в
Й " 
Установлено, что 
Й = 
П—'_С_ 
где Кд
обр
ионное произведение воды 
Коб—р - константа диссоциа--
ции образованной слабой кислоты или основания, а С
концентрация соли. Из уравнения следует, что степень
гидролиза растет с температурой (поскольку увеличи-
нается 
3) 
и с уменьшением концентрации соли.
Иными словами, для усиления гидролиза раствор надо
нагреть и разбавить. Кроме того, из формулы видно,
что чем слабее образующееся соединение, тем сильнее
‘оль подвергается гидролизу.
Для природных вод характерны лишь следующие
два типа гидролиза.
1' Гидролиз соли сильного основания и слабой
кислоты, например, ацетата натрия 
СНЗСООЛП
снзсоожа + Н,0 == сн,Со0Н + ман
или в ионной форме:
Сн СОО + НоН — СН с00Н + 0Н.
Поскольку в растворе остаются 0Н` -моны, то про-
исходит его подщелачивание.
Все катионы, входящие в макросостав природных
вод ( Ха , М9 
Са ), 
являются сильными основа-
ниями — Поэтому их соли со слабыми кислотами (в ос-
новном с карбонатами) гидролизируются с увеличением
РН. 
Главными их источниками 
являютТсЯ широко рас-
пространенные известняки ( Са СО, ) и доломиты
(Са.СО 
_и9603 ), и подавляюше‹з большинство типов
приролных вод имеет щелочную реакцию.
Многоосновные соединения гидролизуются — Ссту-
пенчато. Например, гидролиз известняка будет прохо-
дить следующим образом:
1-я ступень -? СаСО +2Н О_СЦ(НСОъ) +Са.(0Н),,
или 
|С0, + НОН == НСО, + ОН`
2-я ступень —Са‚(НСО )+ 0___(С0 + Н 0)+С(1(0Н)2‚
2 З
или НСО, +НОН —= (С›О&о + Н0)+ ОН-
Обычно 2-я ступень не нЁступает из-за накопления
ионов ОН” 
в первой стадии. Однако,если вводитьЬ в
раствор Н* — - ионы, связывающие @ОН , или удалять
образующуюся — С@, 
реакцию гидролиза можно до-
вести до конца. Так, при взаимодействии известняков
- 51 
-—