1.3. Особливості номенклатури й класифікації неорганічних сполук та генетичний зв'язок між ними.

Що треба знати:

Ø Поняття про прості та складні речовини (атоми та молекули);

Ø Правила складання молекулярних та побудови структурно-графічних формул речовин;

Ø Формули найпоширеніших оксидів, кислот, гідроксидів та солей;

Ø Систематичні назви хімічних сполук.

Що треба вміти:

Ø Складати молекулярні формули оксидів, кислот, гідроксидів та солей з урахуванням ступенів окиснення елементів;

Ø Визначати тип оксидів та їх хімічні властивості, виходячи з положення елементів у періодичній системі;

Ø Складати рівняння хімічних реакцій у молекулярному вигляді, які характеризують способи одержання та хімічні властивості оксидів, кислот, гідроксидів, солей;

Ø За допомогою рівнянь реакцій доводити амфотерність сполук алюмінію, цинку, хрому, плюмбуму, їх оксидів та гідроксидів;

Ø Складати структурно-графічні формули речовин.

Контрольні завдання:

1.  Записати формули вищих оксидів вказаних елементів і скласти рівняння реакцій, що доводять їх хімічний характер:

Приклад: Калій, алюміній, селен. Відповідні їм вищі оксиди: К2О – основний оксид, Al2O3 – амфотерний оксид, SeO3 – кислотний оксид.

К2О + Н2О ® 2KOH; Al2O3 + 6NaOH ® 2Na3AlO3 + 3H2O;

SeO3 + K2O ® K2SeO4; Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O.

Хлор, купрум, берилій;

Гідраргірум, фосфор, цинк;

Манган, плюмбум, нітроген;

Сульфур, алюміній, стронцій;

Аргентум, барій, станум;

Бром, стибій, кобальт;

Хром, силіцій, кальцій.

2.  Вивести формули оксидів, які відповідають наведеним сполукам, дати їм назву і вказати, до якого типу оксидів вони відносяться:

Приклад: К2CO3: К2О – основний оксид, CO2 – кислотний оксид.

MgCO3, H4P2O7, Ca(OH)2; 2.5. Ba(ClO4)2, H3PO4, Ni(OH)4;

CaSO3, NaOH, HClO; 2.6. Na2SiO3, H2CO3, Fe(OH)3;

Mg3(PO4)2, H2SO3, Mn(OH)4; 2.7. Zn(NO3)2, H3BO3, Cu(OH)2.

CoSO4, H2SiO3, Al(OH)3;

3. Вказати хімічний характер оксидів. Скласти відповідні рівняння реакцій, що доводять їх властивості:

Приклад: Na2О, PbO, Р2O5.

1)  Na2О – основний оксид: Na2О + НCl ® NaCl + H2О;

2)  PbO – амфотерний оксид:

PbO + 2NaOH ® Na2PbO2 + H2O, PbO + 2HCl ® PbCl2 + H2O;

3)  Р2O5 – кислотний оксид: Р2O5 + 3K2O ® 2K3PO4.

3.1. BeO, SiO2, Na2O; 3.5. SiO2, CrO3, MnO;

3.2. CaO, SO2, Al2O3; 3.6. Fe2O3, SO2, Na2O;

3.3. FeO, N2O3, Mn2O7; 3.7. MgO, Sb2O5, PbO.

3.4. NO2, CO, Al2O3;

4. Написати молекулярні й структурно-графічні формули:

Приклад: гідроксид купрумy (ІІ) і хлорид алюмінію: Cu(OH)2 і AlCl3.

4.1. гідроксид стронцію та карбонат кальцію;

4.2. фосфатна кислота та сульфат заліза;

4.3. оксид хлору(VII) та нітрат цинку;

4.4. хлорид кальцію та фосфат алюмінію;

4.5. нітрит купруму(II) та вугільна кислота;

4.6. гідроксид стибію(III) та хлорна кислота;

4.7. гідрофосфат калію та цинкат натрію.

5. Скласти рівняння реакцій, що підтверджують амфотерність сполук:

Приклад: PbO, Ве(ОН)2.

PbO – амфотерний оксид:

PbO + 2NaOH ® Na2PbO2 + H2O, PbO + H2SO4 ® PbSO4 + H2O;

Ве(ОН)2 –амфотерний гідроксид:

Ве(ОН)2+2КOH®К2ВеO2+2H2O, Ве(ОН)2+2HCl®ВеCl2+ H2O.

