Слабым электролитом называется. Что такое электролит

Электролиты - растворы, содержащие большую концентрацию ионов, обеспечивающих прохождение электрического тока. Как правило, это водные растворы солей, кислот и щелочей .

В организме человека и животных электролиты играют важную роль: к примеру, электролиты крови с ионами железа транспортируют кислород в ткани; электролиты с ионами калия и натрия регулируют водно-солевой баланс организма, работу кишечника и сердца.

Свойства

Чистая вода, безводные соли, кислоты, щелочи ток не проводят. В растворах же вещества распадаются на ионы и проводят ток. Именно поэтому электролиты называют проводниками второго порядка (в отличие от металлов). Электролитами могут быть также расплавы и некоторые кристаллы, в частности диоксид циркония и иодид серебра.

Главное свойство электролитов - способность к электролитической диссоциации, то есть к распаду молекул при взаимодействии с молекулами воды (или других растворителей) на заряженные ионы.

По типу ионов, образующихся в растворе, различают электролит щелочной (электропроводимость обусловлена ионами металлов и ОН-), солевой и кислотный (с ионами Н+ и остатками основания кислоты).

Для количественной характеристики способности электролита к диссоциации введен параметр «степень диссоциации». Эта величина отражает процент молекул, подвергшихся распаду. Она зависит от:
самого вещества;
растворителя;
концентрации вещества;
температуры.

Электролиты делят на сильные и слабые. Чем лучше реагент растворяется (распадается на ионы), тем сильнее электролит, тем лучше он проводит ток. К сильным электролитам относятся щелочи, сильные кислоты и растворимые соли.

Для электролитов, использующихся в аккумуляторах, очень важен такой параметр, как плотность. От нее зависят условия эксплуатации аккумулятора, его емкость и срок службы. Определяют плотность с помощью ареометров .

Меры предосторожности при работе с электролитами

Самые популярные электролиты, это раствор концентрированной серной кислоты и щелочи - чаще всего гидроксиды калия, натрия, лития. Все они вызывают химические ожоги кожи и слизистых, очень опасные ожоги глаз. Именно поэтому все работы с такими электролитами нужно производить в отдельном, хорошо вентилируемом помещении, используя средства защиты: одежду, маски, очки, резиновые перчатки.
Рядом с помещением, где проводятся работы с электролитами, должна храниться аптечка с набором нейтрализующих средств и кран с водой.
Кислотные ожоги нейтрализуются раствором соды (1 ч.л. на 1 ст. воды).
Ожоги щелочью нейтрализуют раствором борной кислоты (1 ч.л. на 1 ст. воды).
Для промывания глаз нейтрализующие растворы должны быть в два раза слабее.
Поврежденные участки кожи сначала промывают нейтрализатором, а потом мылом и водой.
Если электролит пролили, его собирают опилками, потом промывают нейтрализатором и вытирают насухо.

При работе с электролитом следует выполнять все требования техники безопасности. Например, кислоту наливают в воду (а не наоборот!) не вручную, а с помощью приспособлений. Куски твердой щелочи в воду опускают не руками, а щипцами или ложками. Нельзя работать в одном помещении с аккумуляторами на разнотипных электролитах, и хранить их вместе тоже запрещается.

Некоторые работы требуют «кипения» электролита. При этом выделяется водород - горючий и взрывоопасный газ. В таких помещениях должна использоваться взрывобезопасная электропроводка и электроприборы, запрещается курение и любые работы с открытым огнем.

Хранят электролиты в пластиковых емкостях. Для работы подходит стеклянная, керамическая, фарфоровая посуда и инструменты.

В следующей статье расскажем подробнее о видах и применении электролита.

Инструкция

Суть данной теории заключается в том, что при расплавлении (растворении в воде) практически все электролиты раскладываются на ионы, которые как положительно, так и отрицательно заряженные (что и называется электролитической диссоциацией). Под воздействием электрического тока отрицательные ( «-») к аноду (+), а положительно заряженные (катионы, «+»), движутся к катоду (-). Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс (обратный процесс носит название «моляризация»).

