йонним зв’язком на прикладі натрій хлориду. Кожний йон, що знаходиться на поверхні кристалу, утворює навколо себе електростатичне поле. Катіон Натрію утворює поле позитивного знаку, Хлорид-йон – негативного. Внаслідок кулонівських сил відбувається орієнтація полярних молекул води відносно йонів кристалічної решітки. Полярні молекули води, які безперервно рухаються навколо кристала, попадають у електростатичне поле дії йонів і орієнтуються таким чином, що до негативно зарядженого йона Хлору диполі води напрямлені позитивно зарядженим кінцем, а до позитивно зарядженого йона Натрію – негативним. У результаті йон-дипольної взаємодії виділяється енергія, яка спричиняє розрив йонних зв’язків у кристалі та переведення йонів у розчин, де їх оточують молекули води. Відбувається гідратація йонів.

Дисоціація речовин із ковалентним полярним зв’язком (гідроген хлорид) відбувається складніше (кислоти). Спочатку відбувається орієнтація полярних молекул (дипόлів) води навколо полярних молекул (диполів) HCl. Внаслідок диполь-дипольної взаємодії ковалентний полярний зв’язок у молекулі гідроген хлориду перетворюється на йонний, відбувається йонізація зв’язку і молекула легко розпадається на гідратовані йони Н⁺ і Cl^–, тобто дисоціює. Молекули води оточують кожен йон електроліту, зв’язок між йонами послаблюється, вони поводять себе як самостійні частинки.

Кількісна характеристика сили електроліту – ступінь електролітичної дисоціації (a) – відношення числа молекул речовини, що розпалися на йони, до загального числа молекул, введених у розчин. a показує, яка частка розчинених молекул дисоціює на йони, і має значення 0 ≤ a ≤ 1. a залежить від природи електроліту і розчинника, температури і концентрації. Зміна температури впливає на ступінь електролітичної дисоціації таким чином: у розчинах сильних електролітів із підвищенням температури ступінь дисоціації зменшується, у розчинах слабких електролітів при підвищенні температури до 60⁰С ступінь дисоціації збільшується, при подальшому підвищенні температури – зменшується. Наведено класифікацію електролітів згідно значення ступеня електролітичної дисоціації.

Електроліти	Слабкі, α < 3%	Середні, 3 %<α < 30 %	Сильні, α >30%
Кислоти	H2S, H2CO3, HCN	HF, H3PO4, H2SO3, HNO2	H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HI, HBr
Основи	Zn(OH)2, Fe(OH)2, NH4OH	—	Розчинні (луги): NaOH, KOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Солі	—	—	Розчинні

Сильні електроліти практично цілком розпадаються на йони (a≈1). Слабкі електроліти частково дисоційовані на йони (a < 0,03), їх розчини містять йони і недисоційовані молекули. Неелектроліти – речовини, водні розчини і розплави яких не проводять електричний струм; мають ковалентні неполярні чи малополярні зв’язки. До розчинів слабких електролітів, як до рівноважних гомогенних систем, може бути застосовано закон діючих мас, на підставі якого виведено константу рівноваги. Процес дисоціації слабкого електроліту: КА ⇄ К⁺ + А^–. Константа рівноваги процесу електролітичної дисоціації набуває назви константи дисоціації і записується: . Якщо загальна концентрація розчину електроліту дорівнює  моль/л, а ступінь дисоціації a, то можна визначити рівноважні концентрації йонів і недисоційованих молекул у розчині:  =  = , .

Закон розведення Оствальда: .

Для більшості слабких електролітів <0,01, тому 1– ≈1, і тоді , звідки . Закон показує, що зі збільшенням концентрації розчину електроліту ступінь його дисоціації зменшується і, навпаки, розведення розчину призводить до підвищення ступеня дисоціації. Константа дисоціації є кількісною мірою здатності речовин до дисоціації, вона не залежить від концентрації електроліту, залежить від температури, природи розчинника і розчиненої речовини.

Кислоти – електроліти, які дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів Гідрогену та аніонів кислотного залишку; основи – електроліти, які дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів (металу, амонію) та гідроксогруп; солі –електроліти, які дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів (металу, амонію) і аніонів кислотного залишку.

