Водные растворы электролитов
    Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток.
    Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус. Предложенная им теория объяснила поведение и многие свойства электролитов.
    Согласно этой теории молекулы электролита в воде или другой среде, характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью*, распадаются на ионы - положительные (катионы) и отрицательные (анионы).
    Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической диссоциации. Для слабых электролитов она протекает обратимо и выражается следующим примерным уравнением
    КА ??? К++А-.
    К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью.
    По современным представлениям электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя.
    Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. Сольватация приводит к образованию в растворе ассоциаций между ионами (катионами и анионами) и молекулами растворителя. Процесс растворения вещества К+А- в воде, являющегося соединением с типичной ионной связью, может быть записан следующим образом:
    .
    твердое жидкий раствор
    вещество растворитель
    Электролитическая диссоциация полярных молекул (КА) в растворе происходит вследствие ослабления связи, вызванного действием полярных молекул растворителя:
    КА + хН2О ??? К+(Н2О)к + А-(Н2О)а.
    Ассоциации К+(Н2О)к и А-(Н2О)а представляют собой гидратированные катионы и анионы.
    
    
    Немаловажное значение имеет величина диэлектрической проницаемости растворителя: чем больше последняя, тем больше ослабляются связи между ионами электролита. Это вытекает из формулы закона Кулона , где F - сила взаимодействия между зарядами l1 и l2, r расстояние между центрами ионов, ? - диэлектрическая проницаемость растворителя. Для воды при 20° ? = 80, то есть сила притяжения ионов в водном растворе ослабляется в 80 раз.
    Если в растворе дополнительно могут возникнуть еще и водородные связи между молекулами растворителя и атомом водорода растворенного вещества, то процесс диссоциации протекает еще более эффективно.
    С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием гидратированных водородных ионов (гидроксоний-ионов) и кислотного остатка:
    ,
    где Н3О+ - ион гидроксония.
    Все общие свойства кислот (кислый вкус, способность изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат иону гидроксония.
    Основанием называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием отрицательных гидроксид-ионов ОН-:
    МеОН + хН2О ??? Ме+(Н2О)к + ОН- + (х-к)Н2О,
    где Ме+ - одновалентный катион.
    Все общие свойства растворимых оснований (щелочно-мыльный вкус, способность определенным образом изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат гидроксид-иону.
    С точки зрения электролитической диссоциации соли можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания:
    х(кислота) + у(основание) > соль + вода,
    где х и у - переменное количество эквивалентов взаимодействующих между собой кислот и оснований.
    В зависимости от соотношения х и у различают следующие виды солей, диссоциирующих в водных растворах по схеме:
    при х > у - кислые соли
    2H2SO4 + Mg(OH)2 ? Mg(HSO4)2 + 2H2O;
    Mg(HSO4)2 ??? Mg2+ + 2HSO4- ;
    при х = у - средние (нормальные) соли
    H2SO4 + Mg(OH)2 ? MgSO4 + 2H2O;
    MgSO4 ??? Mg2+ + SO42-;
    при х < у - основные соли
    H2SO4 + 2Mg(OH)2 ? (MgOH)2SO4 + 2H2O;
    (MgOH)2SO4 ??? 2MgOH+ + SO42-;
    Как правило, все соли относятся к сильным электролитам.
    Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы.
    В воде, являющейся растворителем, статистически равномерно распределяются полностью гидратированные катионы и анионы сильного электролита. ............