ХимияЭкз

1. Ядерная модель атома. Протоны, нейтроны, электроны.

Ответ: Атом – микрочастица, нейтральная, состоит из ядра: протоны (p⁺), нейтроны (n₀); и электронной оболочки: отриц. заряж. частицы – электроны (e^-). Размер атома: 10^-10 м = 1 А^о (ангстрем). Масса атома: 10^-25 – 10^-27 кг. Микрочастицы не подчиняются з-м классической физики. Для описания состояния микрочастиц исп-ют основы (идеи) квантовой механики.

2. Основные положения квантовой механики. а) Квантование энергии. б) Корпускулярно-волновой дуализм. в) Принцип неопределенности. Волновая функция.

Ответ: а) Микрочастица поглощает и излучает энергию строго опр-ми порциями – квантами. Формулы. h – пост. Планка = 6.63*10^-34 Дж*с.

б) Любую движущуюся микрочастицу можно рассматривать как электромагнитную волну.

Орбитали.

в) Согласно соотношению неопределённости, у микрочастицы нельзя одновременно измерить координату и скорость движения: если известно местоположение, то неизвестна скорость движения, и наоборот. Вывод: говорить о траектории движения частицы бессмысленно. Можно говорить только о вероятном местонахождении частицы в некоторой области пространства.

3. Электронное облако. Формы атомных орбиталей. (Ответ сопровождать рисунками s-, p-, d- орбиталей и их обозначениями).

Ответ: Орбиталь – область пространства вокруг ядра, в которой вероятно пребывание электрона. Орбитали имеют разные формы, размеры и разную ориентацию в пространстве.

4. Квантовые числа.

Ответ: 1.Главное квантовое число (n=1, 2, 3, ∞) – опр-ет каким запасом энергии обладает электрон, т.е. на каком электр. слое (энерг.ур.) нах-ся электрон. Вывод: чем меньше n, тем меньшим запасом Е обл-ет электрон и нах-ся в энергетически более выгодном положении. 2. Орбитальное(азимутальное) квантовое число (L=0^s, 1^p, 2^d, 3^f, 4 (n-1)) – опр-ет на каком подслое (подуровне) нах-ся электрон и характеризует форму орбитали (s-, p-, d-, f- форма). 3. Магнитное (ориентационное) число (m_L=+L, …, +2, +1, 0, -1, -2, …, -L) – опр-ет число орбиталей на конкретном подслое и хар-ет пространственную ориентацию орбитали. 4. Спиновое квантовое число электрона (m_s=±1/2) ↑m_s=+1/2 ↓m_s=-1/2.

5. Энергетическая диаграмма многоэлектронного атома. Последовательность заполнения электронами орбиталей на диаграмме.

Ответ: 1S <2S2P <3S3P <4S ≈ 3D <4P <5S≈4D <5P <6S≈5D≈4F <6P и т.д. Заполнение d-орб. запаздывает на 1 период, f-орб. – на 2 периода.

6. Описание формы атомных орбиталей квантовыми числами. Описать форму орбиталей, хар-ся квантовыми числами: а) n=2, L=0, m_L=0; б) n=4, L=2, mL = 0, ±1, ±2.

Ответ: а) n=2, L=0, m_L=0 – на втором слое 1 подслой: s-подслой – 1 орбиталь. Общее число орбиталей: n²=4. б) n=4, L=2, mL = 0, ±1, ±2 – на 4-м слое 3 подслоя: s-подслой – 1 орбиталь, p-подслой – 3 орбитали, d-подслой – 5 орбиталей. Общее число орбиталей: n²=9.

8. Правило заполнения орбиталей электронами (а) принцип минимума энергии, б) принцип Паули, в) пр-ло Хунда).

Ответ: а) Электрон стремится занять орбиталь с наименьшей Е, т.е. в начале заполняется 1-ый уровень, затем 2-ой и т.д. б) В атоме не м.б. 2 электрона со всеми одинаковыми квантовыми числами, т.е. на одной орбитали будут нах-ся 2 электрона с антипараллельными спинами. в) Суммарное спиновое число электрона в пределах данного подслоя д.б. максимальным, т.е. зап-ют сначала по одному электрону, а затем по второму.

