Алгоритм определения строения молекул по методу Гиллеспи

Для того чтобы определить строение молекулы методом Гиллеспи предлагается следующий порядок действий.

1. На основании формулы молекулы определяется число лигандов n, с которыми центральный атом образует связь и записывается формула AХ_nE_m с указанием значения n.

2. Находится общее число связывающих и неподелённых электронных пар (n + m) по формуле:

(n + m) = 1/2 (N_ц + N_л – z) – ,

где N_ц – число электронов центрального атома на его внешнем электронном слое, N_л – число электронов лигандов, участвующих в образовании связей с центральным атомом, – число -связей в молекуле, z – заряд иона (в случае определения строения молекулярного аниона).

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

4. Находится число неподелённых электронных пар m и уточняется формула молекулы AХ_nE_m (указывается значение m).

5. Устанавливается геометрия молекулы.

Вопрос 18) Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент связи, дипольный момент молекул. Дипольный момент молекулы и её строение на примерах ….

ЭФФЕКТИВНЫЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в хим. соед., и числом электронов своб. атома. Для оценок эффективного заряда атома используют модели, в к-рых экспериментально определяемые величины представляют как ф-ции точечных неполяризуемых зарядов, локализованных на атомах; напр., дипольный момент двухатомной молекулы рассматривают как произведение эффективного заряда атома на межатомное расстояние. В рамках подобных моделей эффективные заряды атомов можно рассчитать, используя данные оптич. или рентгеновской спектроскопии, ЯМР и др. Однако, поскольку электронная плотность в хим. соед. делокализована и границ между атомами не существует, нельзя описать разл. характеристики соед. одним набором эффективных зарядов атомов; значения этого показателя, определенные разными эксперим. методами, могут не совпадать. Эффективные заряды атомов можно определить также на основе квантовохим. расчетов.
Мера полярности связи – её дипольный момент ( ) – определяется произведением

= q l,

где q – эффективный заряд, l – длина диполя (расстояние между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами +q и –q).

Дипольный момент – это векторная величина. Понятия “дипольный момент связи” и “дипольный момент молекулы” совпадают только для двухатомных молекул. Дипольный момент сложной молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. Дипольный момент многоатомной молекулы зависит не только от полярности отдельных связей в молекуле, но и от геометрической формы молекулы.

Например, в линейной молекуле СО₂ каждая из связей С–О полярна, а молекула в целом неполярна
( (СО₂)=0), так как дипольные моменты связей компенсируют друг друга (рис. 8.1). В угловой молекуле Н₂О связи расположены под углом 104,5^o и векторная сумма дипольных моментов двух связей выражается диагональю параллелограмма (рис. 8.1). Если ¹ 0, то молекула полярна.

Что важно – чем симметричнее молекула, тем меньше ее μ, например симметричные молекулы (CO₂; BCl₃; CCl₄; PCl₅; SF₆) неполярны и имеют μ=0.

Вопрос 19) Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО ЛКАО). Объясните парамагнитные св-ва … и найдите кратность связи в … и …

Основные положения метода МО:

1) е заселяются вместе в соответствии с принципом Паули: на 1 орбитали не более не более 2-х е)

и правилом Хунда: при наличии орбитали с одинаковой энергией эти орбитали заселяются сначала по 1 е

2) Каждый разрыхляющий е сводит на нет действие связующего электрона. Если разрых е больше или столько же, сколько связующих,то молекула не образуюется. Кр св = (число е(связ)- число е (разрых))/ 2

3) ММО позволяет определить магнитные свойства молекулы: если молекула имеет неспаренный электрон,то она является парамагнетиком, такая частица выталкивается из магнитного поля, частица, имеющая неспаренный электрон называется радикалом, они химически активны и ядовиты. Молекулы, у которых все е спарены, явл диамагнетиками, они не реагируют на магнитное поле.

Энергетический ряд МО

 

Вопрос 20) Основные положения метода валентных связей при описании химической связи в комплексных соединениях. Рассмотрите на примерах … и …

Согласно МВС при образовании КС возникает д/а связь за счет неподеленной электронной пары лигандов и свободных квантовых ячеек комплексообразователя. При этом орбитали комплексообразователя подвергаются гибридизации. В случае sp гибр – правильный треугольник, sp3 - тетраэдр, dsp2 – квадратная молекула, dsp3 – тригональная бипирамида, d2sp3 - октаэдр. Свободные пары е, которыми обладают лиганды, заполняют пустые орбитали центрального иона. Эти орбитали объединяют в гибридные комбинации в зависимости от координационного числа (к.ч).

Вопрос 21) Основные положения теории кристаллического поля при описании химической связи в комплексных соединениях. Рассмотрите на примерах … и …

Основные положения:

1. связь между к/о и лигандами рассматривается как электростатическая.

2. Лиганды считаются точечными ионами или точечными диполями, их электронное строение игнорируется.

3. Лиганды и к/о считаются жестко закрепленными.

4. Подробно рассматривается электронное строение к/о.

Вопрос 22) Эквиваленты в-в в реакциях обмена (или в окислительно – восстановительных реакциях). Фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента, молярный объём эквивалента. Приведите три примера. Закон эквивалентов.

Эквивалент – реальная или условная частица вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции или реакции обмена эквивалентна одному иону водорода Н⁺ (одному иону ОН^- или единичному заряду), а в данной окислительно-восстановительной реакции эквивалентна одному электрону. Иными словами, эквивалент – это часть молекулы, приходящаяся на один электрон в данной ОВР или на один протон (один гидроксил, единичный заряд) в данной обменной реакции.

