Например

Двухосновная H₂SO₄ диссоциирует ступенчато, причем первый ион H⁺ отрывается от молекулы легче, чем второй. Вторая ступень диссоциации является обратимым процессом и характеризуется значением константы диссоциации:

К кислотам - слабым электролитам относят HF, H₂CO₃, HCN, H₂S, CH₃COOH и др. В водном растворе они частично распадаются на ионы. Например,

HF  H⁺ + F^-

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:

Первый ион водорода H⁺ отрывается от молекулы легче, чем последующие от положительно заряженных анионов, поэтому

.

В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли, NaHSO₄, NaHCO₃, K₂HPO₄ и т.д.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH^- и катионов металла.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

основание  гидроксид-ион + катион металла

Сильные основания (щелочи) в водном растворе практически полностью распадаются на ионы, например:

KOH  OH^- + K⁺

Ba(OH)₂  OH^- + BaOH⁺

BaOH⁺  OH^- + Ba²⁺

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли: CuOHCl, (ZnOH)₂SO₄ и др.

С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. К ним относят Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH)₂:

1) диссоциация по типу основания:

Be(OH)₂ + 3H₂O  OH^- + [BeOH(H₂O)₃]

[BeOH(H₂O)₃] + H₂O  OH^- + [Be(H₂O)₄]

2) диссоциация по типу кислоты:

Be(OH)₂ + 2H₂O  H⁺ + [Be(OH)₃H₂O]

[Be(OH)₂H₂O]  H⁺ + [Be(OH)₃]

Рассмотрим некоторые общие закономерности в изменении свойств гидроксидов. Диссоциация кислородсодержащих гидроксидов зависит от сравнительной прочности и полярности связей Э-О и О-Н. Чем менее прочна или более полярна связь, тем легче происходит электролитическая ионизация по этой связи в водных растворах. Таким образом, диссоциация гидроксидов может протекать по двум направлениям:

Э ------ О ------ Н

1) ЭОН  ОН^- + Э⁺ (по типу основания)

2) ЭОН  Н⁺ + ЭО^- (по типу кислоты)

Чем больше степень окисления и меньше радиус центрального иона (Э), тем менее полярна связь Э-О и выше ее прочность сравнительно со связью О-Н. В данном случае диссоциация идет по типу кислоты, т.е. с отщеплением иона водорода. И наоборот, чем меньше степень окисления и больше радиус центрального иона, тем более полярна связь Э-О и меньше ее прочность, чем связи О-Н. В этом случае диссоциация идет, преимущественно, по типу основания, т.е. с отщеплением гидроксид-ионов. Если полярности связей Э-О и О-Н близки, то диссоциация гидроксида ЭОН может протекать как по типу основания, так и по типу кислоты, т.е. гидроксид является амфотерным.

В периодах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов уменьшаются, а максимальная степень окисления в соединениях типа ЭО_m(ОН)_n возрастает от 1 до 7. В связи с этим уменьшается полярность и увеличивается прочность связи Э-О, т.е. основные свойства