Основные положения теории электролитической диссоциации

учитель химии ГОАОУ «ЦОРиО» г. Липецк

не похожи на свойства атомов, которые их образовали.
Например, атомы металла

натрия Na0 энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щёлочь (NaOH) и водород H2, в то время как ионы натрия Na+ таких продуктов не образуют.
Хлор Cl2 имеет жёлто-зелёный цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl– бесцветны, неядовиты, лишены запаха.
По составу ионы делят на простые – Cl–, Na+ и сложные – OH-, NH4+.

связанные с молекулами воды, ионы.
Следовательно, по наличию водной оболочки ионы

делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).
Свойства гидратированных и негидратированных ионов отличаются.

растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие

чего эти растворы электронейтральны.

обратный процесс – ассоциация (соединение ионов).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации

слабых электролитов вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.





По характеру образующихся

при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

образуют катионы водорода.
Поэтому общие характерные свойства кислот – кислый вкус,

изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены катионами водорода.

и др.  – обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами OH–.
Основания

остатка.
В отличие от многоосно́вных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов,

такие соли, как K2SO4, Al2(SO4)3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато:

Соли