9. Электронные конфигурации (формулы атомов).

Ответ: Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.

10. Правила, которыми определяется число орбиталей и электронов данного электронного слоя.

Ответ: Для определения электронной конфигурации элемента существуют следующие правила: принцип минимума энергии, принцип Паули, пр-ло Хунда (см. вопрос №8).

11. По какому признаку происходит деление элементов на s-, p-, d-элементы. Приведите пример электронной конфигурации и схему распределения электронов по орбиталям для s-, p-, d-элементов. Составьте валентные электронные конфигурации для этих элементов.

Ответ: Элементы, в атомах которых в последнюю очередь заполняется s-орбиталь – s-элементы, если p-орбиталь – p-элементы, если d-орбиталь – d-элементы.

S-элемент: 3 Li (Литий): 1s² 2s¹. ВЭК:1s² 2s¹

P-элемент: 15 P (Фосфор): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³. ВЭК: 3s² 3p³

D-элемент: 21 Sc (Скандий): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s². ВЭК: 3d¹ 4s²

12. Периодический з-н. Структура периодической системы. Группы, подгруппы, периоды. Периодичность св-в элементов.

Ответ: Д.И. Менделеев сформулировал сам закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса". Периоды – гориз. ряды, опр-ют элементы с одинаковыми значениями главного квантового числа n. № периода совпадает с числом энерг.уровней в атоме.

Группы – верт. ряды, объединяют элементы с одинаковым числом валентных электронов, т.е. № группы совпадает с числом открытых электронов атома.

К периодичным св-м атома отн-ся: r_a – радиус атома, Е_и – энергия ионизации, Е_ср – энергия сродства, ЭО – электроотрицательность.

13. Свойства атомов. Закономерности изменения св-в атомов по периодам и группам.

Ответ: 1. Атомный радиус (r_a) – атом не имеет четко определенных границ. Поэтому пол-ся понятием орбитальный радиус свободного атома. Это расстояние от ядра до максимума плотности внешних электронных облаков. В периоде слева направо с возрастанием заряда ядра электроны сильнее притягиваются к ядру, электр. облака сжимаются, т.е. r_a уменьшается. Это касается s-, p-, d-, f-элементов. В группе у s-, p- элементов сверху вниз увел-ся число энерг. уровней, а значит r_a увеличивается. 2. Энергия ионизации (Е_и) – энергия необходимая для удаления электрона от нейтрального изолированного атома находящегося в газообразном состоянии. Э⁰_(г)+Е_И=Э⁺_(г) + е^-, Е_И = , . По периоду слева направо по мере увеличения полож. заряда ядра и уменьшения r_a – Е_И увеличивается (труднее оторвать электрон). В группе у s-, p-элементов сверху вниз с увеличением числа энерг.ур. Е_И уменьшается. 3. Сродство с электронами (Е_ср) – энергетический эффект присоединения электрона к нейтр. атому. При этом образуется отриц. заряж. частица. Э⁰_(г)+e^-=Э^-_(г) ± Е_ср. Энерг.эффект присоединения м.б. полож. или отриц. Когда Е выделяется Е_ср <0 (“-”, экзопроцесс), когда Е поглощается Е_ср >0 (“-”, эндопроцесс). Наиб. сродство у p-элементов 7 гр. (F, Cl, Br, I, At). Наим. сродство у s-элементов 2 гр. В периоде слева направо способность присоединять электрон усиливается. В группе сверху вниз способность присоединять электрон ослабевает.

14. Электроотрицательность элементов. Закономерности изменения ЭО по периодам и группам.

Ответ: ЭО – способность атома оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомом другого элемента в соединении. В химии исп-ют шкалы ЭО с целыми числами и с числами с одним знаком после запятой. По группе ОЭО снизу-вверх возрастает. В периоде слева направо ОЭО возрастает.

