Химическое равновесие в гетерогенных системах

Химическая связь

В любом случае во всех преобразованиях атомы стремятся иметь nS²nP⁶ – конфигурацию. Причина образования: сумма энергий отдельных атомов больше суммы энергий молекул. Условие образования: конечная энергия меньше исходной (принцип минимума энергии). Возникает благодаря взаимодействию электрических полей, образуемых электронами и ядрами атомов. Образование химической связи сопровождается перестройкой внешних электронных оболочек. В процессе возникновения химической связи главную роль играют электроны застраивающихся подуровней (валентные электроны). Основные типы химической связи: Ковалентная. За счёт обобщ. электронной пары (A®B; A—B). Полярная и неполярная. Ионная. Предельный случай ковалентной. ЭО > 2,2. Образуется два завершённых внеш. уровня. Донорно-акцепторная. Разновидность ковалентной. Обобществление электронной пары. Водородная. Межмолекулярная. Полярная. Условие: на одной линии, соединяющей атомы. Металлическая. В узлах решётки — атомы/ионы, между ними — электронный газ. Основные характеристики химической связи: Энергия связи. Доля энергии расщепления молекулы на свободные газообразные атомы, приходящаяся на одну связь. Длина. Равновесное расстояние между атомами в молекуле. E» 1/ l. l ДБ < 0,5 нм. Полярность ( — дипольный момент). Связь полярная, если != 0.

Поляризуемость (a). Способность приобретать  (способность оболочки смещаться отн. ядра). Связь свойств твёрдых веществ с типом химической связи. Твёрдое вещество: кристаллическая решётка.

Молекулярная решётка: в узлах — полярные/неполярные молекулы, связанные слабыми силами притяжения. Невысокая температура плавления и хрупкость. Атомная решётка: в узлах — атомы, связанные общими электронными парами. Очень высокая твёрдость и очень высокая температура плавления. Ионная решётка: в узлах — ионы. Силы электростатического взаимодействия невелики. Высокая хрупкость и твёрдость. Невысокая температура плавления. В твёрдом состоянии не проводят ток. В жидком проводят ток. Металлическая решётка: в узлах — нейтральные атомы. Проводники. Теплопроводны. Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса. Небольшая энергия.

Водородная связь. Между водородом и сильно отрицательным элементом. Донорно-акцепторное взаимодействие. Приводит к образованию комплексных соединений. Степень окисления — условный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов. Теория химической связи — теория, объясняющая механизм возникновения химической связи, позволяющая рассчитать распределение электронной плотности в молекуле и энергию связи. Метод валентных связей. В основу положен расчёт для энергии системы при сближении двух атомов с неспаренными электронами. Валентность — количество неспаренных электронов в основном/возбуждённом состоянии, а также количеству атомных орбиталей (свободных или с неподелённой электронной парой), способных образовывать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Гибридизация — образуются орбитали одинаковой формы и энергии. Метод молекулярных орбиталей (МО). При образовании молекулы из атомных орбиталей возникают МО, осуществляющие химическую связь. МО являются многоцентровыми. Электроны притягиваются сразу несколькими ядрами. МО — линейная комбинация АО. Кратность связи = (å связывающих электронов — å разрыхляющих электронов)/2. Сигма, пи, дельта связи.

 