5.1. Cr2O3, Pb(OH)2; 5.5. Al2O3, Cr(OH) 3;

5.2. BeO, Al(OH)3; 5.6. PbO, Be(OH)2;

5.3. Sb2O3, Zn(OH)2; 5.7. SnO, Sb(OH)3.

5.4. ZnO, Sn(OH)2;

6. Написати рівняння реакцій одержання сполук п'ятьма способами:

Приклад: карбонат кальцію: CaCO3.

1) Ca(OH)2 + H2CO3 ® CaCO3 + 2H2O, 4)Ca(OH)2 + CO2 ® CaCO3 + H2O,

2) CaO + CO2 ® CaCO3, 5)CaO + H2CO3 ® CaCO3 + H2O,

3) Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ® CaCO3 + 2H2O.

6.1. фосфат кальцію; 6.5. нітрат цинку;

6.2. сульфат барію; 6.6. сульфід купруму(II);

6.3. хлорид цинку; 6.7. гідрофосфат магнію.

6.4. карбонат амонію;

7. Здійснити такі перетворення:

Приклад: Na ® Na2O ® Na2PbO2 ®NaCl ® AgCl.

1)  NaCO3 Na2O + CO2; 3) Na2PbO2 + 4HCl ® PbCl2 + 2NaCl + 2H2O;

2)  Na2O + PbO ® Na2PbO2; 4) NaCl + AgNO3 ® AgCl¯ + NaNO3.

7.1. PbO ® Pb(NO3)2 ® Pb(OH)2 ® PbCl2

Na2PbO2

7.2. N2 ® NH3 ® (NH4)2SO4 ® NH4HSO4

7.3. BaO ® BaCl2 ® Ba3(PO4)2 ® Ba(H2PO4)2 ® Ba(NO3)2

7.4. Zn ® ZnO ® ZnSO4 ® Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 ® ZnSO4

7.5. CO ® CO2 ® CaCO3 ® CaO ® Ca(OH)2 ® Ca3(PO4)2 ® Ca(H2PO4)2

7.6. S ® SO2 ® SO3 ® H2SO4 ® NH4HSO4 ® (NH4)2SO4 ® NH4OH ® NH3

7.7. Sb2O3 ® Sb(NO3)2 ® Sb(OH)3 ® K3SbO3 ® SbCl3

8. Закінчити рівняння реакцій:

8.1. Ba(OH)2 + N2O5 ® 8.5. Al2O3 + KOH ®

CaO + PbO ® HClO4 + CaO ®

SO2 + Co2O3 ® Mn2O7 + NaOH ®

8.2. Ca(OH)2 + SO3 ® 8.6. Ca(OH)2 + NO2 ®

ZnO + Na2O ® (NH4)2SO4 + H2SO4 ®

Mg(NO3)2 + KOH ® Fe(OH)3 + HNO2 ®

8.3. H2SO4 + NiO ® 8.7. Al(OH)3 + NaOH®

CO2 + SrO ® Zn(NO3)2 + K3PO4 ®

Al(OH)3 + K2O ® BaO + B2O3 ®

8.4. Na2SiO3 + HCl ®

CuSO4 + KOH ®

Na3PO4 + H3PO4

9. Які сполуки взаємодіють попарно (написати рівняння реакцій)?

Приклад: Al2O3, CO2, Na2O, H2O.

1)  Al2O3 + 3CO2 ® Al2(CO3)3; 4) CO2 + Na2O ® Na2CO3;

2)  Al2O3 + 3Na2O ® 2Na3AlO3; 5) CO2 + H2O ® H2CO3;

3)  Al2O3 + H2O ® 6) Na2O + H2O ® NaOH.

9.1. N2O5, BaO, H2O, ZnO; 9.5. Al2O3, CO2, FeO, BaO;

9.2. SiO2, BeO, CuO, P2O5; 9.6. CoO, N2O3, Na2O, SrO;

9.3. SO2, CO, Na2O, SnO; 9.7. Cr2O3, CrO3, MgO, SO3.

9.4. PbO, NO2, MgO, Cl2O7;

10. Які оксиди взаємодіють із водою (написати рівняння реакцій):

Приклад: SiO2, CrO3, CO2, K2O.