Степень (a) электролитической диссоциации находится в зависимости от самого электролита, растворителя, и от их концентрации. Это отношение числа молекул (n) , которые распались на ионы к общему числу введенных в раствор молекул (N). Получаете: a = n / N

Таким образом, сильные электролиты - вещества, полностью распадающиеся на ионы при растворении в воде. К сильным электролитам, как правило, вещества с сильнополярными или ионными связями: это соли, которые хорошо растворимы, сильные кислоты (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а также сильные основания (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). В сильном электролите вещество, растворенное в нем, находится по большей части в виде ионов (анионов и катионов); молекул, которые недиссоциированные - практически нет.

Слабые электролиты - такие вещества, которые диссоциируют на ионы лишь частично. Слабые электролиты вместе с ионами в растворе содержат молекулы недиссоциированные. Слабые электролиты не дают в растворе сильной концентрации ионов.

К слабым относятся:
- органические кислоты (почти все) (C2H5COOH, CH3COOH и пр.);
- некоторые из неорганических кислот (H2S, H2CO3 и пр.);
- практически все соли, малорастворимые в воде, гидроксид аммония, а также все основания (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- вода.

Они практически не проводят электрический ток, или проводят, но плохо.

Обратите внимание

Хотя чистая вода проводит электрический ток очень плохо, она все-таки имеет измеримую электрическую проводимость, объясняемую тем, что вода немного диссоциирует на гидроксид-ионы и ионы водорода.

Полезный совет

Большинство электролитов – вещества агрессивные, поэтому при работе с ними будьте предельно осторожны и соблюдайте правила техники безопасности.

Электролит – вещество, которое в твердом состоянии является диэлектриком, то есть не проводит электрического тока, однако, в растворенном или расплавленном виде становится проводником. Почему происходит такая резкая смена свойств? Дело в том, что молекулы электролита в растворах или расплавах диссоциируют на положительно заряженные и отрицательно заряженные ионы, благодаря чему эти вещества в таком агрегатном состоянии способны проводить электрический ток. Электролитическими свойствами обладает большинство солей, кислот, оснований.

Инструкция

Какие вещества относятся к сильным ? Такие вещества, в растворах или расплавах которых подвергаются практически 100% молекул, причем вне зависимости от концентрации раствора. В перечень входит абсолютное большинство растворимых щелочей, солей и некоторые кислоты, такие как соляная, бромистая, йодистая, азотная и т.д.

Чем отличаются от них электролиты средней силы? Тем, что они диссоциируют в гораздо меньшей степени (на ионы распадаются от 3% до 30% молекул). Классические представители таких электролитов – серная и ортофосфорная кислоты.

Электролиты – вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и большинство солей.

Диссоциация электролитов

К электролитам относятся вещества с ионной или сильнополярной ковалентной связью. Первые в виде ионов существуют еще до перевода их в растворенное или расплавленное состояние. К электролитам относятся соли, основания, кислоты.

Рис. 1. Таблица отличие электролитов от неэлектролитов.

Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся: почти все растворимые соли, многие неорганические кислоты (например, H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Слабые электролиты при растворении в воде незначительно диссоциируют на ионы. К ним относятся почти все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H 2 CO 3), многие гидроксиды (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов).

Рис. 2. Таблица сильные и слабые электролиты.

Вода также является слабым электролитом.

Как и другие химические реакции, электролитическую диссоциацию в растворах записывают в виде уравнений диссоциации. При этом для сильных электролитов рассматривают процесс как идущий необратимо, а для электролитов средней силы и слабых – как обратимый процесс.

Кислоты – это электролиты, диссоциация которых в водных растворах протекает с образованием ионов водорода в качестве катионов. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая следующая ступень идет все с большим и большим трудом, так как образующиеся ионы кислотных остатков являются более слабыми электролитами.

Основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-иона ОН- в качестве аниона. Образование гидроксид-иона является общим признаком оснований и обуславливает общие свойства сильных оснований: щелочной характер, горький вкус, мылкость на ощупь, реакцию на индикатор, нейтрализацию кислот и т. д.