15. Как образуется химическая связь? Два механизма образования ковалентной связи (обменный и донорной-акцепторный). Показать механизмы на примере образования молекулы водорода.

Ответ: В образовании хим. связи в основном участвуют валентные электроны атома. Между ядрами атома возникают электростатические силы притяжения двух типов: 1) хим. притяжение электронов к ядрам; 2) силы отталкивания между ядрами. Сущ-ет 3 типа хим. связи: ионная, ковалентная, металлическая.

Ков.св: 1) Обменный механизм – тот случай, когда общая электронная пара образуется при взаимодействии непарных электронов с антипараллельными спинами, принадлежащих двум различным атомам. 2) Донорно-акцепторный – это образование ков. связи, когда один из атомов имеет не поделённую пару электронов (донор), а другой атом имеет свободную орбиталь (акцептор).

16. Перекрывание атомных орбиталей ( типа)

Ответ: связь образуется при перекрывании атомных орбиталей вдоль линии связывания (1 область перекрывания). связь образуется при перекрывании атомных орбиталей по разные стороны от линии связывания (2 области перекрывания). характерна для d орбитали (4 области перекрывания).

17. Свойства ковалентной связи (направленность, насыщаемость, поляризуемость).

Ответ: Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными. Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов.

18. Основные положения теории валентных связей. Двухцентровые двухэлектронные связи. Валентные углы. Длина связи. Центральный атом молекулы. Координационное число центрального атома молекулы.

Ответ: Двухцентровая двухэлектронная связь в схемах изображается короткой линейной. В целом электронная структура молекулы выглядит как набор различных валентных схем, откуда вытекает второе название метода - метод локализованных пар. Валентный угол — угол, образованный направлениями химических (ковалентных) связей, исходящими из одного атома. Длина химической связи — расстояние между ядрами химически связанных атомов. В молекуле выделяют центральный и периферические атомы. Ц.а. в молекуле находится в ед.ч. Координационное число — характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле. Под ним подразумевается число лигандов (атомов, молекул, ионов), которые образуют первую координационную (внутреннюю) сферу комплексообразователя.

19. Связывающие электронные пары. Несвязывающие электронные пары.

Ответ: Электронная пара — связанное состояние двух взаимодействующих электронов. Обладает нулевым спином и зарядом, равным удвоенному заряду электрона. Различают поделённые (связывающие) электронные пары, принимающие участие в образовании химической связи за счёт взаимодействия неспаренных электронов, и неподелённые электронные пары (внешние электронные пары), не принимающие участия в образовании химической связи.

20. Теория валентных связей (ТВС). Пространственные конфигурации молекул. Алгоритм определения пространственных конфигурации молекул и ионов.

Ответ: Теория валентных связей — приближённый квантовохимический расчётный метод, основанный на представлении о том, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Конфигурация молекул, в стереохимии характеризует пространственное расположение атомов или групп атомов у асимметрического атома, у несимметрично замещенной двойной связи, у малого (жёсткого) цикла, у центрального атома в комплексах.

Для того чтобы определить строение молекулы предлагается следующий порядок действий:

1. На основании формулы молекулы определяется число лигандов n, с которыми центральный атом образует связь.

2. Находится общее число связывающих и неподелённых электронных пар.

3. Определяется пространственное расположение всех электронных пар (связывающих и неподелённых).

4. Находится число неподелённых электронных пар.

5. Устанавливается геометрия молекулы.

22. Полярные и неполярные химические связи, полярность и неполярность молекул.

Ответ: Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью. Полярные вещества́ в химии — соединения, молекулы которых обладают электрическим дипольным моментом. Для полярных веществ, в сравнении с неполярными, характерны высокая диэлектрическая проницаемость (более 10 в жидкой фазе), повышенные температура кипения и температура плавления.

24. Внутренняя энергия. Работа, совершаемая в системе.

