Для кислот характерні наступні загальні властивості:
а) здатність взаємодіяти з підставами з утворенням солей;
б) здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема, викликати червоне забарвлення лакмусу;
При дисоціації будь кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є загальними для водних розчинів кислот, ми повинні пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це вони викликають червоний колір лакмусу, повідомляють кислотам кислий смак і т.д. З усуненням іонів водню, наприклад, при нейтралізації, зникають і кислотні властивості. Тому теорія електролітичноїдисоціації визначає кислоти як електроліти, диссоциирующие в розчинах з утворенням іонів водню.
Одноосновні кислоти дисоціюють в один щабель:
Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:
;
;
При складанні рівнянь дисоціації слід пам'ятати, що суми зарядів в лівій і правій частинах рівняння повинні бути однаковими.
Для водних розчинів підстав характерні наступні загальні властивості:
А) Здатність взаємодіяти з кислотами з утворенням солей;
б) здатність змінювати колір індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (наприклад, вони викликають синє забарвлення лакмусу);
в) своєрідний «мильний» смак
Оскільки загальними для всіх розчинів підстав є присутність в них гідроксид-іонів, то ясно, що носієм основних властивостей є гідроксид-іон. Тому з точки зору теорії електролітичної дисоціації підстави - це електроліти, диссоциирующие в розчинах з відщепленням гідроксид-іонів.
Однокіслотние підстави диссоциируют в один щабель:
.
Многокіслотние підстави диссоциируют східчасто:
,
.
Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію і утворювати солі не тільки з кислотами, але і з підставами. До таких гідроксиду належить гідроксид цинку. При взаємодії його, наприклад, з соляною кислотою виходить хлорид цинку
,
А при взаємодії з гідроксидом натрію при нестачі води - цинкат натрію:
.
Гідроксиди, що володіють цією властивістю, називаються амфотерними гідроксидами або амфотерними амфоліти - амфоліти. До таких гідроксиду крім гідроксиду цинку відносяться гідроксиди алюмінію, хрому (III), заліза (III), міді (II), олова (IV) та інші.
Явище амфотерности пояснюється тим, що в молекулах амфотерних електролітів міцність зв'язку між металом і киснем незначно відрізняється від міцності зв'язку між киснем і воднем. Дисоціація таких молекул, можлива, отже, по місцях обох зв'язків. Наприклад, дисоціацію гідроксиду цинку можна виразити схемою:
Таким чином, в розчині амфотерного електроліту існує складне рівновагу, в якому беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом підстави.
Таких іонів, які були б спільними для водних розчинів усіх солей, немає, тому солі і не володіють загальними властивостями.
З точки зору ТЕД солі - це електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють на катіони металу і аніони кислотного залишку.
Середні солі дисоціюють в один щабель
Кислі солі дисоціюють ступінчасто: спочатку отщепляются все катіони металу, а потім - по одному - іони водню.
Основні солі дисоціюють ступінчасто: спочатку отщепляются все іони кислотних залишків, а потім - по одному - гідроксид-іони.
,
,
.
Таким чином, при складанні рівнянь дисоціації слід пам'ятати: катіони водню і гідроксид-іони дисоціюють ступінчасто, а катіони металів і аніони кислотних залишків - відразу, в один щабель.