Фізико-хімічні властивості розчинів електролітів. Експериментальні значення осмотичного тиску, тиску насиченої пари розчинів, підвищення температури кипіння та зниження температури замерзання розчинів електролітів більші за теоретично обчислені за відповідними законами Рауля і Вант-Гоффа. Кількість частинок у розчині електроліту (молекул, йонів) більша, ніж у розчині неелектроліту з такою самою концентрацією. Для розчинів електролітів у рівняння, що описують колегативні властивості неелектролітів, вводять ізотонічний коефіцієнт (і) – співвідношення експериментальних значень π, ΔT_зам, ΔT_кип, Δp (позначають зі штрихом) до теоретично обчислених: . Ізотонічний коефіцієнт для розчинів кислот, основ і солей, як правило, більший за одиницю і залежить від природи розчиненої речовини, її концентрації в розчині та температури. Взаємозв’язок між ізотонічним коефіцієнтом і ступенем дисоціації розчинів електролітів: і  = 1 + α · (n–1), де α – ступінь електролітичної дисоціації, n – кількість йонів, на які дисоціює одна молекула розчиненої речовини. 

Для розчинів електролітів: , π = iC_МRT; ΔT_зам = iK_крC_m; ΔT_кип = iK_ЕC_m; За однакової молярної концентрації розчиненої речовини осмотичний тиск, зниження тиску насиченої пари, підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання розчинів електролітів більші, ніж розчинів неелектролітів.

Реакції йонного обміну – реакції між йонами, що утворилися в результаті дисоціації електролітів. Якщо в розчині немає йонів, що можуть зв’язуватися між собою з утворенням осаду, газу, малодисоційованих сполук чи комплексних йонів, реакції обміну оборотні. Повні йонні рівняння містять йони та молекули, що знаходяться в реакційному середовищі, скорочені – ті йони та молекули, які безпосередньо приймають участь у реакції, тобто утворюють продукт реакції (речовина, що видаляється зі сфери реакції: газ, нерозчинна, малорозчинна, малодисоційована сполука). Якщо утворюється один із таких продуктів, вважають, що реакція йонного обміну відбувається до кінця. Скорочене йонне рівняння виражає суть хімічної реакції і несе узагальнений характер. Наприклад:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O (молекулярне рівняння)

H ⁺ + Cl ^– + Na⁺ + OH ^– → Na⁺ + Cl^– + Н₂О (повне йонне рівняння)

H ⁺ + OH ^– → Н₂О. (скорочене йонне рівняння)

Добуток розчинності малорозчинних речовин. У гетерогенній системі малорозчинної сполуки, яка складається з осаду та насиченого розчину електроліту, з однаковою швидкістю безперервно здійснюються процеси: за одиницю часу під дією полярних молекул розчинника йони речовини переходять у розчин і в такій же кількості осаджуються на поверхні кристалу. Із часом при сталій температурі встановлюється динамічна рівновага між твердою фазою та йонами в розчині: Cd(OH)₂⇄Cd²⁺(р)+2OH^–(р). За законом діючих мас константа рівноваги: , де  – концентрація речовини в осаді, яка при переході йонів у розчин практично не змінюється (стала величина). Добуток константи рівноваги (К) і рівноважної концентрації твердої фази також величина стала, її називають добутком розчинності та позначають ДР.

Для малорозчинної речовини A_mB_n, для якої рівняння динамічної рівноваги A_mB_n ⇄ mAⁿ⁺ + nB^m–, вираз добутку розчинності: ДР(A_mB_n) = [Aⁿ⁺]^m · [B^m–]ⁿ.

Добуток розчинності важкорозчинної сполуки у насиченому розчині при даній температурі дорівнює добутку молярних концентрацій йонів, кожна з яких знаходиться у ступені, що дорівнює стехіометричному коефіцієнту при відповідному йоні в рівнянні рівноваги: ДР(Са₃(РО₄)₂) = [Са²⁺]³ · [РО₄^3–]².

Добуток розчинності характеризує розчинність речовини, чим більше значення ДР, тим більша при даній температурі розчинність (S) малорозчинного електроліту.

Для насиченого розчину Ag₂S: [Ag⁺] = 2S, [S^2–] = S, тоді

ДР(Ag₂S) = [Ag⁺]² · [S^2–] = (2S)² · S = 4S³. Розчинність: (моль/л).

Розчинність у г/л: .

Осад утвориться в тому випадку, коли добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при даній температурі. Щоб розчинити осад, у розчин уводять такий електроліт, йони якого можуть утворювати малодисоційовану сполуку з одним з йонів важкорозчинного електроліту. Введення однойменних йонів у розчин важкорозчинного електроліту знижує його розчинність.

Вода – слабкий електроліт. Її молекули асоційовані за допомогою водневих зв’язків. Амфолітні властивості води: коли одна молекула її відіграє роль кислоти (відщеплює протон H⁺), а друга – основи (+протон), тому дисоціація води двостадійна: а) Н₂О ⇄ H⁺ + ОН^– (ендотермічна); б) H⁺ + Н₂О ⇄ Н₃О⁺ (екзотермічна) або HОН + HОН ⇄ Н₃О⁺ + ОН^–. Сполуки-амфоліти, які дисоціюють за схемою автопротолізу, виявляють слабкі електролітичні властивості. Дисоціація води спрощено: Н₂О ⇄ H⁺ + ОН^–. Для стану рівноваги вираз константи дисоціації води: або Оскільки для води при 298 К значення К_дис.=1,86∙10^–16 і концентрація води – величина стала:

то добуток є також величиною сталою за цих умов і називається йонним добутком води :

Оскільки концентрації йонів Н⁺ і ОН^– взаємопов’язані, то для визначення кислотності-основності середовища використовують концентрацію йонів Н⁺ або водневий показник рН. Водневим показником рН називають десятковий логарифм концентрації йонів Гідрогену зі знаком мінус: pН= –lg [H⁺] або , де [H⁺] – молярна концентрація йонів Гідрогену в розчині. Аналогічно концентрацію гідроксид-йонів виражають через показник рОН, який є десятковим логарифмом концентрації гідроксид йонів, взятий зі знаком мінус: рОН = –lg [ОН^–].

На основі йонного добутка води обчислюють концентрацію йонів [H⁺] та [ОH^–] за формулами: рН + рОН = 14; рН = 14 – рОН; рОН = 14 – рН.

У кислих розчинах: [H⁺] > [ОН^–] і pН < 7; у лужних: [H⁺] < [ОН^–] і pН > 7.

У чистій воді (нейтральне середовище): [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 і pН = 7.

Вся шкала кислотності-основності – в межах від 10^–14 до нуля, моль йонів/л:

[H+]	0	10–1,	10–2,	...,	10–6,	10–7,	10–8,	...,	10–12,	10–13,	10–14
[ОН–]	10–14,	10–13,	10–12,	...,	10–8,	10–7,	10–6,	...,	10–2,	10–1,	0

нейтральне середовище

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7

Для визначення рН користуються спеціальними речовинами – індикаторами. Це складні органічні сполуки, які за хімічними властивостями є слабкими кислотами або основами; змінюють своє забарвлення залежно від концентрації йонів Н⁺ та ОН^–.

Індикатор	Характер індикатора	Інтервал переходу рН	Забарвлення за умови рН > 7	Забарвлення за умови рН = 7	Забарвлення за умови рН < 7
Метиловий оранжевий	основний	3,1 – 4,5	жовте	оранжеве	рожеве
Метиловий червоний	основний	4,2 – 6,3	жовте	оранжеве	червоне
Лакмус	кислотний	5,0 – 8,0	синє	фіолетове	червоне
Фенолфталеїн	кислотний	8,3 – 9,8	малинове	безбарвне	безбарвне

Гідроліз солей – хімічна реакція йонного обміну між водою і розчиненою в ній речовиною з утворенням слабкого електроліту; супроводжується зміною pН. Продукти гідролізу: слабкі кислоти і основи, малорозчинні та легколеткі сполуки. Реакція гідролізу завжди напрямлена в бік утворення таких сполук. Якщо продукти гідролізу – розчинні речовини, то гідроліз відбувається оборотно; у випадку утворення малорозчинних і летких речовин – гідроліз необоротний.

Солі, утворені катіоном сильної основи й аніоном сильної кислоти (LiBr, K₂SO₄, NaCl, BaCl₂, Ca(NO₃)₂), гідролізу не піддаються – катіон і аніон солі не можуть при взаємодії з водою утворити молекули слабких електролітів (pН = 7). Складаючи хімічні рівняння гідролізу, слід пам’ятати: оскільки в обох частинах рівняння є слабкий електроліт, для переважної більшості солей гідроліз – процес оборотний; якщо йон солі, що взаємодіє з водою, багатозарядний, гідроліз протікає ступінчасто, число ступенів збігається із зарядом йона; за винятком солей слабкої кислоти і слабкої основи гідроліз проходить переважно за І ступенем; сумарний заряд лівої і правої частин йонних рівнянь гідролізу має бути однаковим. Сумарний ефект гідролізу визначається природою катіонів і аніонів, що знаходяться в розчині.

Солі слабкої основи і сильної кислоти (NH₄Cl, CuSO₄, ZnCl₂, SnCl₂, Al₂(SO₄)₃, CrCl₃) гідролізуються по катіону, реакція супроводжується накопиченням H⁺-йонів: NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl; NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺ (pН < 7).

Гідроліз солей, утворених багатозарядним катіоном слабкої основи, відбувається переважно за І ступенем: CuCl₂ ⇄ Cu²⁺ + 2Cl^–; CuCl₂ + H₂O ⇄ CuOHCl + HCl; Cu²⁺ + H₂O ⇄ (CuOH)⁺ + H⁺ (рН < 7).