Фактор эквивалентности fэкв(X) – число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества. Эта величина меняется от нуля до единицы.

1 моль экв. содержит 6,02.10²³ эквивалентов, а его масса в граммах и будет молярной массой эквивалента: М_экв = f_экв.M.

Молярный объём эквивалента – это объём, который занимает 1 моль экв. в-ва при нормальных условиях.

Закон эквивалентов: вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Если взято n(экв₁) моль эквивалентов одного вещества, то столько же моль эквивалентов другого вещества n(экв₂) потребуется в данной реакции, т.е. (Числа эквивалентов веществ, вступивших в реакцию, и образовавшихся в результате реакции, равны)

nэкв(А)= nэкв(В)= nэкв(С)= nэкв(D)

Пример: O2(0)----+4e----2O(-2)

Fэкв =1/4; Mэкв = M* fэкв = 34*1/4 = 8г/моль; Vэкв = Vm*fэкв = 22,4*1/4=5,6 л/моль*экв

 

Вопрос 23) Закон эквивалентов. Различные формы записи закона (реакции в-в в растворах, реакции в-в в газообразном состоянии). Что такое нормальная концентрация и как она связана с молярной концентрацией?

Вопрос 22

1 моль экв. содержит 6,02.10²³ эквивалентов, а его масса в граммах и будет молярной массой эквивалента: М_экв = f_экв.M. Число молей эквивалентов каждого из участников процесса может быть найдено следующим образом: ; , где m_A и m_B – массы в-в А и B. И поэтому другая запись закона эквивалентов имеет: “число молей эквивалентов участников данного процесса есть постоянная величина”: n_экв.A = n_экв.B = n_экв.C = … = const.

Если участники процесса находятся в растворе, то число молей эквивалентов каждого из них может быть найдено умножением нормальной концентрации в-ва на объём его раствора. В результате для этого частного случая закон эквивалентов принимает форму:

Для химических расчетов с участием газов наряду с молярными массами активно использует величина 22,4 л (объём 1 моль газа при нормальных условиях). Аналогично вводится: .

Нормальная концентрация (нормальность) н раствора показывает сколько моль эквивалентов растворенного в-ва содержится в 1 л раствора.

n р.в моль экв = Сн * V рас-ра

Связь между Сн и См: при fэкв < 1 Сн > См

Вопрос 24) Классификация окислительно – восстановительных реакций. Преведите по 2 примера реакций каждого типа (не используйте уравнения из задания №5).

Классификация ОВР:

I группа – реакции межатомного и межмолекулярного окисления, восстановления – это реакции, в которых обмен е происходит между различными атомами, молекулами или ионами.

2Ca+ O2 à 2CaO

2KBr+ Cl2 àBr2+ 2KCl

2) II группа – реакции диспропорционирования. В реакциях диспропорционирования молекулы или ионы одного и того же вещества реагируют друг с другом, как восстановитель и окислитель.

например: (N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ N⁰₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂0.

Сl2 + 2NaOH àt NaCl + NaClO+H2O

3Cl2+ 6NaOH à 5 NaCl + NaClO3 + 3H2O

3)III группа - реакции внутримолекулярного окисления, восстановления, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле: 2KClO3 à 3O2 + 2KCl

4) IV группа – реакции контрдиспропорционирования. Реакции, которые протекают между одним и тем же элементом, в положительном и отрицательном степени окисления, образуется промежуточн. ст. окисления

2H2S + SO2 à 3S + 2H2O

(N^3-H₄)₂N³⁺O₂ = N₂⁰ + H₂O

Вопрос 25) Типичные восстановители в ОВР. Каковы продукты их окисления? Приведите примеры. Классификация ОВР.

Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. Типичные восстановители:

Атомы Ме, ионы неМе, положительно заряж. ионы неМе, Ме, котоые отдают электроны. 1 группа: Fr Cs K Na Li Ba Sr Ca Mg

2 группа: Br (-) S (2-) Cl(-) I (-) Se(2-)

3 группа: SO3 NO2 SnO2

4 группа: Sn Fe Cr Mn катионы металлов в низких степенях окисления

5 группа: H2 C N2H2 CO SO2

Аммиак и соединения аммония.

HCl(только конц) KBr NaI CuS(2-)

Продукты их окисления: если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается.

Al(0)àAl(+3)

Zn(0)à Zn(+2)

Fe(+2) à Fe(+3)

Нитрит в нитрат

Сульфит в сульфат

NH3àв N2 или HNO3(или соли)

S(2-) à S(0) SO4 (кис-та или соли)

HHal à Br2 I2 Cl2

(HBr HI HCl(к)

HNO2 à обычно в NO

Классификация 25 вопрос

Примеры:

2KMnO4+ 10KBr (восстановитель) + 8H2SO4 à 2MnSO4 + 5Br2+ 6K2SO4 +8H2O

KMnO4 + 16HCl à 5Cl2+2 MnCl2 + 2KCl +8H2O

Вопрос 26) Типичные окислители в ОВР. Каковы продукты их восстановления? Классификация ОВР. Приведите примеры.

Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны. Типичные окислители:

1) в-ва, молекулы которых содержат атомы элементов в высших положительных степенях окисления, например: KMn⁺⁷O₄, KBi⁺⁵O₃, K₂Cr₂⁺⁶O₇, Pb⁺⁴O₂; хроматы, дихроматы,манганаты

2) катионы металлов более высокого заряда (более высокой степени окисления), например: Fe⁺³; Au⁺³; Sn⁺⁴;

3) галогены и кислород (при повышенных температурах).

