Решение.

Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных к амфотерным и кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э -- О и О -- Н может протекать по двум типам:

ЭОН Э⁺ + ОН^- (I) или ЭОН ЭО^- + Н⁺ (II).

Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислотному типу (II) протекает, если EO-H < EЭ-О (высокая степень окисления), а по основному типу, если EO-H > EЭ-О (низкая степень окисления). Если прочности связей О – Н и Э – О близки или равны, диссоциация гидроксида может одновременно протекать и по (I), и по (II) типам. В этом случае речь идет об амфотерных электролитах (амфолитах):

Эⁿ⁺ + nOH^- Э(OH)_n = HnЭOn nH⁺ + ЭОn^n–
как основание как кислота

Э – элемент, n- его положительная степень окисления. В кислой среде амфолит проявляет основной характер, а в щелочной среде – кислый характер:

Ga(OH)₃ + 3HCl = GaCl₃ + 3H₂O;
Ga(OH)₃ + 3NaOH = Na₃GaO₃ + 3H₂O.