Выводы к главе II «Химические реакции в растворах». 1. Основные положения теории электролитической диссоциации: 1) все вещества по способности проводить электрический ток в водных растворах делят на электролиты и неэлектролиты; 2) в растворе электролиты диссоциируют, т. е. распадаются на ионы. Причиной диссоциации является гидратация электролита, т. е. его взаимодействие с водой; 3) электролиты делят на сильные и слабые. 2. Степенью электролитической диссоциации называют отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nд), к общему количеству растворённого вещества (nр): α = nд/nр. В водном растворе степень диссоциации зависит от природы электролита и от его концентрации. У сильных электролитов (они диссоциируют необратимо) α → 1, у слабых электролитов (они диссоциируют обратимо) α → 0. 3. Химические свойства кислот: 1) кислота + основание → соль + вода (реакция обмена); 2) кислота + оксид металла → соль + вода (реакция обмена); 3) кислота + металл → соль + водород (реакция замещения); 4) кислота + соль → новая кислота + новая соль (реакция обмена). 4. Химические свойства оснований: 1) основание + кислота → соль + вода (реакция обмена); 2) щёлочь + оксид неметалла → соль + вода; 3) щёлочь + соль → новое основание + новая соль (реакция обмена). 5. Химические свойства оксидов: 1) основной оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена); 2) кислотный оксид + щёлочь → соль + вода; 3) кислотный оксид + основной оксид → соль (реакция соединения); 4) кислотный или основной оксид + вода → растворимый гидроксид (реакция соединения).

На изображении приведены справочные выводы к главе, а не отдельная команда или вопрос. Ниже кратко уточнены важные условия применимости приведённых схем.

1. Электролиты в водных растворах образуют ионы; электрический ток в растворе переносят подвижные ионы. Гидратация — взаимодействие ионов с молекулами воды.

2. Степень диссоциации выражается формулой \(\alpha = n_{д}/n_{р}\), где \(n_{д}\) — количество вещества, распавшегося на ионы, а \(n_{р}\) — общее количество растворённого электролита.

3. Схемы реакций кислот и оснований — обобщённые: реакция идёт при подходящих условиях, например если образуется осадок, газ или слабый электролит. Кислота реагирует с металлом с выделением водорода, если металл стоит в ряду активности до водорода; для азотной кислоты и концентрированной серной кислоты возможны исключения.

4. Кислотные и основные оксиды реагируют с водой не всегда. Например, некоторые кислотные оксиды образуют кислоты, а некоторые основные оксиды — основания; часть оксидов с водой не реагирует. Уравнения конкретных реакций необходимо составлять с учётом свойств веществ и балансировать.