Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Диссоциация – распад молекул на ионы под действием (влиянием) полярных молекул растворителя (Н₂О).                      Н₂О → 2Н⁺  + О^2- → Н⁺ + ОН^-

Распад растворяемого вещества на ионы является результатом взаимодействия полярных молекул растворителя (Н₂О) с молекулами или кристаллами растворяемого вещества.

Электролиты – вещества, распадающиеся на ионы, под действием растворителя.

Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность.

Для оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие степень диссоциации α:

а - общее число растворенных молекул,

n - число молекул, распавшихся на ионы,

N - общему числу молекул.

                    а = 0 - раствор неэлектролит;

                    а = 1 - произошла полная диссоциация

Величина степени диссоциации зависит от:

- природы растворителя и растворенного вещества;

- концентрации раствора и температуры.

По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы:

 - сильные (α ≥ 0.7); (к сильным электролитам относятся почти все соли, кроме Рb(СН₃СОО)₂, НgСl₂, СdСl₂, большинство неорганических кислот и щелочей).

- средней силы (0.3 < α < 0.7); (электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н₃PO₄₎.

- слабые (α ≤ 0.3). (к слабым – все органические кислоты, вода, NН₄ОН, Н₂S и т.д.)

Слабые электролиты. Константа диссоциации.

 Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, выраженное через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул, называемой константой диссоциации. Для некоторого электролита, распадающегося в растворе на ионы в соответствии с уравнением:

А_aВ_b <––> aА^x- + bВ^y+

константа диссоциации выразится следующим соотношением:

Сильные электролиты.

Предположение Аррениуса о том, что в растворе сильного электролита также существует динамическое равновесие между молекулами и ионами, как и у слабых электролитов, оказалось ошибочным.

Теория сильных электролитов была разработана П. Дебаем и Г. Хюккелем (1923). Для сильных электролитов, полностью диссоциирующих на ионы, даже при малых концентрациях растворов энергия электростатического взаимодействия между ионами достаточно велика, и пренебречь этим взаимодействием нельзя.

В растворе сильного электролита возникает подобие пространственной структуры, что ограничивает свободу перемещения ионов и приводит к изменению свойств раствора в том же направлении, как действовало бы уменьшение степени диссоциации.

Поэтому, определяя степень диссоциации раствора сильного электролита, чем выше концентрация раствора, тем сильнее взаимодействие ионов, тем меньше и степень диссоциации сильного электролита.

Количественные расчеты характеристик растворов сильных электролитов осуществляют с помощью понятий активности электролита а_э и активностей катионов и анионов а⁺ и а^-

Теория Дебая – Хюккеля применима только при концентрациях, не превышающих 0.05 моль/л. Для более концентрированных растворов сильных электролитов количественной теории не существует.