H2O2, H2SO4(к), HNO3

Кислородосодержащие соли галогенов или соли кислоты (NaClO4 KClO3 HClO)

Классификация ОВР: вопрос 24

Продукты их восстановления: Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H₂O или OH–).

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Концентрированная H₂SO₄ в реакциях с металлами может восстанавливаться до SO₂, S или H₂S. Состав продуктов восстановления определяется активностью металла, концентрацией кислоты и температурой. При обычной температуре концентрированная серная кислота не реагирует с такими металлами, как железо, хром и алюминий (явление пассивации), а при нагревании H₂SO₄ не реагирует с золотом и платиной. Малоактивные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода, восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO₂. Активные металлы (Ca, Mg, Zn и др.) восстанавливают концентрированную серную кислоту до свободной серы или сероводорода.

Продукты восстановления KMnO₄ зависят от рН среды, в которой протекают реакции:

В кислой à соли Mn(+2) и соль К+

В щелочной à K2MnO4

В нейтральной à MnO2 + KOH

Дихромат, хромат калия K₂Cr₂O₇ в кислой среде (H₂SO₄) восстанавливается до Cr₂(SO₄)₃. В щелочной среде в Cr(OH)3 или комплексы.

HNO3 (р) в основном в NO,а концентрированная в NO2.

KClO4 NaBrO3 KClO2 в бескислородные соли KCl NaBr

Галогены в Cl- Br- I- (кислоты или соли)

Примеры:

2KMnO₄ (окислитель) + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O;

K₂Cr₂O₇ + 6FeSO₄ + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ +3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O.

4Ca + 5H₂SO_4(конц) = 4CaSO₄ + H₂S + 4H₂O.

S + 2H₂SO_4(конц) = 3SO₂ + 2H₂O

FeO + 4HNO_3(конц) = Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O;

C + 4HNO_{3 (конц)} = CO₂ + 4NO₂+ 2H₂O;

Вопрос 27) Общие сведения о комплексных соединениях: комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сферы. Классификация комплексных соединений. Приведите примеры.

Соединения высшего порядка, образованные из более простых устойчивых химических форм (молекулах, ионов, атомов), называют комплексными соединениями.

Центральный ион (атом) в компл. соединении наз. комплексообразователем. (ион d– или f–элемента, реже p– или s–элемента).

Непосредственно окружающие к/о ионы или молекулы, называемые лигандами, образуют вместе с к/о внутреннюю (координационную) сферу (выделяется [ ]).

Ионы (молекулы) за пределами внутренней сферы образуют внешнюю сферу компл. соединения.

Общее число лигандов во внутр. сфере называется координационным числом.

Классификация комплексных соединений. Приведите примеры: см. вопрос 28.

Вопрос 28) Классификация комплексных соединений: по виду координируемых лигандов, по заряду комплексного иона, по классам соединений. Номенклатура комплексных соединений. Приведите примеры.

Классификация комплексных соединений:

1) по виду координируемых лигандов: +) аквакомплексы, в которых лигандом явл. молекула воды. Например: [Cr(H2O)6]Cl3,

+) аминокомплексы (аммиакаты): лиганды NH₃. Например: [Ag(NH₃)₂]Cl, [Cu(NH₃)₄](OH)₂.

+) ацидокомплексы, в которых лиганды – анионы кислотных остатков. Например: K[Au(CN)₂], K₂[HgI₄].

+)гидроксокомплексы (OH). Пример: Na3[Cr(OH)6]

+) смешанного типа [ Cr(H2O)5Cl]Cl2* H2O

2) по заряду комплексного иона: +) катионные – комплексы имеют катионные к/о. Например: Cl₂

+) анионные – комплексы имеют анионные к/о. Например:

+) нейтральные – к/о не имеют заряда. Например: [Fe(CO)5]

3) по классам соединений:

+) кислотные комплексы. Например: H₂[SiF₆] H[ AuCl4].

+) комплексы основания. Например: [Ag(NH₃)₂]OH [Ni(NH3)6](OH)2.

+) комплексы соли. Например: K₃[Fe(CN)₆] [Cu(NH3)2]Cl.

Номенклатура к.с:

Сначала называем анион, затем катион, но с указанием числа и вида лиганд, название читается справа налево, название катионов и анионов пишут раздельно, указывается валентность комплексообразователя.

В случае аниона берется корень латинского названия элемента, к нему добавляется “ат” (станнат, аурат, плюмбат). Например: К₃[Al(OH)₆] - гексагидроксоалюминат (III) калия; [Cr(NH₃)₄Cl₂]Cl – хлорид дихлоротетрамминхрома (III).

Вопрос 29) Закон Гесса, условия его выполнения. Энтальпии образовании, сгорания, атомизации (определение).

Закон Гесса: Изменение энтальпии (внут. Энергии) химической реакции не зависит от пути процесса, а зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции.

1. Единственным видом работы является работа расширения (отсутствует полезная работа).
2. Давление и температура не меняются (р,Т= const) – изобарно-изотермический процесс.
3. Объем и температура не меняются (V,T= const) – изохорно-изотермический процесс.
4. Химическая реакция должна протекать до конца и необратимо.
5. Теплота рассчитывается на 1 моль вещества, т.е. необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
6. Тепловые эффекты определяют при нормальных условиях, Т= 25ºС и р = 1 атм, а также используют наиболее устойчивую модификацию.