Комплексные соединения

Комплексные соединения образуются в избытке электролита за счёт донорно-акцепторного взаимодействия. Условие образования комплекса: 1) избыток электролита, 2) возможность образовывать донорно-акцепторные связи между взаимодействующими молекулами, 3) наличие свободных орбиталей. Комплексообразование — процесс образования за счёт донорно-акцепторного взаимодействия устойчивого соединения, называемого комплексом. Типичные комплексообразователи и лиганды. Типичные комплексообразователи: d- и f-металлы: Cu, Fe²⁺, Fe³⁺, Co, Ni, Pf, Au, Ag, Eu, Ce, Th, U. Типичные лиганды: молекулы с неподелённой электронной парой: анионы, любые галогены: F ^–, OH ^–,CO₃^2-, CN ^–, NO₃^2-, …. Координационное число — число лиганд в комплексе. Часто бывает 4, 6, 8, 2. Вообще 2,..., 12. Дентатность — число донорных атомов лиганд, непосредственно связанных с комплексообразователем. Строение комплексного соединения. K₂[Cd(CN)₄]. Внутренняя сфера — Cd(CN)₄. Называется комплексом. Комплексообразователь — Cd²⁺. Лиганды — CN ^–. Заряд: -2. Заряд комплекса равен суммарному заряду внешней сферы с противоположным знаком. Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей. Гибридные орбитали возникают в результате влияния лигандов на комплексообразователь и стремления к максимальному выигрышу энергии. Между КЧ КО, типом гибридизации и геометрией существует связь:Энергетический ряд лигандов:I < Cl < F < OH < C₂O₄ = H₂O < NH₃ < SO₃ < NO₂. [Co(H₂O)₆]²⁺: Co²⁺ [ ] Тип гибридизации: sp³d² — октаэдрический. [Co(CN)₆]^4–: Co²⁺ [ ] Тип гибридизации: sp³d² — октаэдрический. Комплексные соединения, имеющие в своём составе внутреннюю и внешнюю сферы, диссоциируют в водных растворах практически полностью, т. е. являются сильными электролитами. Причём диссоциация комплексных ионов идёт ступенчато (как диссоциация слабых электролитов). Для каждой ступени константа равновесия называется константой нестойкости. Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых констант нестойкости — характеристика прочности комплекса. Чем меньше К_н, тем прочнее комплекс. Разрушение комплексных соединений. Если ПК ионов комплексообразователя и осадителя больше, чем ПР осадка, то комплекс разрушается и выпадет осадок. Приближённая оценка: сравнение констант нестойкости комплекса и ПР предполагаемого осадка. Если КН << ПР, то разрушение не произойдёт. Классификация комплексных соединений: Содержащие молекулярные монодентатные лиганды: амино- и аквакомплексы. Бидентатные: [Th(C₂O₄)₄]^4- Внутрикомплексные: диглиценат меди Двойные соли не являются комплексами: KAl(SO₄)₂, NH₄Fe(SO₄)₂. Соединения, сложные по своему составу, строение которых может быть объяснено с точки зрения двойных связей.

 

Теория электролитической диссоциации Аррениуса:

1) электролиты в растворах состоят частично из диссоциированных молекул, количество которых растет при разбавлении раствора;

2) в бесконечно разбавленных растворах молекулы существуют только в виде ионов.

3) Количественной характеристикой является константа и степень диссоциации

Недостатки:

1) Не указывает причин диссоциации

2) Не учитывает межионное взаимодействие

 

Причины диссоциации: Взаимодействие электролита с диполями воды.

 

У теории электролитической диссоциации в ученом мире были очень серьезные противники. Так, Д. И. Менделеев резко критиковал не только саму идею Аррениуса о диссоциации, но и чисто "физический" подход к пониманию природы растворов, не учитывающий химических взаимодействий между растворенным веществом и растворителем.
Впоследствии выяснилось, что и Аррениус, и Менделеев были каждый по-своему правы, и их взгляды, дополняя друг друга, составили основу новой - протонной - теории кислот и оснований.

 

Конст дисс-ии Kд в-ва AB = [A+][B-]/[AB]

 

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ: электролиты со степенью диссоциации <3% (H2S, H2CO3, HCN, H2O, NH4OH, орг кислоты)

 

Закон разбавления Оставальда – справедлив только для слабых электролитов.

Kд слабых = ca*a/(1-a)

a – степень диссоциации

c – молярная концентрация электролита

У достаточно слабых электролитов в неслишком разбавленных растворах степень диссоциации а очень мала, а величина (1-а) близка к единице. Поэтому для них ca*a=K или a=квадрат корень из K/c

 

Константа диссоциации слабых электролитов - величина постоянная, что подтверждает правильность представлений о наличии равновесия между недиссоциированными молекулами и ионами.