Ответ: Внутренняя энергия системы складывается из энергии движения и взаимодействия ядер и электронов в атомах, а также из движения и взаимодействия молекул. Количество теплоты, сообщаемое термодинамической системе, равно сумме изменения ее внутренней энергии ΔU и работы A, совершаемой системой против внешних сил.

25. Энтальпия. Характер изменения энтальпии при экзо- и эндотермических процессах. Закон Гесса. Уметь вычислять энтальпию используя закон Гесса.

Ответ: Энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы. Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом: Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. ΔH>0 (эндопроцесс), ΔH<0 (экзопроцесс).

26. Энтропия и неупорядоченность системы. Уметь вычислять изменение энтропии при протекании реакции.

Ответ: Энтропия – количественная мера беспорядка. Если система из упорядоченного состояния переходит в неупорядоченное, то ΔSр-ции >0, такие реакции протекают самопроизвольно, и они энергетически выгодны. Если система из неупорядоченного состояния переходит в более упорядоченное, то ΔSр-ции <0.

Уравнения для расчета: ΔS⁰р-ции= ΔS⁰₂₉₈(продуктов) - ΔS⁰₂₉₈ (исходных веществ). ΔS⁰₂₉₈ (простого вещества) ≠0.

27. Объясните какое из веществ обладает большей степенью порядка, если

NH₃ (г) NO (г) NO₂ (г)

S⁰₂₉₈, Дж/моль 192,5 211 240,5

Ответ: Большей степенью порядка обладает NH₃ (г), так как чем больше S⁰₂₉₈, тем неупорядоченнее вещество.

28. Энергия Гиббса и самопроизвольное протекание реакций. Уметь вычислять изменение энергии Гиббса.

Ответ: Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции. При ΔG <0 процесс может протекать, при ΔG >0 процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же, ΔG=0 то система находится в состоянии химического равновесия. Уравнения для расчета: ΔG⁰р-ции= ΔG⁰₂₉₈(продуктов) - ΔG⁰₂₉₈ (исходных веществ). ΔG⁰₂₉₈ (простого вещества) ≠0.

29. Какие факторы, энтальпийный ил энтропийный, - определяют протекание процесса при: a) ΔH<0 и ΔS>0; б) ΔH<0 и ΔS<0; в) ΔH>0 и ΔS>0.

Ответ: а) оба фактора способствуют протеканию реакции (процесс возможен в прямом направлении и при любых температурах; б) энтальпийный (процесс протекает в прямом направлении при низких температурах); в) энтропийный (реакция протекает в прямом направлении при высоких температурах).

30. Рассчитайте изменение энергии Гиббса для следующей реакции: CO(г)+1/2O₂(г)=CO₂(г), если ΔH⁰₂₉₈=-57,3 кДж и ΔS⁰₂₉₈=-72,9 Дж/К. Возможно ли осуществление этой реакции при 25^оС? Какой фактор – энтальпийный ил энтропийный, - определяет знак ΔG⁰₂₉₈ этой реакции?

Ответ: ΔG⁰₂₉₈₌ ΔH⁰₂₉₈-T* ΔS⁰₂₉₈=-57,3*10³Дж-(273+25К)*(-72,9 Дж/К)=-35575,8 Дж/моль = -35,57 кДж/моль. Осуществление этой реакции при 25^оС возможно, т.к. ΔG⁰₂₉₈<0. Реакция протекает в прямом направлении при низких температурах (ΔH<0 и ΔS<0). Энтальпийный фактор определяет знак ΔG⁰₂₉₈ этой реакции.

31. Используя з-н действующих масс, напишите выражения для константы гидролиза силикат-иона (при гидролизе силиката натрия) и иона алюминия (при гидролизе хлорида алюминия). В какую сторону будет смещаться равновесие этих реакций, если к раствору первой соли прибавить кислоту, а к раствору второй соли – щелочь?

Ответ:

32. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Ответ: Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. А2 + В2 ⇄ 2AB

Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

33. Взаимосвязь константы равновесия и энергии Гиббса.