энтальпия образования Н^о_f,298 (или Н^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Энтальпия сгорания – Стандартной энтальпией сгорания Н^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Энтальпия атомизации или энергия ионизации – это наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.

Вопрос 30) Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. При каких условиях выполняется этот закон?

Закон Гесса: вопрос 29

Следствия из закона Гесса:

Следствие 1. , где n_i и n_j – числа молей (коэффициенты в уравнении).

Следствие 2. , где n_i и n_j – числа молей (коэффициенты в уравнении).

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Условие выполнения вопрос 29

Вопрос 31) Стандартные термодинамические характеристики. Понятие о стандартном состоянии индивидуальных жидких и кристаллических в-в, газов и растворов. Закон Гесса.

Раздел химии, занимающийся изучением тепловых эффектов процессов – термохимия.

Закон Гесса: вопрос 29

За стандартное состояние раствора принимают идеальный раствор, активность растворенного которого = 1, а энтальпия = энтальпии в реально бесконечно разбавленном растворе.

Фугитивностью (летучестью) называют такую величину, которая связана с другими термодинамическими характеристиками реального газа так же, как с ним связано давление в случае идеального газа.

За стандартное состояние газообр. в-ва принимают состояние гипотетически идеального газа, летучесть которого равна единице, а энтальпии реального газа при той же температуре и давлении, стремящейся к нулю. Т.е. за станд. сост. принимается бесконечно разряженный газ.

Осталась одна проблема – аллотропные модификации. Какую из них брать за стандарт? Берут наиболее устойчивую форму, искл.: фосфор берут белый, а не более устойчивый красный, т.к. он более реактивный; S (к.ромб.), а не S (к. моноклин.); С (к. графит), а не С (к. алмаз). Если все участники процесса наход. в стандарт. состоянии, тогда реакция – стандартная и обозначается верхним правым “ноликом”.

Для жидких и кристаллических индивидуальных веществ в качестве стандартного состояния при каждой температуре принимается их состояние под нормальным давлением.

Вопрос 32) Энтальпия и энергия Гиббса, их физический смысл, связь между ними.

Энтальпия (теплосодержание, тепловая функция Гиббса), потенциал термодинамический, характеризующий состояние термодинамической системы при выборе в качестве основных независимых переменных энтропии S и давления р. Обозначается H

Энергия Гиббса − это термодинамический функция состояния системы. Физический смысл: Энергия Гиббса показывает самопроизвольность в течение химической реакции.

ΔG = Нт –TΔS

Физический смысл энтальпии: физический смысл энтальпии: ее изменение — это тепло, подведенное к системе в изобарическом процессе (при постоянном давлении).

Проанализируем уравнение G^о_Т = Н^о_Т - Т S^о_Т. При низких температурах Т S^о_Т мало. Поэтому знак G^о_Т определяется в основном значением Н^о_Т (энтальпийный фактор). При высоких температурах Т S^о_Т – большая величина, знак D G^о_Т определяется и энтропийным фактором. В зависимости от соотношения энтальпийного ( Н^о_Т) и энтропийного (Т S^о_Т) факторов существует четыре варианта процессов.

1. Если Н^о_Т < 0, S^о_Т > 0, то G^о_Т < 0 всегда (процесс может протекать самопроизвольно при любой температуре).

2. Если Н^о_Т > 0, S^о_Т < 0, то G^о_Т > 0 всегда (процесс не протекает ни при какой температуре).

3. Если Н^о_Т < 0, S^о_Т < 0, то G^о_Т < 0 при Т < Н^о/ S^о (процесс идет при низкой температуре за счет энтальпийного фактора).

4. Если Н^о_Т > 0, S^о_Т > 0, то G^о_Т < 0 при Т > Н^о/ S^о (процесс идет при высокой температуре за счет энтропийного фактора).

Вопрос 33) Энергия Гиббса как термодинамическая функция состояния. Определение и свойства. Вычисление стандартной энергии Гиббса процесса по справочным данным. Критерий самопроизвольного протекания реакций.

G – функция состояния системы, называемая энергией Гиббса. Она равна разности энтальпии и произведения энтропии на температуру: G=H – T∙S Абсолютное значение G определить невозможно. ∆G=∆Н – Т∙∆S Рассчитывают ∆G также, как и ∆Н, используя стандартные энергии Гиббса образования веществ. ΔG_{хим.реакции} = ∑n_iG_{i(продуктов)} − ∑n_jG_{j(исх. в-в)}

Св-ва ф-ции:

1) однозначная, конечная, непрерывная ф-ция состояния системы;

2) обладает св-вом независимости ΔG от пути перехода от начальных в-в к продуктам.

3) −A_пол ≥ G₂ − G₁ = ΔG.

Физический смысл энергии Гиббса вытекает из со отношения: -Aпол=U2+pV2-TS2-(U1-pV1-TS1) – энергия Гиббса в равновесном процессе с точностью до знака равна полезной работе, которую может совершить система. В случае протекания неравновесных процессов энергия Гиббса будет (с обратным знаком) равна максимально возможной полезной работе, которую может совершить система..

Критерий самопроизвольного протекания процесса: в системах, находящихся при Р, Т = const, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса
( G < 0). При достижении равновесия в системе G = 0.

Вопрос 34) Критерий самопроизвольного протекания реакций, энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Какие реакции протекают самопроизвольно в водных растворах?

Критерий самопроизвольного протекания процесса: вопрос 34

 

 

ΔG = ΔН – ТΔS. самопроизвольное течение процесса (ΔG< 0) возможно при:

· Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

· Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

· В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS. Поэтому большинство реакций, протекающих при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся осуществляемыми.