Константой диссоциации характеризуют силу кислот или оснований. Чем больше величина константы, тем более электролит диссоциирован в растворе.

 

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕТРОЛИТЫ

Теория Дебая и Хюккеля: Сильные электролиты, в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах.

В концентрированных растворах сильных электролитов присутствует большое количество ионов, которые оказывают мешающее влияние друг на друга. Электропроводность таких растворов оказывается меньше чем ожидается. Это связано с тем, что ионы мешают движению друг друга. Каждый отрицательный ион окружён ионной атмосферой из положительных ионов, а положительный – из отрицательных.

 

 

Для оценки способности ионов к химическим действиям в растворах сильных электролитов пользуются понятием активность a.

Активностью иона называют эффективную или условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Между активностью иона а и его действительной концентрацией с существует зависимость:

a = fc

a(H+)=f(H+)*c(H+)

a(CN-)=f(CN-)*c(CN-)

Коэффициент активности f характеризует влияние электростатических сил на способность иона к химическим действиям.

f<1, Ионы влияют друг на друга. Движение ионов в растворе замедлено. (Концентрированные растворы электролитов)

f=1, ионы не мешают действию друг на друга (разбавленные растворы сильных электролитов)

 

УРАВНЕНИЕ ДЕБАЯ-ГЮККЕЛЯ

lgf=-1/2|z+*z-|*корень(J)

J- ионная сила раствора

J=1/2*Ec₁*Z₊*Z- Сильные электролиты, в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах Ec1*Zi*Zi

 

ИОННАЯ ТЕОРИЯ: Согласно этой теории, к-та - водородсодержащее соед., при электролитич. диссоциации к-рого в воде образуются ионы водорода и анионы, а основание-соед., диссоциирующее с отщеплением ионов гидроксила и катионов.

 

ЭЛЕКТРОННАЯ ТЕОРИЯ Льюиса: к-та - в-во, к-рое может использовать неподеленную.пару электронов атома др. молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов, основание - в-во, обладающее неподеленной парой электронов, к-рая м. б. использована для образования устойчивой электронной группировки др. атома. Часто такой группировкой является октет электронов.

 

В 1923 году Бренстед и Лаури предложили теорию кислот и оснований, получившую название ПРОТОЛИТИЧЕСКОЙ (или ПРОТОННОЙ). Согласно этой теории к кислотам относят вещества (или ионы), способные отдавать протоны, а к основаниям – вещества (или ионы), способные их присоединять. Поэтому и те и другие получили общее название ПРОТОЛИТОВ.

Поскольку отдача протонов кислотой – процесс обратимый, то получившийся при этом остаток кислоты может снова присоединить протон и, следовательно, будет основанием. Поэтому с каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протон:

 

Кислота <=> Основание + Н+

 

Не следует забывать, что в водных растворах все ионы гидратированы, т.е. соединены с электрическим моментом диполя воды.

 

Вода является слабым электролитом, диссоциируя в незначительной степени:

 

2Н2О = Н3О+ + ОН-, или Н2О = Н+ + ОН-.

 

При 25 градусах по Цельсию константа диссоциации воды составляет:

 

К = ([H+]*[OH-])/[H2O] = 1,8*10 в степени -16.

 

Так как доля распавшихся на ионы молекул воды мала, можно принять концентрацию недиссоциированных молекул воды равной общей концентрации воды:

 

[H2O] = 1000/18 = 55,55 моль/л,

 

тогда

 

[H+]*[OH-] = K(H2O),

K(H2O) = 1,8*10 в степени -16 * 55,55 = 1*10 в степени -14 (25 градусов по Цельсию).

 

Для воды и разбавленных водных растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- является постоянной величиной при постоянной температуре и называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид – ионов равны между собой, называют нейтральными.

Таким образом, при стандартных условиях в нейтральных растворах

 

[H+] = [OH-] = 10 в степени -7 моль/л;

 

в кислых растворах:

 

[H+]>[OH-], т.е. [H+]>10 в степени -7 моль/л;

 

в щелочных растворах наблюдается обратное соотношение:

 

[H+]<[OH-], т.е. [H+]<10 в степени -7 моль/л.