1)  CrO3 + H2O ® H2CrO4; 3) K2O + H2O ® 2KOH.

2)  CO2 + H2O ® H2CO3;

10.1. MgO, CuO, Na2O, CO2; 10.5. Co2O3, Sb2O3, N2O3, P2O5;

10.2. BaO, PbO, SO2, SiO2; 10.6. MnO2, P2O5, Mn2O7, SrO;

10.3. CaO, NiO, Fe2O3, ZnO; 10.7. Sb2O5, V2O5, N2O5, MoO3.

10.4. Al2O3, Li2O, Cl2O7 , Fe2O3;

11. Визначити валентність і ступінь окиснення елементів у сполуках:

11.1. Cu2O, Co(OH)3, NH4NO3; 11.5. Co2O3, HClO, CuS;

11.2. HPO3, Al2O3, NaHSO4; 11.6. NaOH, NH3, Na2SO3;

11.3. FeO, KOH, Ca3(PO4)2; 11.7. K2O2, P2O3, KH2PO4.

11.4. (NH4)2CO3, HNO2, Mg(HCO3)2;

12. Написати всі можливі реакції між сполуками:

Приклад: гідроксид магнію і сульфідна кислота:

1)  Mg(OH)2 + H2S ® MgS + 2H2O;

2)  Mg(OH)2+ 2H2S ® Mg(HS)2 + 2H2O;

3)  2Mg(OH)2+ H2S ® (MgOH)2S + 2H2O.

12.1. гідроксид калію і сульфатна кислота (дві реакції);

12.2. гідроксид алюмінію й гідроксид натрію (три реакції);

12.3. гідроксид кальцію і сульфітна кислота (три реакції);

12.4. гідроксид міді й нітратна кислота (дві реакції);

12.5. гідроксид цинку і фосфатна кислота (чотири реакції);

12.6. гідроксид натрію й гідроксид свинцю (дві реакції);

12.7. гідроксид алюмінію й ацетатна кислота (три реакції).

2. Основні закони хімічних перетворень.

2.1. Хімічна кінетика і рівновага.

Методичні поради щодо виконання самостійної роботи.

Що треба знати:

Ø Закон діючих мас та його математичний вираз;

Ø Визначення понять "гомогенні", "гетерогенні" системи;

Ø Термохімічні ефекти реакцій, екзотермічні та ендотермічні реакції;

Ø Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа;

Ø Природа хімічної рівноваги та принцип Ле-Шательє;

Ø Фактори, що вливають на зміщення стану хімічної рівноваги в системі.

Що треба вміти:

Ø Записувати формулу виразу швидкості хімічної реакції;

Ø Розраховувати зміну швидкості хімічної реакції залежно від зміни концентрації реагуючих речовин та температури;

Ø Записувати вираз константи хімічної рівноваги для даної оборотної реакції та визначати напрямок зміщення рівноваги залежно від зміни концентрації реагентів, температури та тиску в системі.

Про що треба мати уявлення:

Ø Поняття про активну молекулу та енергію активації;

Ø Природу процесу каталізу;

Ø Фазу, компонент, систему.

Необхідний для засвоєння матеріал із даної теми в літературі [1-3, 4-5, 6-8]. Осибливу увагу необхідно звернути на закон діючих мас і на його основі - стан хімічної рівноваги в оборотних процесах, де швидкість прямої та зворотної реакцій рівні.

VПрям. = VЗворотн.

Найважливішою характеристикою стану рівноваги є константа рівноваги К. Константа рівноваги вказує у скільки разів швидкість прямої реакції більша за швидкість зворотної при даних температурі й концентраціях.

Оскільки загальне число кількості твердої речовини не впливає на швидкість реакції, то і концентрація твердих речовин не входить у константу рівноваги. Наприклад,

1) 2СО(Г) + О2(Г) = 2СО2(Г)

;

2) C(тв) + О2(Г) = СО2(Г)

.

Приклад рішення завдання:

Як зміниться швидкість хімічної реакції 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O, що протікає в газовій фазі, якщо збільшити:

1) концентрацію кисню в три рази;

2) концентрацію хлороводню у два рази;

3) тиск у два рази?

Розв'язок:

1) Швидкість прямої реакції дорівнює:

V = K [HCl]4 · [O2] = K · A4 · B,

Де [HCl] = A, [O2] = B.