Щелочи, даже малорастворимые (например, гидроксид бария Ba(OH) 2) диссоциируют нацело, пример:

Ba(OH) 2 =Ba 2 +2OH-

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием катиона металла и кислотного остатка. Соли диссоциируют не ступенчато, а нацело:

Сa(NO 3) 2 =Ca 2 + +2NO 3 –

Теория электролитической диссоциации

Электролиты – вещества, подвергающиеся в растворах или расплавах электролитической диссоциации и проводящие электрический ток за счет движения ионов.

Электролитической диссоциацией называется распад электролитов на ионы при растворении их в воде.

Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887) в современном понимании включает следующие положения:

• электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Ионизация происходит легче всего для соединений с ионной связью (солей, щелочей), которые при растворении (эндотермический процесс разрушения кристаллической решетки) образуют гидратированные ионы.

Рис. 3. Схема электролитической диссоциации соли.

Гидратация ионов – экзотермический процесс. Соотношение затраты и выигрыша энергии определяет возможность ионизации в растворе. При растворении вещества с полярной ковалентной связью (например, хлороводород HCl) диполи воды ориентируются у соответствующих полюсов растворяемой молекулы, поляризую связь и превращая ее в ионную с последующей гидратацией ионов. Этот процесс является обратимым и может идти как полностью, так и частично.

• гидратированные ионы устойчивы, беспорядочно передвигаются в растворе. Под действием электрического тока движение приобретает направленный характер: катионы движутся к отрицательному поясу (катоду), а анионы – к положительному (аноду).
• диссоциация (ионизация) – обратимый процесс. Полнота ионизации зависит от природы электролита (соли щелочи диссоциируют практически нацело), его концентрации (с увеличением концентрации ионизация идет труднее), температуры (повышение температуры способствует диссоциации), природы растворителя (ионизация происходит только в полярном растворителе, в частности, в воде).

Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Вещества, не проводящие электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии, называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические вещества, например сахара, и др. Способность растворов электролитов проводить электрический ток объясняют тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на электрически положительно и отрицательно заряженные частицы - ионы. Величина заряда иона численно равна валентности атома или группы атомов, образующих ион. Ионы отличаются от атомов и молекул не только наличием электрических зарядов, но и другими свойствами, например ионы не имеют ни запаха, ни цвета, ни других свойств молекул хлора. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные-анионами. Катионы образуют водорода Н + , металлов: К + , Na + , Са 2+ , Fe 3+ и некоторые группы атомов, например группа аммония NH + 4 ; анионы образуют атомы и группы атомов, являющиеся кислотными остатками, например Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , CO 2- 3 .

Распад молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией, или ионизацией, и представляет собой обратимый процесс, т. е. в растворе может наступать состояние равновесия, при котором сколько молекул электролитов распадается на ионы, столько их вновь образуется из ионов. Диссоциация электролитов на ионы может быть представлена общим уравнением: , где KmAn - недиссоциированная молекула, К z+ 1 - катион, несущий z 1 положительных зарядов, А z- 2 - анион, имеющий z 2 отрицательных зарядов, m и n - число катионов и анионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например, .

Число положительных и отрицательных ионов в растворе может быть разным, но суммарный заряд катионов всегда равен суммарному заряду анионов, поэтому раствор в целом электронейтрален.

Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы при любых концентрациях их в растворе. К ним относятся сильные кислота (см.), сильные основания и почти все соли (см.). Слабые электролиты, к которым относятся слабые кислоты и основания и некоторые соли, например сулема HgCl 2 , диссоциируют лишь частично; степень их диссоциации, т. е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает с уменьшением концентрации раствора.

Мерой способности электролитов распадаться на ионы в растворах может служить константа электролитической диссоциации (константа ионизации), равная
где в квадратных скобках показаны концентрации соответствующих частиц в растворе.

При пропускании через раствор электролита постоянного электрического тока катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду - катоду, анионы передвигаются к положительному электроду - аноду, где отдают свои заряды, превращаясь в электронейтральные атомы или молекулы (катионы получают электроны от катода, а анионы отдают электроны на аноде). Так как процесс присоединения электронов к веществу является восстановлением, а процесс отдачи электронов веществом - окислением, то при пропускании электрического тока через раствор электролита на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде-окисление анионов. Этот окислительно-восстановительный процесс называют электролизом.

Электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. В физиологических и биохимических процессах большую роль играют такие неорганические ионы, как Н + , Na + , К + , Са 2+ , Mg 2+ , ОН - , Cl - , НСО - 3 , H 2 РО - 4 , SO 2- 4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН - в организме человека находятся в очень малых концентрациях, но их роль в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрация ионов Na + и Cl - значительно превосходит таковую всех других неорганических ионов вместе взятых. См. также Буферные растворы, Иониты.

Электролиты - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Типичными электролитами являются соли, кислоты и основания.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы электролитов в растворах самопроизвольно распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы - ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные - анионами. Величина заряда иона определяется валентностью (см.) атома или группы атомов, образующих данный ион. Катионы образуют обычно атомы металлов, например К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, и некоторые группы других атомов (например, группа аммония NH 4); анионы, как правило, образуются атомами и группами атомов, являющихся кислотным остатками, например Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3 -, CO 3 , SO 4 , PO 4 . Каждая молекула электронейтральна, поэтому число элементарных положительных зарядов катионов равно числу элементарных отрицательных зарядов анионов, образующихся при диссоциации молекулы. Наличием ионов объясняется способность растворов электролитов проводить электрический ток. Поэтому растворы электролитов называют ионными проводниками, или проводниками второго рода.

Диссоциация молекул электролитов на ионы может быть представлена следующим общим уравнением:

где - недиссоциированная молекула, - катион, несущий n1 положительных зарядов, - анион, имеющий n2 отрицательных зарядов, р и q - число катионов и анионов, входящих в состав молекулы электролита. Так, например, диссоциация серной кислоты и гидрата окиси аммония выражается уравнениями:

Количество ионов, содержащихся в растворе, принято измерять в грамм-ионах на 1 л раствора. Грамм-ион - масса ионов данного вида, выраженная в граммах и численно равная формульному весу иона. Формульный вес находят суммированием атомных весов атомов, образующих данный ион. Так, например, формульный вес ионов SO 4 -равен: 32,06+4-16,00=96,06.

Электролиты подразделяют на низкомолекулярные, высокомолекулярные (полиэлектролиты) и коллоидные. Примерами низкомолекулярных электролитов, или просто электролитов, могут служить обычные низкомолекулярные кислоты, основания и соли, которые в свою очередь принято делить на слабые и сильные электролиты. Слабые электролиты не полностью диссоциируют на ионы, вследствие чего в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами электролитов (уравнение 1). К числу слабых электролитов относятся слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли, например сулема HgCl 2 . Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации) α, изотоническим коэффициентом i и константой электролитической диссоциации (константой ионизации) К. Степенью электролитической диссоциации α называют ту долю молекул электролитов, которая распадается на ионы в данном растворе. Величина а, измеряемая в долях единицы или в %, зависит от природы электролита и растворителя: она уменьшается с увеличением концентрации раствора и обычно слегка изменяется (возрастает или уменьшается) с увеличением температуры; она также уменьшается при введении в раствор данного электролита более сильного электролита, образующего одноименные ноны (например, степень электролитической диссоциации уксусной кислоты СН 3 СООН уменьшается при добавлении к ее раствору соляной кислоты HCl или ацетата натрия CH 3 COONa).

Изотонический коэффициент, или коэффициент Вант-Гоффа, i равен отношению суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к числу его молекул, взятых для приготовления раствора. Экспериментально i определяется путем измерения осмотического давления, понижения температуры замерзания раствора (см. Криометрия) и некоторых других физических свойств растворов. Величины i и α взаимосвязаны уравнением

где n - число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы данного электролита.

Константа электролитической диссоциации К представляет собой константу равновесия. Если электролит диссоциирует на ионы по уравнению (1), то

где, и - концентрации в растворе катионов и анионов (в г-ион/л) и недиссоциированных молекул (в моль/л) соответственно. Уравнение (3) является математическим выражением закона действующих масс в применении к процессу электролитической диссоциации. Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита К зависит от температуры (обычно с увеличением температуры возрастает) и, в отличие от а, не зависит от концентрации раствора.