Чем отрицательней ΔG, тем проще, в более мягких условиях идет процесс.

Энтальпийный и энтропийный факторы процесса:

Если ΔН<0 отражает стремление к объединению частиц в более крупные агрегаты, то ΔS>0 отражает стремление к беспорядочному расположению частиц, к их дезагрегации. Переход системы в состояние с минимальной энергией когда ΔS=0, если же ΔН=0, то система самопроизвольно переходит в наиболее неупорядоченное состояние. Каждая их этих противоположных тенденций, количественно выражаемых ΔН и ΔS зависит от природы в-ва и условий протекания процесса (т-ра, давление, соотношение между реагентами и т.д).

Произведение ТΔS (кДж/моль) явл. энтропийным фактором процесса, ΔН – энтальпийным фактором. В состоянии равновесия: ΔН = ТΔS. Это уравнение явл. условием равновесия, характеризует такое состояние данной системы, когда скорости протекающих в ней противоположных процессов становятся равными. Из этого уравнения : расчет изменения энтропии в равновесном процессе возможен из непосредственно измеряемых величин. ΔН фазового перехода можно определить экспериментально с помощью калориметра.

Реакции, протекающие самопроизвольно в водных растворах: У которых изменение энергии Гиббса меньше нуля.

Вопрос 35) Химическое равновесие. Истинное (устойчивое) и кажущееся (кинетическое) равновесие, их признаки. Приведите примеры.

Равновесным называют ионное состояние системы, которое не изменяется во времени, и эта неизменность не обусловлена протеканием какого-либо внешнего процесса. Равновесие остается неизменным, пока не изменяются внешние условия. Различают истинное (устойчивое) и кажущееся (кинетическое) равновесие.

Истинное равновесие сохраняется неизменным не вследствие отсутствия процессов, а в силу протекания их одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью. Истинное равновесие имеет следующие признаки:

1. Если нет внешнего воздействия, то система неизменна во времени.

2. Любое малое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы. Если внешнее воздействие снимается, то система возвращается в исходное состояние.

3. Состояние системы будет одинаковым независимо от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

Кажущееся равновесие также неизменно во времени при отсутствии внешнего воздействия, однако второй и третий признаки для него не характерны. Примером системы в кажущемся равновесии является пересыщенный раствор: достаточно попадания соринки в такой р-р или встряхивания и начинается выделение из р-ра избыточного растворенного в-ва.

При изменении внешних условий равновесие изменяется сообразно новым условиям, или, как говорят, «смещается».

Вопрос 36) Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье – Брауна и смещение равновесия. Рассмотрите на примере реакции ……

Химическое равновесие вопрос 35

Смещение равновесия подчиняется закономерности, называемой принципом Ле-Шателье: “если на систему, находящуюся в истинном равновесии, воздействовать извне, изменяя какой-либо из параметров, определяющих состояние равновесия, то в системе усилится то направление процесса, который ослабевает эффект воздействия и положение системы сместится в том же напралении”.

Смещение равновесия:

1) Повышение температуры равновесной системы усиливает течение эндотермического процесса, охлаждение – наоборот.

2) изменение давления существенно сказывается лишь на равновесиях газовых систем. Увеличение давления для них ведет к смещению равновесия в сторону меньшего объёма, падение давления – в сторону большего объёма.

3) увеличение концентрации исх. в-в ведет к смещению равновесия вправо (в сторону продуктов).

Вопрос 37) Константа химического равновесия. Соотношение величин К_р и К_с для газовых равновесий. Связь и константы равновесия.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа химического равновесия

2 SO2_(г) + O_2(г) 2 SO_3(г)

В момент равновесия концентрация не меняется, также не меняется парциальное давление газов

Кс =

 

Кр =

Парциальное давление газа – давление, которое бы этот газ производил, занимая весь объем

Связь между Кс и Кр для гомогенных процессов:

P1*V1 = n1RT

P1 = n1*R*T/V = C1*RT

Кр = Кс(RT)^ Δn

Δn – разность коэффициентов при формулах веществ в правой и левой частях в химическом уравнении

 

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

G_T^о = – RTlnK.

Чем меньше энергия гиббса тем выше константа равновесия

K= 1 ΔG=0 химическое равновесие

K<1 ΔG>0 (равновесие сместится влево) K>1 ΔG<0 (равновесие сместится вправо)

Вопрос 38) Равновесие диссоциации ассоциированных (слабых) электролитов на примере.... Степень диссоциации, константа диссоциации. Закон разбавления Оствалда.

 

Степень диссоциации a - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N¢ к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если a =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если a =1, то электролит полностью распадается на ионы.

К слабым электролитам в водных растворах относят кислоты: угольную, сернистую, сероводородную, серную (по второй ступени), ортофосфорную, все карбоновые к-ты; основания: гидроксиды магния, бериллия, алюминия, аммония, все гидроксиды d-элементов.

Константа диссоциации – константа равновесия в процессе диссоциации одно и то же.

А_mB_n(k) = mAⁿ⁺ + nA^m-

К_дисс =

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^{- 4}, а К(HCN) = 4,9·10^{- 10}.

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

.

Для практических расчетов при условии, что <<1 используется приближенное уравнение

К_д .

Вопрос 39) Принципы построения шкалы стандартных термодинамических функций образования ионов в водных растворах. Как определить стандартную энтальпию образования …. в водном растворе.