Швидкість прямої реакції при збільшенні концентрації кисню дорівнює:

V1 = K [HCl]4 · 3[O2] = K · A4 · 3B = 3K A4 B.

Швидкість реакції збільшиться в:

рази

Отже, при збільшенні концентрації кисню в три рази швидкість реакції збільшиться в три рази.

2) V2 = K · (2A)4 · B = 16K A4 B

разів

Швидкість реакції при збільшенні концентрації HCl в 2 рази, збільшиться в 16 разів.

3) V3 = K · (2A)4 · 2B = 32K A4 B

рази

При збільшенні тиску в 2 рази швидкість реакції збільшиться в 32 рази.

Контрольні завдання:

1. Згідно закону діючих мас написати вираз для швидкості реакції:

1.1. 3H2(г) + N2(г) « 2NH3(г); 1.5. 2NO(г)+ O2(г) « NO2(г);

1.2. 2Fe(Т) + 3Сl2(г) ® 2FeCl3; 1.6. H2(г) + S « H2S(г);

1.3. 2SO2(г) + O2(г) « 2SO3(г); 1.7. H2(г) + I2(г) « 2HI(г);

1.4. H2SO4 + 2KOH ® K2SO4 + 2H2O;

2. Як зміниться швидкість реакції утворення амоніаку з азоту й водню, якщо:

2.1. збільшити концентрацію вихідних речовин удвічі;

2.2. збільшити концентрацію азоту у два рази;

2.3. зменшити концентрацію азоту у два рази;

2.4. у два рази збільшити тиск системи;

2.5. тиск у системі збільшити у 5 разів;

2.6. у два рази зменшити тиск системи;

2.7. збільшити концентрацію водню у два рази.

3. Як зміниться швидкість реакції, якщо температурний коефіцієнт γ дорівнює 3, при підвищенні температури:

Приклад: з 40 до 80 оС; ;

Швидкість реакції при підвищенні температури з 40 до 80 оС зміниться у 81 раз.

3.1. з 80 до 100 оС; 3.5. з 100 до 120 оС;

3.2. з 40 до 60 оС; 3.6. з 80 до 160 оС;

3.3. з 20 до 80 оС; 3.7. з 60 до 100 оС.

3.4. з 30 до 50 оС;

4. Визначити константу рівноваги реакції:

Приклад: 3Н2 + N2 « 2NH3,

Якщо [NH3] = 0,2 моль/л; [N2] = 0,5 моль/л; [H2] = 0,10 моль/л.

4.1. 2SO2 + O2 « 2SO3,

Якщо [SO2] = 0,04 моль/л; [O2] = 0,06 моль/л; [SO3] = 0,02 моль/л.

4.2. 3H2 + N2 « 2NH3,

Якщо [NH3] = 0,4 моль/л; [N2] = 0,3 моль/л; [H2] = 0,10 моль/л.

4.3. СО + Cl2 = COCl2 (фосген),

Якщо [СO] = 0,28 моль/л; [Cl2] = 0,09 моль/л;

Рівноважна [СO] = 0,20 моль/л.

4.4. С(Т) + О2(г) « СО2(г),

Якщо [O2] = 0,01 моль/л; [СO2] = 0,04 моль/л.

4.5. 2NO+ O2 « 2NO2,

Якщо [NO] = 0,02 моль/л; [O2] = 0,01 моль/л; [NO2] = 0,03 моль/л.

4.6. N2 + O2 « 2NO,

Якщо [N2] = 0,1 моль/л; [O2] = 0,05 моль/л; [NO] = 0,02 моль/л.

4.7. S(Т) + O2(г) = SО2(г),

Якщо [O2] = 0,02 моль/л; [SО2] = 0,04 моль/л.

5. Якою буде концентрація речовини В після реакції А2 + В2 = 2АВ, якщо концентрація речовини А зменшилась до 0,5 моль/л. Початкова концентрація речовин дорівнює:

Приклад: [А] = 0,9 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

За реакцією А2 + В2 = 2АВ 1 моль речовини А Реагує з 1 моль речовини В, тобто зміна "С" речовини А і В буде одноковою.

DС(А) = 0,9 – 0,5 = 0,4 моль/л; DС(В) = 0,8– 0,5 = 0,3 моль/л.