 

Вместо равновесных концентраций ионов Н+ и ОН- для характеристики среды удобнее пользоваться десятичными логарифмами равновесных концентраций ионов Н+ и ОН-, взятыми с противоположными знаками. Эти величины называются соответственно водородными и гидроксильными показателями (рН и рОН):

 

рН = -lg[H+];

рОН = -lg[OH-].

 

В разбавленных растворах кислот и щелочей выражение ионного произведения воды принимает вид:

 

рН + рОН = 14.

 

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Буферными называют такие растворы, рН которых сохраняется практически постоянным при разбавлении или добавлении неболь­ших количеств сильной кислоты или сильного основания. Они игра­ют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов — кис­лотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием не­скольких буферных систем, входящих в состав этих тканей. Буфер­ные системы могут быть следующих типов.

 

КЛАССИФИКАЦИЯ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ

1. Слабая кислота и ее соль. Например, ацетатная буферная си­стема, состоящая из уксусной кислоты (СН3СООН) и ацетата натрия (CH3COONa). Область действия — интервал рН 3,8 — 5,8.

2. Слабое основание и его соль. Например, аммиачная буферная система, состоящая из раствора аммиака (NH4OH) и хлорида аммо­ния (NH4C1). Область действия — рН 8,2 — 10,2.

3. Смесь двух кислых солей. Та соль, в которой больше атомов водорода, играет роль кислоты, в которой меньше — роль соли. На­пример, смесь двузамещешюго и одпозамещеипого фосфатов натрия (Nа2НРО4и NаН2РО4).

Область действия — рН 6,2 — 8,2. Такие солевые системы можно отнести к первому типу. Это может быть также смесь кислой и сред­ней соли, например МаНСОз и Na2CO3. Область действия такой кар­бонатной смеси — рН 9,3 — 11,3.

4. Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислот­ные и белковые буферные системы. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добав­ляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из изоэлектрического состояния в форму «белок-кислота» или «белок-основание». При этом образуется смесь двух форм белка: а) слабая «белок-кислота» + соль этой слабой кислоты; б) слабое «белок-основание» + соль этого слабого основа­ния. Данный тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буфурным системам 1-го или 2-го типа.

 

МЕХАНИЗМ БУФЕРНОГО ДЕЙСТВИЯ.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН3СОО-/СНзСООН, в.основе действия которой лежит кис­лотно-основное равновесие:

СНзСООН = СНзСОO- + Н+

Главный источник ацетат-ионов сильный электролит CH3COONa:

СНзСООNа= СНзСОО- + Na+

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СНзСОО- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН3СОO- + Н+ =СН3СООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Ша-телье).

Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравно­вешивается повышением концентрации молекул СН3СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты н ее соли, а следовательно, и не­значительно изменяется рН.

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резерв­ная кислотность) высвобождаются и нейтрализуют добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды:

СНзСООН + ОН- = СНзСОО- + Н2О

(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Ша-телье). В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следо­вательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концент­рации слабой кислоты СНзСООН точно уравновешивается повышением концентрации анионов СН3СОО-.

 

БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ.

Способность буферных растворов сохранять постоянство рН ограничена. Прибавлять кислоту и щелочь, существенно не меняя рН буферного раствора, можно лишь в ограниченных количествах.

 

БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ - величина, характеризующая способность буферного раствора проти­водействовать смещению реакции среды при добавлении сильных ки­слот или сильных оснований,

Буферная емкость В измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалентов), добавление которого к I л буферного раствора изменяет рН на единицу.

Математически буферная емкость определяется следующим образом.