Бесконечно разбавленный раствор – это такой раствор, в котором на каждую молекулу р-ного в-ва приходится на бесконечно большое число молей р-ля. Его характеристики:

1) все электролиты в нём полностью диссоциированы.

2) взаимодействие между ионами полностью отсутствуют.

Любое св-во индивидуального иона, например термодинамическое, не может быть объективно определено. В таких ситуациях прибегают к построению шкалы относительных величин, в которой значение рассматриваемого св-ва для одной из систем постулируется, а значение св-ва других систем отсчитываются от принятого значения. В частности для водных растворов электролитов шкала термодинамических функ. обр. ионов строится на основе следующих допущений:

ΔH⁰(H⁺_{∞ р-р}) = 0

S⁰(H⁺_{∞ р-р}) = 0

ΔG⁰ (H⁺_{∞ р-р}) = 0

На основе этого получаем: ΔНобр0НCl(р-р, ст.с)=ΔНобр0Н+(р-р, ст.с)+ΔНобр0Cl-(р-р, ст.с)= ΔНобр0Cl- (р-р, ст.с)

Нашли ΔНобр0Cl- (р-р, ст.с), затем находим ΔНобр0NaCl (р-р, ст.с), а по ней - ΔНобр0Na+ (р-р, ст.с) и т.д.

Получаем шкалу энтальпий образования ионов.

А как нашли ΔНобр0НCl(р-р, ст.с)? ½ Н2(г) + ½ Cl2(г) + ∞Н2О(ж)=НCl (½ Н2(г) + ½ Cl2(г))= ΔНобр0НCl(г) ----->HCl(г)----(+ ∞Н2О(ж)= ΔНраств0НCl(г))---->HCl Получили: ΔНобр0НCl(р-р, ст.с)= ΔНобр0НCl(г)+ ΔНраств0НCl(г)

А как нашли последнюю величину? ΔНобр0НCl(р-р, HCl*nH2O)= ΔНобр0НCl(г)+ ΔНраств0НCl(г) с образованием р-ра состава HCl*nH2O.
Аналогичным путем были найдены стандартные энергии Гиббса образования ионов и стандартные энтропии ионов. Хотя энтропий в-в могут быть только положительными, энтропии ионов могут быть и отрицательными, поскольку они – относительные величины.

Вопрос 40) Шкалы величин рН и рОН. Вычисление рН растворов неассоциированных электролитов на примерах ….

Равновесие процесса диссоциации воды

Н₂О Н⁺ + ОН^-

описывается константой К_w, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:

К_w = [Н⁺] [ОН^- ].

Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:

pH - показатель кислотности или щелочности среды

рН = - lg[H⁺].

Н⁺ – активность ионов водорода

1) В нейтральной среде pH = - lg10^-7 = 7

2) В кислой среде рН < 7

3) В щелочной среде рН > 7

Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение

рН + рОН = 14,

где рОН = - lg[О^H-].

4)Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

Вопрос 41) Равновесие диссоциации воды. Ионное произведение воды. Шкалы величин рН и рОН.

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Диссоциация обратима, то есть ионы H⁺ и OH^- могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие, при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H⁺ и OH^- ионов.

Ионное произведение воды:

1) Кд =

2) Кд H2O может быть найдена из термодинамич. ф-и:

ΔG⁰_дисс = -RT*lnK_дисс (используют табличные значения)

3)α<<1 [H2O] в растворе const

V_h2o = 1л m_h2o = 1000г

[H₂O]_равн=1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л. = const

Кд =

Кдисс*[H2O] = const = [H⁺]*[OH^-] = Kw

[H⁺]*[OH^-] = Kw – ионное произведение воды

Kw = Кдисс*[H2O] = 1.8*10^-16 * 55.56 = 10^-14

[H⁺]*[OH^-] = Kw = 10^-14

Шкала величин рН и рОН вопрос 40

Вопрос 42) Равновесие диссоциации комплексных соединений. Константа устойчивости и константа нестойкости. Реакции образования комплексных соединений. Приведите примеры получения гидроксокомплекса, амминокомплекса и ацидокомплекса.

Реакции образования комплексных соединений: комплексные соединения образуются и существуют в растворах при сравнительно большом избытке лиганд. Обычно его берут в несколько раз больше того количества, которое необходимо в соответствии со стехиометрическим соотношением. В результате подавляется диссоциация комплексного соединения, и оно стабилизируется.

Разная прочность связи во внутренней и внешней сферах комплексного соединения ведет к различию в характере диссоциации этих частей молекулы. По внешней сфере в водных растворах все комплексные соединения являются сильными электролитами, тогда как диссоциация по внутренней сфере происходит в незначительно степени.

K₂[Zn(CN)₄] 2K⁺ + [ Zn(CN)₄]^2-; [Zn(CN)₄]^2- Zn²⁺ + 4CN^-.

Константа равновесия для последнего процесса (диссоциация комплексного иона) называется константой нестойкости: К_равн = К_нест = .

Константа равновесия обратного процесса: Zn²⁺ + 4CN^- = [Zn(CN)₄]^2- наз. константой устойчивости: К_равн. = К_уст. = .

Чем больше К_уст. (меньше К_нест.), тем прочнее комплексное соединение, тем слабее оно диссоциирует. Ясно, что произведение К_уст. и К_нест. равно единице.

