1 Ступінь:

CO^2-₃ + H₂O  HCO₃^- + OH^- 2К⁺ + CO^2-₃ + H₂O  2 К⁺ + HCO₃^- + OH^-

K₂CO₃ + H₂O  KHCO₃ + KOH 2 ступінь:

HCO₃^- + H₂O  H₂CO₃ + OH^-

К⁺ + HCO₃^- + H₂O  К⁺ + H₂CO₃ + OH^-

KHCO₃ + H₂O  H₂CO₃+ KOH

В реакції гідролізу за другим ступенем, продуктів гідролізу утворюється мало, тому складаючи рівняня реакцій можна обмежуватися рівняннями лише першого ступеня гідролізу.

Кількісно гідроліз, як оборотний процес, характеризується двома величинами: ступенем гідролізу (h) і константою гідролізу (К_г).

Ступінь гідролізу (h) виражає відношення молярної концентрації речовини солі Х (моль/дм³), що прореагувала з водою, до загальної концентрації розчиненої солі (С):

Ступінь гідролізу залежить насамперед від природи розчиненої солі: чим слабкіша кислота і основа, що утворили сіль, тим сильніше відбувається зв'язування йонів Н⁺ і ОН^- із відповідними йонами солі і тим вищий ступінь гідролізу β.

Константою гідролізу К_г називається відношення добутку молярних концентрацій речовини продуктів гідролізу до молярної концентрації речовини негідролізованих йонів солі у розчині.

CH₃COOK + H₂O  CH₃COOH + KOH CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH +OH^-

Помноживши чисельник і знаменник рівняння на [Н⁺] отримаемо:

К_г. = [CH₃COOH] [OH^-] [Н⁺] / [CH₃COO^-] [Н⁺] = К_в/ К_{дис. к-ти}

Отже, чим менше значення К_{дис. к-ти} (чим слабкіша кислота), тим більша величина К_г.

Контрольні запитання для самостійної роботи

1. Сформулюйте основні положення теорії електролітичної дисоціації.

2. Сформулюйте закон діючих мас та запишіть його математичний вираз.

3. Що таке константа швидкості реакції та який її фізичний зміст?

4. Опишіть стан хімічної рівноваги. Як змінюються швидкості прямої та зворотної реакції з початку перетворення до моменту досягнення рівноваги?

5. Виведіть математичний вираз для константи рівноваги у реакційній системі:

2NО + О₂ ↔ 2NО₂

6. Чим відрізняються сильні та слабкі електроліти?

7. Що таке ступінь електролітичної дисоціації. Від яких факторів залежіть його значення?

8. Дайте визначення константи електролітичної дисоціації. Чи для всіх електролітів можна її розрахувати? Від яких факторів залежить величина цієї константи?

9. Встановіть зв’язок константи електролітичної дисоціації із ступенем дисоціації та молярною концентрацією електроліту.

10. Що називається гідролізом солі? Які солі піддаються гідролізу?

11. Типи гідролізу солей.

12. Поясніть, чому розчин Nа₃РО₄ має лужну реакцію, запишіть рівняння гідролізу цієї солі.

Тема 2 : Рівновага в гетерогенних системах План

1. Добуток розчинності

Література [1], стор. 41- 44

2. Вплив однойменних йонів на розчинність малорозчинного електроліту

Література [1], стор. 44 - 45

3. Умови випадання осадів

Література [1], стор. 45-49

4. Фракційне осадження йонів

Література [1], стор. 49 - 51

Методичні поради до вивчення теми

Гетерогенна система – це система, яка складається з кількох фаз. Реакції, що відбуваються в гетерогенній системі, називають гетерогенними реакціями.

Насичений розчин малорозчинного електроліту, що контактує з осадом речовини, є рівноважною гетерогенною системою. Два протилежних процеси – перехід йонів осаду в розчин та “повернення” їх з розчину в осад – зрівноважують один одного. Константа такої рівноваги, згідно із законом діючих мас, дорівнює добутку концентрацій йонів у насиченому розчині. Ця величина, що є постійною за даної температури, називається добутком розчинності та позначається символом ДР. Так, для насиченого розчину барій сульфату, що знаходиться в рівновазі з осадом,

ВаSО₄ ↔ Ва²⁺ + SО ,