Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы (диссоциация про исходит не полностью), т.е.
КА ↔ К+ +А-
Долю диссоциированных молекул характеризует степенью диссоциации (α). Степень диссоциации - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул N:α = n/N
Например: α = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА <=> K+ +А- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 не распавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.
Электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает. Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные и слабые. Условно электролиты, для которых при концентрации растворов 0,01-0,1 н, степень диссоциации больше 50 % относят к сильным, а для которых меньше, чем 50 % - к слабым.
К сильным электролитам относятся:
СОЛИ, растворимые в воде,
ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп.
КИСЛОТЫ HCI, HBr, HJ, 
, 
, 
, 
К слабым электролитам относятся:
СОЛИ, нерастворимые в воде,
ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде, NH4ОН,
КИСЛОТЫ органические (СН3СООН), Н2S, Н2СО3, Н2SiО3, Н3ВО3.
Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы; слабые ионы лишь частично.
Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом, то согласно закона действующих масс;
Например: в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие
 |
СН3СООН Н+ + СН3СОО-
Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию и называется константой диссоциации /Кд/. Кд зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине Кд можно судить о силе электролита.
Например: для одной и той же температуры Кд(NH4ОН) = 1,79*10-5; Кд(СН3СООН) = 1,75*10-5; Кд(НСN) = 4,79*10-10.
Самым слабым электролитом является НСN.
Ионное произведение воды
Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается следующим уравнением:
Н2О ↔ Н+ + ОН-.
Это обратимый процесс. Константа диссоциации запишется:
Кд = [Н+]*[ ОН-]/[ Н2О],
тогда Кно = [Н+] [ОН-].
Кно называется ионным произведением воды.
Это уравнение показывает, что для воды при постоянной температуре, произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.
При 220С [Н+] [ОН-] = 10-14 мол/л. В воде [Н+] = [ОН-] = 10-7 мол/л.
В зависимости от концентрации ионов водорода различают нейтральную, кислую и щелочную среду (растворы).
Растворы, в которых [Н+] = 10-7 мол/л – нейтральные растворы,
[Н+] < 10-7 мол/л (10-8, 10-9 и т.д.) – щелочные,
[Н+] > 10-7 мол/л (10-6, 10-5 и т.д.) – кислые.
Например: в 0,01 М растворе НСl при 250С [Н+] = 0,01 = 10-2 мол/л, т.к. НСl – сильный электролит и α = 1, при этом концентрация гидроксид-ионов: [ОН-] = Кно/[Н+] = 10-14/10-2 мол/л.
Для характеристики среды пользуются не значением концентрации ионов водорода ([Н+]), а величиной водородного показателя (рН).
рН = -lg[Н+].
рН = 7 – нейтральная среда,
рН < 7 – кислая среда,
рН > 7 – щелочнач среда.
Например: для 0,01 М раствора НСl рН = -lg10-2 = 2,
для 0,01 М раствора NаОН рН = -lg10-12 = 12.