5.1.  [А] = 0,8 моль/л, [В] = 1,0 моль/л;

5.2.  [А] = 0,14 моль/л, [В] = 0,/8 моль/л;

5.3.  [А] = 1,0 моль/л, [В] = 0,6 моль/л;

5.4.  [А] = 1,2 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

5.5.  [А] = 1,0 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

5.6.  [А] = 0,8 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

5.7.  [А] = 0,9 моль/л, [В] = 0,6 моль/л;

6.  Як зміниться швидкість реакції 2Fe(Т) + 3Сl2(г) ® 2FeCl3(Т), якщо:

Приклад: тиск у системі зменшиться у 3 рази.

Підвищення тиску зміщує рівновагу системи в бік утворення менших об'ємів, а зменшення – в бік утворення більших об'ємів. Якщо тиск у системі зменшиться у 3 рази, то швидкість зворотньої реакції збільшиться в 3 рази.

6.1.  тиск у системі збільшити в 5 разів;

6.2.  тиск у системі зменшити в 2 рази;

6.3.  концентрацію хлору зменшити в 3 рази;

6.4.  температуру в системі підвищити з 20 до 60 оС, якщо температурний коефіцієнт γ = 2;

6.5.  температуру в системі змінити з 40 до 100 оС, температурний коефіцієнт γ = 3;

6.6.  концентрацію феруму збільшити в 2 рази;

6.7.  тиск у системі збільшити в 2 рази;

7. Як зміниться стан рівноваги в реакції при збільшенні тиску, зменшенні концентрації одного з компонентів:

7.1.  H2(г) + I2(г) « 2HI(г) + Q;

7.2.  2NO2(г) « 2NO(г)+ O2(г) - Q;

7.3.  3H2(г) + N2(г) « 2NH3(г) + Q;

7.4.  H2(г) + S(Т) « H2S(г) + Q;

7.5.  Сl2(г) + Н2(г) ® 2НCl(г) + Q;

7.6.  2NО(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г) + Q;

7.7.  N2O4(г) « 2NO2(г) - Q.

8. Як зміниться рівновага наведеної реакції при зміні тиску:

8.1.  Сl2 + Н2 ® 2НCl; 8.5. 2NО + Cl2 = 2NOCl;

8.2.  N2 + O2 « 2NO; 8.6. NH3 + Н2О = NH4ОН;

8.3.  2SO2 + O2 « 2SO3; 8.7. 3H2 + N2 « 2NH3.

8.4.  2NO2 + O2 + 2Н2О « 4НNO3

9. Як зміниться швидкість прямої реакції, якщо каталізатор:

9.1.  впливає на склад продуктів реакції;

9.2.  зміщує стан рівноваги вліво;

9.3.  не впливає на склад продуктів реакції;

9.4.  не бере участі в реакції;

9.5.  не зміщує стан рівноваги;

9.6.  не впливає на константу швидкості;

9.7.  впливає на константу швидкості.

10. В яку сторону буде зміщена рівновага при підвищенні температури в системі:

Приклад: СО + О2 ® СО2 – Q.

Під час підвищення температури рівноважної системи рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції, під час зниження – в бік екзотермічної. В нашому випадку, при підвищенні температури, рівновага зміщується в бік прямої (ендотермічної) реакції.

10.1.  3H2(Г) + N2(г) « 2NH3(г) + 92,4 кДж;

10.2.  2СО2(г) « 2СО(г) + O2(г) + 566 кДж;

10.3.  НСl(Г) + O2(г) « Сl2(Г) + 2Н2О - 202,4 кДж;

10.4.  СаО(Т) + СО2(г) « СаСО3(Т) + Q;

10.5.  2КСlО3(т) « 2КСl(т) + 3O2(г) + Q;

10.6.  2Н2(г) + O2(г) « 2Н2О(Г) + Q;

10.7.  N2(г) + O2(г) « 2NO - 108,4 кДж.

11. У скільки разів зросте швидкість взаємодії водню з бромом у газовій фазі, якщо:

11.1.  [Н2] збільшити в 2 рази, [Вr2] - в 3 рази;

11.2.  [Н2] збільшити в 3 рази, [Вr2] - в 2 рази;

11.3.  [Н2] збільшити в 1,5 рази, [Вr2] - в 1,5 раза;

11.4.  [Н2] збільшити в 3 рази, [Вr2] - в 1,5 раза;

11.5.  [Н2] збільшити в 2 рази, [Вr2] - в 4 рази;

11.6.  [Н2] збільшити в 4 рази, [Вr2] - в 2 рази;

11.7.  [Н2] збільшити в 3 рази, [Вr2] - в 3 рази.

12.  У скільки разів слід збільшити концентрацію водню в реакції

3H2(Г) + N2(г) « 2NH3(г), щоб її швидкість зросла:

12.1.  у 125 разів; 12.5. у 54 рази;

12.2.  у 27 разів; 12.6. у 216 разів;

12.3.  у 8 разів; 12.7. у 27 разів; 12.7. у 64 рази

2.2. Поняття про розчини (газоподібні, тверді, рідкі).

Методичні поради, щодо виконання самостійної роботи.

Загальний об'єм необхідного матеріалу міститься в лабораторному практикумі [4,5], де вказані вимоги: що треба знати, що треба вміти, про що треба мати уявлення, і в основній літературі [1,2].

Газовий розчин - фізична суміш, в якій кожний компонент проявляє індивідуальні фізичні та хімічні властивості. Приклад, повітря, яке містить розчинені один в одному азот (78% по об'єму), кисень (21%), інертні гази (~ 1%), диоксид вуглецю, пари води та деякі домішки.

При звичайному тиску гази необмежено розчиняються один в одному (змішуються в будь-яких співвідношеннях).

Твердий розчин - являє собою змішаний кристал. Кристалічну гратку твердого розчину утворюють частинки двох або більше речовин, розміщених одна відносно іншої невпорядковано. В залежності від способу розміщення частинок розрізняють тверді розчини заміщення і тверді розчини вкорінення. Необхідною умовою утворення твердих розчинів є також близькість хімічних властивостей речовин (однаковий тип хімічного зв'язку).

Наприклад, безперервний ряд твердих розчинів заміщення в залежності від типу хімічного зв'язку:

1) Se - Te, Si - Ge - ковалентний;

2) KCl - KBr, K2SO4 - K2BeF4 - іонний;

3) Ag - Au, Au - Pt - металічний;

4) Br2 - I2 - молекулярний.

Тверді розчини вкорінення, наприклад, утворюються у випадку кристалізації заліза та вуглецю, або у випадку адсорбції деякими металами водню.

Рідкий розчин - гомогенна система, в якій частинки розчиненої речовини розупорядковані між частинками розчинника. Для водних розчинів - утворюються комплекси-гідрати, для неводних - комплекси-гідрати.

Для засвоєння теми "Електролітична дисоціація" треба обов'язково знати кількісні характеристики: ступінь і константу електролітичної дисоціації, способи вираження концентрації розчинів (процентна, молярна, нормальна, титр).

Для засвоєння теми "Гідроліз солей" обов'язково треба знати поняття: іонний добуток води, водневий показник рН, ступінь і константа гідролізу.

Серед понять, про які потрібно мати уявлення такі: активність іона, коефіцієнт активності, добуток розчинності.

Активність іона Аі - концентрація відповідно якій він проявляє себе в хімічній реакції: Аі = Fі ·[I]

Fі - коефіцієнт активності; [I] - концентрація іона.

Величина коефіцієнта активності Fі залежить від величини іонної сили m, яка визначається в залежності від концентрації й заряду іона:

M = 1/2 (с1z12 + с2z22 + ... + сnzn2).

Добуток розчинності - кількісна характеристика для малорозчинних електролітів. Сильний малорозчинний електроліт складає тверду фазу і в момент динамічної рівноваги вираз добутку розчинності такий:

ДРАВ = [An+] · [Bn-] = const.

Ступінь гідролізу H- кількісна величина реакції гідролізу солі, визначає відношення числа молекул солі, яка гідролізує до загального числа молекул, або через молярну концентрацію:

, у відсотках %

H залежить від 1) хімічної природи іонів;

2) температури;

3) концентрації.

Константа гідролізу Кгідр. визначається в залежності від іонного складу солі. В разі гідролізу солі за катіоном (сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою)

;

Кв - іонний добуток води;

КОсн - константа дисоціації основи, яка утворюється в результаті гідролізу.

В разі гідролізу солі за аніоном (сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою):

;

ККисл. - константа дисоціації слабкої кислоти, яка утворюється в результаті гідролізу.

В разі гідролізу солі за катіоном і аніоном (сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою):

.