До утворення слабкої основи гідроліз зазвичай не доходить через накопичення в розчині H⁺-йонів. Якщо катіон багатозарядний, а аніон однозарядний (хлориди алюмінію, хрому (ІІІ), феруму (ІІІ)), то з великою кількістю води гідроліз може відбуватися ступінчасто з утворенням різних продуктів.

AlCl₃ ⇄ Al ³⁺ + 3Cl^–; Al ³⁺ + HOН ⇄ (AlOH)²⁺ + H⁺ І ступінь

(AlOH)²⁺ + HOН ⇄ (Al(OH)₂)⁺ + H⁺ ІІ ступінь

Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою (СН₃СООNa, Na₂SO₃, KCN, Na₂CO₃, Na₂S, K₃PO₄), гідролізуються по аніону: CH₃COOK ⇄ CH₃COO^– + K⁺;

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^– (pН>7); CH₃COOК + H₂O ⇄ CH₃COOH + KOH.

Внаслідок гідролізу цієї солі накопичується деякий надлишок гідроксид-йонів, тому [OH^–] > [H⁺]. Оскільки ацетатна кислота більш сильний електроліт ніж вода, то рівновага реакції зміщена ліворуч. Сіль гідролізована в незначній мірі. Солі, що утворені сильною основою та слабкою багатоосновною кислотою, гідролізуються ступінчасто. Гідроліз таких солей відбувається переважно за І ступенем з утворенням кислої солі та сильної основи, оскільки утворені OH^–-йони перешкоджають перебігу гідролізу за ІІ ступенем з утворенням слабкої кислоти і сильної основи: Na₂CO₃ ⇄ 2Na⁺ + CO₃^2–; CO₃^2– + HOH ⇄ HCO₃^–+ OH^–;

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH.

Солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою (СН₃СООNН₄, NН₄CN, (NН₄)₂S, Al₂S₃, (NН₄)₂SiO₃) гідролізуються по катіону і по аніону: CH₃COONH₄ ⇄ CH₃COO^– + NH₄⁺; NH₄⁺ + HOН ⇄ NH₄OH + H⁺;

CH₃COO^– + HOН ⇄ CH₃COOH + OH^–

H⁺ та OH^– нейтралізують один одного, рівновага в значній мірі зміщена праворуч.

Реакція середовища в розчинах солей утворених слабкими основою і кислотою залежить від порівняльної сили основи і кислоти. Якщо (основи) >  (кислоти), pН > 7; при (основи) <  (кислоти), pН < 7. При гідролізі CH₃COONH₄: (NH₄OH)=6,3 · 10^–5; (CH₃COOH)=1,754 · 10^–5, тому реакція водного розчину цієї солі буде слаболужною (pН = 7-8).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, – малорозчинні чи нестійкі, і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає необоротно: Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑. Сульфіди алюмінію, хрому (ІІІ), феруму (ІІІ), а також карбонати алюмінію, хрому (ІІІ), феруму (ІІІ) у розчині не існують, при взаємодії з водою відбувається повний гідроліз.

Ступінь гідролізу ( _г) – відношення кількості гідролізованих молекул до вихідної кількості розчинених молекул:  .

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи кислоти (основи), що утвориться при гідролізі, і буде тим більше, чим слабкіша кислота (основа). 

Оскільки гідроліз є оборотним процесом, то до нього застосовують закон діючих мас і його можна характеризувати константою гідролізу ( ). 

Для солей, які підлягають гідролізу за катіоном: , де  –йонний добуток води, – константа дисоціації основи, що утворюється в результаті гідролізу. Для солей, які підлягають гідролізу за аніоном: , де – константа дисоціації кислоти, що утворюється в результаті гідролізу. Для солей, які підлягають гідролізу за катіоном та аніоном: .

Величини та взаємопов’язані, що відображає рівняння, аналогічне закону розведення Оствальда для слабких електролітів: , де – вихідна молярна концентрація солі у розчині. При значно менше нуля рівняння має вигляд: . Звідси при розв’язуванні задач для розрахунку ступеня гідролізу можна використовувати формулу: .

ВИСНОВКИ: зі зменшенням концентрації солі ступінь гідролізу зростає; чим слабша кислота або основа, яка утворила сіль, тим більший ступінь гідролізу; швидкість гідролізу зростає з підвищенням температури, оскільки при цьому зростає значення (зростає концентрація Н⁺ та OH^–-йонів).

Гідроліз широко використовують для одержання таких цінних продуктів, як глюкоза, крохмаль, мило, гліцерин, харчові органічні кислоти.