Если молекула слабого электролита может диссоциировать не на два, а на большее число ионов, то диссоциация протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, слабая угольная кислота H 2 СO 3 в водных растворах диссоциирует в две ступени:

При этом константа диссоциации 1-й ступени значительно превышает таковую 2-й ступени.

Сильные электролиты согласно теории Дебая - Хюккеля в растворах полностью диссоциированы на ионы. Примерами этих электролитов могут служить сильные кислоты, сильные основания и почти все растворимые в воде соли. Вследствие полной диссоциации сильных электролитов в их растворах содержится огромное число ионов, расстояния между которыми таковы, что между разноименно заряженными ионами проявляются силы электростатического притяжения, благодаря чему каждый ион окружен ионами противоположного заряда (ионная атмосфера). Наличие ионной атмосферы снижает химическую и физиологическую активность ионов, их подвижность в электрическом поле и другие свойства ионов. Электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами возрастает с увеличением ионной силы раствора, равной полусумме произведений концентрации С каждого иона на квадрат его валентности Z:

Так, например, ионная сила 0,01 молярного раствора MgSO 4 равна

Растворы сильных электролитов независимо от их природы при одинаковой ионной силе (не превышающей, однако, 0,1) обладают одинаковой ионной активностью. Ионная сила крови человека не превышает 0,15. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов была введена величина, называемая активностью а, формально заменяющая концентрацию в уравнениях, вытекающих из закона действующих масс, например в уравнении (1). Активность а, имеющая размерность концентрации, связана с концентрацией уравнением

где f - коэффициент активности, показывающий, какую долю действительной концентрации данных ионов в растворе составляет эффективная их концентрация или активность. С уменьшением концентрации раствора f возрастает и в очень разбавленных растворах становится равной 1; в последнем случае а=С.

Низкомолекулярные электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. Из ионов низкомолекулярных электролитов в физиологических и биохимических процессах большую роль играют катионы Н+, Na+, Mg2+, Са2+ и анионы ОН-, Cl-, НСO 3 , H 2 РO 4 , НРO 4 , SO 4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН- в организмах, в том числе и в организме человека, находятся в очень малых концентрациях, но роль их в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрации Na+ и Cl- значительно превосходят концентрацию всех других ионов, вместе взятых.

Для живых организмов в высшей степени характерен так называе антагонизм ионов - способность ионов, находящихся в растворе, взаимно снижать присущее каждому из них действие. Установлено, например, что ионы Na+ в той концентрации, в которой они находятся в крови, ядовиты для многих изолированных органов животных. Однако ядовитость Na+ подавляется при добавлении к содержащему их раствору в соответствующих концентрациях ионов К+ и Са2 + . Таким образом, ионы К+ и Са2+ являются антагонистами ионов Na+. Растворы, в которых вредное действие каких-либо ионов устранено действием ионов антагонистов, называются эквилибрированными растворами. Антагонизм ионов обнаружен при действии их на самые различные физиологические и биохимические процессы.

Полиэлектролитами называют высокомолекулярные электролиты; примерами их являются белки, нуклеиновые кислоты и многие другие биополимеры (см. Высокомолекулярные соединения), а также ряд синтетических полимеров. В результате диссоциации макромолекул полиэлектролитов образуются низкомолекулярные ионы (противоионы), как правило, различной природы и многозарядный макромолекулярный ион. Часть противоионов прочно связана с макромолекулярный ионом электростатическими силами; остальные находятся в растворе в свободном состоянии.

Примерами коллоидных электролитов могут служить мыла, дубильные вещества и некоторые красители. Для растворов этих веществ характерно равновесие:
мицеллы (коллоидные частицы) → молекулы → ионы.

При разбавлении раствора равновесие смещается слева направо.

См. также Амфолиты.

Это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Так же они являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов.