Буферная емкость по кислоте (моль/л):

Вк=n(1/zHA)/|pH-pHо|*V(бр)=(с (1/zHA)*V(HA))/|pH-pHо|*V(бр)

Буферная емкость по щелочи (моль/л):

Вщ= n(1/zВ)/|pH-pHо|*V(бр)= с (1/zВ)V(В)/|pH-pHо|*V(бр)

где V(HA), V(В) — объемы добавленных кислоты НА или щело­чи В соответственно, л; n(1/zHA), n(1/zВ) —количество экви­валентов кислоты или щелочи, моль; с (1/zHA), с (1/zВ)— молярные концентрации соответ­ственно эквивалентов кисло­ты и щелочи; V (бр) — объ­ем буферного раствора, л; рНо, рН — значения рН бу­ферного раствора до и после добавления кислоты или ще­лочи; |рН —рН0|-раз­ность рН по модулю.

Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов.

1. Чем больше количест­ва компонентов кислотно-основной пары основание/сопряженная кислота в рас­творе, тем выше буферная емкость этого раствора (след­ствие закона эквивалентов).

2. Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора..

 

ПОНЯТИЕ О КИСЛОТНО - ЩЕЛОЧНОМ РАВНОВЕСИИ КРОВИ

Особенно большое значение буфер­ные системы имеют в поддержании кислотно-основного равно­весия организмов. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило, характеризуются постоян­ным значением рН, которое поддерживается с помощью различ­ных буферных систем. Значение рН большей части внутриклеточ­ных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8. Кислотно-основное равновесие в крови человека обеспечи­вается водородкарбонатной, фосфатной и белковой буферными системами

В организме человека значение рН разных жидкостей поддерживаетгя на определенном уровне с помощью различных биологических буферных систем.

Сохранение постоянства рН жидких сред необходимо для дей­ствия ферментов и гормонов, которые свою биологическую активность проявляют в строго определенном интервале рН. С определенным значением рН связаны осмотическое давление сыворотки крови и тка­невой жидкости, газовый обмен, кислотно-основное равновесие в орга­низме и другие явления. В крови имеются следующие буферные системы.

 

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ КРОВИ

1. Буферные системы гемоглобина и оксшемоглобипа. Гемогло­бин является одним из дыхательных пигментов. Это сложное белко­вое вещество, способное присоединять и отщеплять кислород. После присоединения кислорода получается оксигемоглобип. Гемоглобин и оксигемоглобин проявляют свойства слабых кислот. Эти кислоты вместе с солями образуют буферные системы, которые обозначают:

HHb/NaHb — гемоглобиповая буферная система; HHbO2/NaHbG2 — оксигемоглобиповая буферная система.

2. Буферная система белков. Как известно, аминокислоты и бел­ки являются амфолитами, т. е. они содержат в своих молекулах как кислотные, так и основные группы:

/ NH2 / NH3

R = R

\ COOH \ СОО-

Молекула белка Буферная система белков

3. Буферная система, состоящая из органических эфиров фос­форной кислоты

4. Бикарбоиатная буферная система:

H2C03 + NaHCO3.

5. Фосфатная буферная система:

NaH2PO4+Na2HPO4.

В плазме крови основную роль играют бикарбопатпая, фосфатная и белковая буферные системы, а в эритроцитах — буферные систе­мы гемоглобина и бикарбоната.

В результате обмена веществ в кровь поступают продукты кислого и основного характера. Особенно много образуется в нем кислых продуктов. Но рН крови не изменяется так как кислоты нейтрализуются буферными основаниями (НСО3 -, НРО42-, НЬ-, НЬО2 и др.), которые создают щелочной ре­зерв крови.

Буферные системы крови препятствуют возрастанию рН при по­ступлении в кровь основных продуктов обмена веществ. В этом слу­чае в реакцию вступают слабые кислоты, входящие в состав буферов крови (Н2СО3, NaH2PO4, ННЬО2, ННЬ и др.)

АЦИДОЗ - смещение кислотно-щелочного равновесия крови в сторону повы­шения концентрации ионов водорода и уменьшения резервной щелочности называется.

АЛКАЛОЗ - смещение его в сторо­ну снижения концентрации ионов водорода и увели­чения резервной щелочности. Ацидоз и алкалоз могут возникать либо в результате непосредственного поступления в орга­низм через пищевой тракт или органы дыхания избыточного количе­ства продуктов с повышенной кислотностью или щелочностью.

