Химические свойства кислот и оснований как электронов очень кратко

Кратко: кислоты и основания — электролиты, то есть в растворе распадаются на ионы. У кислот общее свойство создаёт катион \( \mathrm{H^+} \), у оснований — гидроксид-ион \( \mathrm{OH^-} \). Суть любой реакции в растворе показывает сокращённое ионное уравнение.

1. Диссоциация \[ \mathrm{HCl \to H^+ + Cl^-}, \qquad \mathrm{NaOH \to Na^+ + OH^-} \] Сильные электролиты распадаются полностью, слабые — частично: \( \mathrm{CH_3COOH \rightleftarrows H^+ + CH_3COO^-} \). Нерастворимые основания ионов \( \mathrm{OH^-} \) почти не дают.

2. Кислоты (за счёт \( \mathrm{H^+} \))

• с металлами до водорода: соль + \( \mathrm{H_2} \);
• с основными оксидами;
• с основаниями (нейтрализация);
• с солями, если выпадает осадок или выделяется газ;
• лакмус краснеет.

3. Основания (за счёт \( \mathrm{OH^-} \))

• с кислотами (нейтрализация);
• с кислотными оксидами;
• с солями, если образуется осадок;
• лакмус синеет, фенолфталеин становится малиновым.

4. Как записывать Сильные электролиты пишем ионами, слабые электролиты, осадки и газы — молекулами. Например, нейтрализация: \[ \mathrm{H^+ + Cl^- + Na^+ + OH^- \to Na^+ + Cl^- + H_2O} \] сокращаем одинаковые ионы и получаем суть: \[ \mathrm{H^+ + OH^- \to H_2O} \]

Проверка: заряды слева \( +1-1=0 \), справа тоже \( 0 \) — уравнение верное. Эта запись подходит для любой сильной кислоты и любой щёлочи, поэтому и говорят об «общих свойствах» электролитов.