К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Вещества, не проводящие электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии, называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические вещества, например сахара, спирты и др. Способность растворов электролитов проводить электрический ток объясняют тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на электрически положительно и отрицательно заряженные частицы - ионы. Величина заряда иона численно равна валентности атома или группы атомов, образующих ион. Ионы отличаются от атомов и молекул не только наличием электрических зарядов, но и другими свойствами, например ионы хлора не имеют ни запаха, ни цвета, ни других свойств молекул хлора.

Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные-анионами. Катионы образуют атомы водорода Н + , металлов: К + , Na + , Са 2+ , Fe 3+ и некоторые группы атомов, например группа аммония NH + 4 ; анионы образуют атомы и группы атомов, являющиеся кислотными остатками, например Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , CO 2- 3 .

Термин Э. введен в науку Фарадеем. К. Э. до самого последнего времени относили типичные соли, кислоты и щелочи, а также воду. Исследования неводных растворов, а также исследования при очень высоких температурах значительно расширили эту область. И. А. Каблуков, Кади, Карара, П. И. Вальден и др. показали, что не только водные и спиртовые растворы заметно проводят ток, но также растворы в целом ряде других веществ, как, например, в жидком аммиаке, жидком сернистом ангидриде и т. п. Найдено также, что многие вещества и смеси их превосходные изоляторы при обыкновенной температуре, как, например, безводные окислы металлов (окись кальция, магния и др.), при повышении температуры становятся электролитическими проводниками. Известная лампа накаливания Нернста, принцип которой был открыт гениальным Яблочковым, представляет превосходную иллюстрацию этих фактов. Смесь окислов - «тельце для накаливания» в лампе Нернста, не проводящая при обыкновенной темпер., при 700° делается превосходным и притом сохраняющим твердое состояние электролитическим проводником. Можно предположить, что большинство сложных веществ, изучаемых в неорганической химии, при соответствующих растворителях или при достаточно высокой температуре могут приобрести свойства Э., за исключением, конечно, металлов и их сплавов и тех сложных веществ, для которых будет доказана металлическая проводимость. В настоящий момент указания на металлическую проводимость расплавленного йодистого серебра и др. нужно считать еще недостаточно обоснованными. Иное должно сказать о большинстве веществ, содержащих углерод, т. е. изучаемых в органической химии. Вряд ли найдутся растворители, которые сделают углеводороды или их смеси (парафин, керосин, бензин и др.) проводниками тока. Однако и в органической химии мы имеем постепенный переход от типичных электролитов к типичным неэлектролитам: начиная с органических кислот к фенолам, содержащим в своем составе нитрогруппу, к фенолам, не содержащим такой группы, к спиртам, водные растворы которых принадлежат к изоляторам при небольших электровозбудительныхсилах и, наконец, к углеводородам - типичным изоляторам. Для многих органических, а также отчасти и некоторых неорганических соединений, трудно ожидать, чтобы повышение температуры сделало их Э., так как эти вещества раньше разлагаются от действия теплоты.

В таком неопределенном состоянии находился вопрос о том, что такое Э., до тех пор, пока не привлечена для решения его теория электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация.

Распад молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией, или ионизацией, и представляет собой обратимый процесс, т. е. в растворе может наступать состояние равновесия, при котором сколько молекул электролитов распадается на ионы, столько их вновь образуется из ионов.

Диссоциация электролитов на ионы может быть представлена общим уравнением: , где KmAn - недиссоциированная молекула, К z+ 1 - катион, несущий z 1 положительных зарядов, А z- 2 - анион, имеющий z 2 отрицательных зарядов, m и n - число катионов и анионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например, .
Число положительных и отрицательных ионов в растворе может быть разным, но суммарный заряд катионов всегда равен суммарному заряду анионов, поэтому раствор в целом электронейтрален.
Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы при любых концентрациях их в растворе. К ним относятся сильные кислота (см.), сильные основания и почти все соли (см.). Слабые электролиты, к которым относятся слабые кислоты и основания и некоторые соли, например сулема HgCl 2 , диссоциируют лишь частично; степень их диссоциации, т. е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает с уменьшением концентрации раствора.
Мерой способности электролитов распадаться на ионы в растворах может служить константа электролитической диссоциации (константа ионизации), равная
где в квадратных скобках показаны концентрации соответствующих частиц в растворе.