Примеры:

1)Гидроксокомплексы – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов гидроксид-ионы OH^-. Гидроксокомплексы образуются в реакциях протолиза из аквакомплексов:

[Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O [Al(H₂O)₅(OH)]²⁺ + H₃O⁺

либо при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах гидроксидов щелочных металлов:

Zn(OH)₂ + 2 OH^- = [Zn(OH)₄]^2-

2) Эту группу комплексных соединений можно подразделить на две части: комплексы с кислородсодержащими лигандами и комплексы с бескислородными (преимущественно галогенидными или псевдогалогенидными) лигандами. Например, к ацидокомплексам с кислородсодержащими лигандами относятся дитиосульфатоаргентат(I)-ион, который получается по обменной реакции:

Ag⁺ + 2 SO₃S^2- = [Ag(SO₃S)₂]^3-

и гексанитрокобальтат(III)-ион, который осаждается в виде мелких желтых кристаллов калиевой соли при смешивании растворов, содержащих хлорид кобальта(II), нитрит калия и уксусную кислоту:

CoCl₂ + 7 KNO₂ + 2 CH₃COOH =
= K₃[Co(NO₂)₆]¯ + NO­ + 2 KCl + 2 CH₃COOK + H₂O

3) Аммиачные комплексы обычно получают при взаимодействии солей или гидроксидов металлов с аммиаком в водных или неводных растворах, либо обработкой тех же солей в кристаллическом состоянии газообразным аммиаком:

AgCl(т) + 2 NH₃ ^. H₂O = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O

Cu(OH)₂(т) + 4 NH₃ ^. H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4 H₂O

NiSO₄ + 6 NH₃ ^. H₂O = [Ni(NH₃)₆]SO₄ + 6 H₂O

CoCl₂ + 6 NH₃(г) = [Co(NH₃)₆]Cl₂

В тех случаях, когда аммиачный комплекс неустойчив в водном растворе, его можно получить в среде жидкого аммиака:

AlCl₃(s) + 6 NH₃(ж) = [Al(NH₃)₆]Cl₃(s)

Вопрос 43) Буферные растворы и их св-ва. Расчет рН буферного раствора состава ….

Буферными растворами называют растворы, имеющие постоянное значение рН, не зависящие от разбавления и небольших добавок сильных кислот и щелочей.

1) Они могут быть: смеси слабой кислоты и ее соль

HCN+ KCN

HCOOH + HCOOK

CH3COOH + CH3COONa pH <7

2) Слабое основание и его соль

NH4OH+NH4Cl pH<7

 

Пример: HCN + KCN

HCN = H+ + CN-

KCN = K+ + CN-

Kдисс _HCN = [H+]* [CN-] /[HCN]

[H+] = Кдисс * [HCN]/[CN-]

В присутствии сильного электролита KCN диссоц. HCN подавляется по принципу Ле- Шателье Брауни. Тогд концентрацию HCN можно приравнять к концентрации кислоты исход.

[HCN]_равн ̴̴ С_{HCN исх} = С_{кислоты}

[CN-]_равн ̴ С_{KCN исх} = C_соли

[H+] =Кдисс * (Скислоты/С соли)

[OH-] = Кдисс * (С основание/С соли)

Скислоты/С соли = const при разбавлении раствора

H+ + CN- à HCN в кислой среде

OH- + H+ à H2O в щелочной среде

Практически не влияет на рН

Как видно:

1) при разбавлении р-ра водной ведет к одинаковому уменьшению С_к-ты и С_соли, а отношение С_к-ты/С_соли не изменится и рН станет прежним.

2) добавим в буферный р-р несколько капель НСl, при этом часть соли превратится в к-ту; в результате С_к-ты немного возрастает, а С_соли – уменьшится, а отношение С_к-ты/С_соли и соответственно рН буферного р-ра изменится мало.

3) Подобное произойдет при вливании в буферную смесь нескольких капель р-ра NаОН: С_соли возрастает, С_к-ты мало уменшится, а отношение С_к-ты/С_соли и соответственно рН буферного р-ра изменится мало.

Вопрос 44) Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита. Произведение растворимости. Связь ПР и растворимости (на примере …..).

АmBn(k)↔ AmBn↔ mA(n+) + nB(m-)- насыщ.р-р
промежуточный раствор
АmBn(k) ↔ mA(n+) + nB(m-)

K_равн = [Aⁿ⁺]^m * [B^m-]ⁿ / [AmBn]

ПР= произведение растворимости (ПР).

Так как [AmBn] = const,то

K_равн *[AmBn] = [Aⁿ⁺]^m * [B^m-]ⁿ = ПР

ПР = [Aⁿ⁺]^m * [B^m-]ⁿ

Таким образом, произведение растворимости (ПР) есть константа равновесия растворения и диссоциации малорастворимого электролита. Оно численно равно произведению концентраций (активностей) ионов в степенях стехиометрических коэффициентов в насыщенном водном растворе данного малорастворимого электролита. Пусть растворимость(кнцентрация насыщенного раствора при данной температуре) электролита равна Р моль/л. Тогда:

ПР= (mp)^m (np)ⁿ = m^m * nⁿ * p ^m+n

Отсюда находим связь ПР с растворимостью: .

Если ПК > ПР – выпадет осадок, ПК < ПР − осадок растворится, ПК = ПР − установится равновесие. (ПК = [Kt^m+]ⁿ.[A^n-]^m. ПК – произведение концентраций).

Вопрос 45) Условия выпадения осадка и растворения малорастворимых электролитов. Связь ПР с растворимостью на примере ….

Если ПК > ПР – выпадет осадок, ПК < ПР − осадок растворится, ПК = ПР − установится равновесие. (ПК = [Kt^m+]ⁿ.[A^n-]^m. ПК – произведение концентраций).