Ответ: Существует соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса в ходе химической реакции с её константой равновесия К:

ΔG = -RT*lnK, любая реакция может быть рассмотрена как обратимая (даже если на практике она таковой не является). При этом константа равновесия определяется как

K= константа скорости прямой реакции / константа скорости обратной реакции.

34. Знаки изменения энтальпии и энтропии для процессов, находящихся в состоянии равновесия.

Ответ: Существует промежуточная область температур, в которой энтальпийный и энтропийный факторы уравновешивают друг друга: ΔH=TΔS, ΔG=0.

Наступает состояние химического равновесия, в уравнении реакции это обозначается:

ΔH<0 и ΔS<0

А2 + В2 ⇄ 2AB

ΔH>0 и ΔS>0

35. Формулировка принципа подвижного равновесия (принцип Ле Шателье).

Ответ: «Если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.»

36. Влияние концентрации реагентов, температуры, давления на состояние равновесия.

Ответ:

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

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции (вправо);

При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево).

37. Предложите способы смещения равновесия в процессе синтеза аммиака из простых веществ, с учетом того, что это экзотермическая реакция.

Ответ: При 200 атм. и 400^оС достигается максимальное и равное 36% (по объему) содержание NH₃ в реакционной смеси. При дальнейшем повышении температуры вследствие усиленного протекания обратной реакции объемная доля аммиака в смеси уменьшается. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH₃.

38. Ионизация кислот. Константа ионизации кислот. Сильные и слабые кислоты. Вопрос рассматривать на примере кислот углерода, азота, фосфора, серы, хлора, фтора, брома, иода. Названия кислот и кислотных остатков.

Ответ: Ионизация кислоты - способность выделять протон. Ионизация кислот обратима, поэтому константа диссоциации зависит от электронной конфигурации как кислоты, так и аниона. В общей реакции, AxBy⇄ xA+yB где комплекс AxBy разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так: где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

Кa>10⁸ – очень сильная, Кa=10^-1-10³ – сильная, Кa=10^-2-10^-3 – средняя, Кa=10^-4-10^-7 – слабая, Кa=10^-8-10^-11 – очень слабая.

Кислоты и их кислотные остатки: HCOOH – муравьиная к-та (HCOO^- формиат), HNO₂ – азотистая к-та (NO₂^- нитрит), H₃PO₄ – ортофосфорная к-та (PO₄^3- фосфат), HCl – соляная к-та (Cl- хлорид), H₂SO₄ - серная к-та (SO₄^2- сульфат), HF - плавиковая к-та (F^- фторид), HI – йодоводород (I^- йодид), HBr – бромоводород (Br^- бромид).

39. Ионизация оснований. Константа ионизации оснований. Сильные и слабые основания. Вопрос рассматривать на примере оснований s-элементов I и II групп, а также на примере оснований p-, d-элементов периодической системы.

Ответ: Ионизация оснований вызвана сродством их молекул к протону растворителя и протекает тем полнее, чем больше сродство, т. е. чем сильнее основание. В общей реакции, AxBy⇄ xA+yB где комплекс AxBy разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так: где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

Если Kb >1*10^-2, то основание сильное, все остальные слабые.

40. Константа ионизации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель pH.

Ответ: Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением

Константа диссоциации воды при 25 °C составляет

предыдущее уравнение можно переписать в виде

Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H⁺] = [OH⁻], можно записать

Водородный показатель воды, таким образом, равен

При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH−] < 10−7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации [OH−] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] < 10−7 моль/л) — щелочной. Наиболее важное значение имеет автопротолиз воды. Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как . Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:

В стандартных условиях ионное произведение воды равно 10−14. Оно является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. Автопротолиз воды объясняет, почему чистая вода, хоть и плохо, но всё же проводит электрический ток.

41. Индикаторы (фиолетовый лакмус, метилоранж, фенолфталеин). Окраска индикаторов в различных средах.

Ответ:

	Кислая среда	Нейтральная	Щелочная
Фиолетовый лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метилоранж	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Фенолфталеин	Розовый	Оранжевый	Желтый

42. Гидролиз солей

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: