Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр); α = (cгидр/cобщ)·100 % где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
Является количественной характеристикой гидролиза.
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.
В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:
или 
Так
как концентрация молекул воды в растворе
постоянна, то произведение двух
постоянных 
можно
заменить одной новой — константой
гидролиза:
Численное
значение константы гидролиза получим,
используя ионное
произведение воды 
и константу
диссоциации азотистой кислоты 
:
подставим в уравнение константы гидролиза равна:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
,
где 
—
константа диссоциации слабой кислоты,
образующейся при гидролизе
для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
,
где 
—
константа диссоциации слабого основания,
образующегося при гидролизе
для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
Гидролиз - обратимый, равновесный процесс, следовательно для гидролиза, например, цианида калия можно записать:
CN-+ H2O « HCN + OH-
Домножив числитель и знаменатель на концентрацию протонов и введя постоянную концентрацию воды в константу, получим:
Чем слабее кислота (чем меньше Ка) , тем сильнее идет гидролиз.
Легко показать, что для гидролиза по катиону Kh= KW/Kb, где Kb - константа диссоциации слабого основания, а для гидролиза и по катиону и по аниону Kh= Kw/Ka×Kb.
Введем степень гидролиза, как отношение прогидролизовавшихся ионов к общему числу ионов:
h=Ch/C, тогда
21
Окислительно – востановителные процессы Классификация окислительно -
восстановительных реакций. Факторы, влияющие на их протекание природа
реагентов, среда, температура и др. Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций в различных средах.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.
Окисление
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Восстановление
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты и др.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
Окислительно-восстановительная пара
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т.е. восстановлением, другая — с отдачей электронов, т.е. окислением.