Вопрос 46) Произведение растворимости как константа равновесия растворения и диссоциации малорастворимого соединения. Связь ПР с растворимостью на примере ….

Вопрос 44-45

Вопрос 47) Польный (необратимый) гидролиз. Взаимное усиление гидролиза (совместный гидролиз). Приведите примеры.

Гидролиз – обменная реакция взаимодействия растворенного вещества (например, соли) с водой. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы соли способны образовывать с Н⁺ и ОН^- ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз некоторых солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, протекает необратимо.

Необратимо гидролизуется, например, сульфид алюминия:

Al₂S₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂S .

Необратимо протекает гидролиз, если одновременно ввести в раствор соль, образованную тяжелым металлом, и соль, образованную слабой летучей кислотой, например,

2 AI CI₃ +3Na₂ S + H₂O = Al₂S₃ +6NaCI

CH3COONH4 = CH3COO + NH4

SbCl₃ + H₂O SbOCl + 2HCl.

Взаимное усиление гидролиза. Допустим, что в разных сосудах установились равновесия:

CO₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^–

Al³⁺ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺

Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H⁺ и OH^–. В соответствии с принципом Ле – Шателье оба равновесия смещаются вправо, и гидролиз протекает полностью:

2 AlCl₃ + 3 Na₂CO₃ + 3 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 CO₂ + 6 NaCl

Это называется взаимным усилением гидролиза.

2FeCl₃+3Na₂CO₃+3H₂O=2Fe(OH)₃+6NaCl+3CO₂
2Fe³⁺+3CO₃^2-+3H₂O=2Fe(OH)₃+3CO₂
Al₂(SO₄)₃+3Na₂CO₃+3H₂O=2Al(OH)₃+3Na₂SO₄+3CO₂
2Al³⁺+3CO₃^2-+3H₂O=2Al(OH)₃+3CO₂
Cr₂(SO₄)₃+3Na₂S+6H₂O=2Cr(OH)₃+3Na₂SO₄+3H₂S
2Cr³⁺+3S^2-+6H₂O=2Cr(OH)₃+3H₂S

2CuCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O → (CuOH)₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl

Вопрос 48) Польный (необратимый) гидролиз. Приведите два примера. Совместный гидролиз двух солей с образованием а) гидроксида металла (+3), б) основного карбоната металла (+2).

а) 2NaCl_{3 (кр)}+3Na₂CO_{3 (кр)}+3H₂O _(ж)=2Al(OH)_{3 (тв)} + 3СO_{2 (г)} + 6NaCl_(р-р)

б) 2CuCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃↓ + CO₂↑ + 4NaCl

Вопрос 49) Гидролиз солей одновременно по катиону и аниону (обратимый гидролиз). Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов таких солей на примере …

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например, CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN гидролизуются по аниону:

СН₃СООNa + НОН СН₃СООН + NaОН (рН > 7).

AB + H2O = AOH + HB

Кравн = [АОН]* [HB]/ [AB] * [H2O]

[H2O] = const

Kравн[ H2O] = К гидр = const

Kгидр = [AOH] * [HB]/[AB]

 

Kt⁺ + A^- + H₂O = KtOH + HA

Константа гидролиза имеет вид:

.

Пусть общая концентрация соли, гидролизованной одновременно по катиону и аниону, равна с моль/л, степень гидролиза составляет h. Тогда:

Отсюда: . Значение константы гидролиза не зависит от концентраций солей гидролизованной, или по другому степень гидролиза соли, подвергающейся гидролизу по катиону и аниону одновременно, будет одной и той же при любых концентрациях соли в растворе.

рН растворов:

Степень гидролиза называют отношение числа гидрализованных молекул к общему числу растворенных молекул.

Вопрос 50) Гидролиз солей по катиону. Способы подавления гидролиза. Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов солей, гидролизованных по катиону на примере ….

Соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl Cu(NO3)2)

NH4Cl= NH4+ + Cl-

NH4+HOH = NH4OH + H+

 

Кгидр по катиону

A+ + HOH = AOH+ H+ pH<7

Kгидр = [AOH] * [H+] / [A+]

Т.к [AOH] = [H+] * [A+] = Cисх соли

Т.к α_г<1 мала

Kг = [H+]²/C исх соли

[H+] =

3) Кг =

Способы подавления гидролиза:

1) охлаждение раствора;

2) добавление кислоты в раствор для подавления гидролиза по катиону, добавление щелочи в раствор для подавления гидролиза по аниону.

Вопрос 51) Гидролиз солей по аниону. Способы подавления гидролиза. Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов солей, гидролизованных по аниону на примере ….

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (NaCN K2SO3 Na3PO4)

NaCN = Na+ + CN-

CN- + HOH = HCN + OH-

Способы подавления гидролиза:

1) охлаждение раствора;

2) добавление кислоты в раствор для подавления гидролиза по катиону, добавление щелочи в раствор для подавления гидролиза по аниону.

 

Общий вид гидролиза по аниону:

Тогда константа гидролиза:

Произведение дает нам константу ионного произведения воды – К_W, а дробь - это константа диссоциации кислоты . Таким образом мы получаем:

1) Кг =

Т.к [HB] = [OH-] и [B-] = Ссоли

Т.к αгидр <1 мала

Кг = [OH+] =

Находим [H+] и рН раствора

Степень гидролиза () равна отношению числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. При гидролизе по аниону не велика. Чем слабее кислота (или основание), тем больше степень гидролиза.