 

УРОВНЕНИЕ ГЕНДЕРСОНА - ГАССЕЛЬБАХА.

Для буферных систем 1 типа

рН= рКа + lg (с(соль)/с(кислота))

Для буферных систем 2 типа

рН= рКа + lg (с(основание)/с(соль))

 

 

Химическое равновесие в гетерогенных системах

Абсолютно нерастворимых веществ не существует. Пусть имеется раствор малорастворимого соединения, в котором установилось равновесие между ионами этого соединения в растворе и нерастворившимся соединением. Такой раствор называется насыщенным: A_n(A)B_n(B) (тв) D n_AA^z+ (раствор) + n_BB^z- (раствор). Это равновесие характеризуется константой равновесия, называемой произведением растворимости (ПР). Поскольку активность конденсированного вещества равна единице, то из ЗДМ получаем: ПР = K_a = С[A^z+]^n(A) * С[B^z-]^n(B), где С[A^z+]^n(A) — равновесные концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого соединения A_n(A)B_n(B). Эти равновесные концентрации называются растворимостью. Условие образования осадка: ПК_эксп > ПР. ПК_эксп — произведение экспериментальных концентраций ионов, взятых в соответствующих степенях: ПК_эксп = С^n(A)_{Az+(эксп)} * С^n(B)_{Bz-(эксп)}, где С^n(A)_{Az+(эксп)} — экспериментальные концентрации ионов. Условие растворения осадка: ПК_эксп < ПР. Закон распределения Бертло-Нернста: K_p = D * (y_a/y^~), где D = C_a^~/C_a. К — константа распределения, D — коэффициент распределения (не зависит от концентрации компонентов). Коэффициент активности (): a = C.  теоретическая величина / экспериментальная величина.

 

Гидролиз

Гидролиз — процесс обменного взаимодействия соли с водой, сопровождающийся образованием слабодиссоциирующего электролита. Обратимый процесс. Обязательное условие: наличие хотя бы одного иона слабого электролита в составе соли, слабой кислоты или слабого основания. В результате гидролиза может измениться pH раствора по сравнению с чистой водой. Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Пример: NH₄Cl + H₂O D NH₄OH + HCl или NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺ (pH < 7). Если катион многовалентный, то гидролиз идёт ступенчато: 1 ст) 2ZnSO₄ + 2H₂O D (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ или Zn²⁺ + H₂O D ZnOH⁺ + H⁺. 2 ст) (ZnOH)₂SO₄ + 2H₂O D 2Zn(OH)₂ + H₂SO₄ или ZnOH⁺ + H₂O D Zn(OH)₂ + H⁺. Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Пример: KCN + H₂O D HCN + KOH или CN ^–+ H₂O D HCN + OH ^– (pH > 7). Если анион многоосновной кислоты, то гидролиз идёт ступенчато: 1 ст) Na₂CO₃ + H₂O D NaHCO₃ + NaOH или CO₃^2- + H₂O D HCO₃­^­– + OH ^–. 2 ст) NaHCO₃ + H₂O D H₂CO₃ + NaOH или HCO₃^– + H₂O D H₂CO₃­ + OH ^–. Гидролизу по катиону и по аниону подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Пример: (NH₄)₂S + H₂O D NH₄HS + NH₄OH. NH₄HS + H₂O D H₂S + NH₄OH.

Часто гидролиз — обратимый равновесный процесс. Степень гидролиза (h): h = C/C₀. С — концентрация гидролизованной соли, С₀ — исходная концентрация соли в растворе. Пример: Для (PO₄­^3- + H₂O D HPO₄^2- + OH ^–) имеем h = C_OH / C₀. Константа гидролиза (К_г): отношение произведений равновесных концентраций компонентов в степенях стехиометрических коэффициентов. C(OH^-) * C(H⁺) = 10^-14. Для любых гидролизующихся солей константа гидролиза по первой ступени больше, чем по второй. Закон Оствальда: h = (K_г / C₀)^Ѕ осуществляет взаимосвязь константы гидролиза и степени гидролиза.