Диссоциация сильных одно- и двухосновных кислот в разбавленных растворах проходит по одной (первой) ступени (a > 30 %). Причем равновесие сдвинуто в сторону образования ионов:
HNO3 «H+ + NO3-
H2SO4 «2H+ + SO4-2
Слабые электролиты в растворах находятся преимущественно в молекулярной форме, равновесие сдвинуто в сторону образования молекул кислоты:
HNO2 «H+ + NO2-
CH3COOH «H+ + CH3COO-
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
I ступень H2CO3 «H+ + HCO3- a1
II ступень HCO3- «H+ + CO3-2 a2 (a1>>a2)
Сильные основания дисоциируют по одной ступени и находятся в растворе преимущественно в ионной форме:
Sr(OH)2 «Sr+2 + 2OH-
KOH «K+ + OH-
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
I ступень Al(OH)3 «Al(OH)2+ + OH- a1
II ступень Al(OH)2+ «AlOH+2 + OH- a2
III ступень AlOH+2 «Al+3 + OH- a3 (a1>>a2>>a3)
Соли диссоциируют в растворе на катионы металлов и анионы кислотных остатков. Независимо от состава соли диссоциируют в одну ступень:
средняя соль: AlCl3 ® Al+3 + 3Cl-
кислая соль: NaHCO3 ® Na+ + HCO3-
основная соль: CaOHCl ® CaOH+ + Cl-
Вторичная диссоциация кислых и основных солей происходит при экстремальных условиях (повышенная температура).
Закон разбавления
Константа электролитической диссоциации электролита в общем, виде:
K+A- «K+ + A-, 
, (7.4)
где [K+], [A-], [KA] – равновесные концентрации ионов и молекул, моль/л. Для конкретного случая
HCN «H+ + CN-, 
где К д – постоянная при данной температуре.
Чем больше константа диссоциации, тем в большей степени электролит распадается на ионы. Константа диссоциации при определенной температуре – величина постоянная и в отличие от a не зависит от концентрации.
Связь между К д и a для бинарного электролита следующая:
. (7.5)
Уравнение (7.5) выражает закон разбавления Оствальда. Для слабых электролитов a очень мала, (1 - a)» 1 и уравнение (7.5) имеет вид
или 
, (7.6)
где С М – исходная молярная концентрация электролита (моль/л). Из уравнения (7.6) следует, что с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает (одна из формулировок закона Оствальда). При диссоциации бинарного электролита K+A- «K+ + A- концентрации [K+] = [A-] = a× С М, тогда уравнение (7.6) можно переписать в следующем виде:
(7.7)
Пример 2. Константа диссоциации синильной кислоты равна 7,2·10-10. Найти степень диссоциации HCN в 0,002 М растворе.
Решение. Воспользуемся уравнением (7.6). Получим
Пример 3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе HCN.
Решение. Найдем по уравнению (7.6) степень диссоциации HCN, 
отсюда [Н+] = a× С М = 8,5×10-5 × 0,1 = 8,5×10-6 моль/л.
Пример 4. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе муравьиной кислоты HCOOH (К д = 1,76×10-4), если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль соли HCOONa, считая, что соль полностью диссоциировала?
Решение. Исходную концентрацию ионов [H+] и [HCOO-] в растворе (до добавления соли) найдем по уравнению (7.7):
моль/л.
Концентрация ионов [HCOO-] существенно увеличится после добавления соли. Именно ионы HCOO-, перешедшие в раствор в результате полной диссоциации соли, вносят основной вклад в [HCOO-], поэтому конечная концентрация [HCOO-]» 0,1 М. Согласно принципу Ле Шателье при увеличении концентрации ионов [HCOO-] равновесие смещается в сторону образования молекул муравьиной кислоты, что ведет к связыванию [HCOO-] и уменьшению концентрации ионов водорода, которую рассчитаем по формуле
Следовательно, концентрация ионов водорода уменьшается в 
