Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в растворах практически диссоциированы полностью. К этой группе электролитов относится большинство солей, щелочей и сильных кислот. К слабым электролитам принадлежат слабые кислоты и слабые основания и некоторые соли: хлорид ртути (II), цианид ртути (II), роданид железа (III), иодид кадмия. Растворы сильных электролитов при больших концентрациях обладают значительной электропроводностью, причем она с разбавлением растворов возрастает незначительно.

Растворы слабых электролитов при больших концентрациях отличаются незначительной электропроводностью, сильно увеличивающейся при разбавлении растворов.

При растворении вещества в каком-либо растворителе образуются простые (несольватированные) ионы, нейтральные молекулы растворенного вещества, сольватированные (в водных растворах гидратированные) ионы (например, и т. д.), ионные пары (или ионные двойники), представляющие собой электростатически ассоциированные группы противоположно заряженных ионов (например, ), образование которых наблюдается в подавляющем числе неводных растворов электролитов, комплексные ионы (например, ), сольватированные молекулы и др.

В водных растворах сильных электролитов существуют только простые или сольватированные катионы и анионы. В их растворах нет молекул растворенного вещества. Поэтому неверно предполагать наличие молекул или наличие длительных связей между или и в водном растворе хлорида натрия.

В водных растворах слабых электролитов растворенное вещество может существовать в виде простых и сольватированных (-гидратированных) ионов и недиссоциированных молекул.

В неводных растворах некоторые сильные электролиты (например, ) диссоциированы не полностью даже при умеренно высоких концентрациях. В большинстве органических растворителей наблюдается образование ионных пар противоположно заряженных ионов (нодробнее см. книга 2).

В ряде случаев невозможно провести резкую границу между сильными и слабыми электролитами.

Межионные силы. Под действием межионных сил вокруг каждого свободно движущегося иона группируются, располагаясь симметрично, другие ионы, заряженные обратным знаком, образуя так называемую ионную атмосферу, или ионное облако, замедляющее движение иона в растворе.

Например, в растворе вокруг движущихся ионов калия группируются ионы хлора, а вблизи движущихся ионов хлора создается атмосфера из ионов калия.

Ионы, подвижность которых ослаблена силами межионного протяжения, проявляют в растворах пониженную химическую активность. Это вызывает отклонения в поведении сильных электролитов от классической формы закона действия масс.

Посторонние ионы, присутствующие в растворе данного электролита, также оказывают сильное влияние на подвижность его ионов. Чем выше концентрация, тем значительнее межионное взаимодействие и тем сильнее посторонние ионы влияют на подвижность ионов.

У слабых кислот и оснований связь водорода или гидроксила в их молекулах является в значительной степени не ионной, а ковалентной; поэтому при растворении слабых электролитов в растворителях, отличающихся даоюе большой диэлектрической проницаемостью, большая часть их молекул не распадается на ионы.

Растворы сильных электролитов отличаются от растворов слабых электролитов тем, что в них нет недиссоциированных молекул. Это подтверждается современными физическими и физико-химическими исследованиями. Например, исследование кристаллов сильных электролитов типа рентгенографическим путем подтверждает тот факт, что кристаллические решетки солей построены из ионов.

При растворении в растворителе с большой диэлектрической проницаемостью вокруг ионов образуются сольватные (в воде гидратные) оболочки, препятствующие их соединению в молекулы. Таким образом, поскольку сильные электролиты даже в кристаллическом состоянии не содержат молекул, они тем более не содержат молекул в растворах.

Однако экспериментальным путем найдено, что электропроводность водных растворов сильных электролитов не эквивалентна той электропроводности, которую молено было бы ожидать при -ной диссоциации молекул растворенных электролитов на ионы.

С помощью теории электролитической диссоциаций, предложенной Аррениусом, оказалось невозможным объяснить этот и ряд других фактов. Для их объяснения были выдвинуты новые научные положения.

В настоящее время несоответствие свойств сильных электролитов классической форме закона действия масс может быть объяснено при помощи теории сильных электролитов, предложенной Дебаем и Хюкке-лем. Основная идея этой теории заключается в том, что в растворах между ионами сильных электролитов возникают силы взаимного притяжения. Эти межионные силы вызывают отклонение поведения сильных электролитов от законов идеальных растворов. Наличие этих взаимодействий вызывает взаимное торможение катионов и анионов.

Влияние разбавления на межионное притяжение. Межионное притяжение вызывает отклонения в поведении реальных растворов аналогично тому, как межмолекулярное притяжение в реальных газах влечет за собой отступления их поведения от законов идеальных газов. Чем больше концентрация раствора, тем плотнее ионная атмосфера и тем меньше подвижность ионов, а следовательно, и электропроводность электролитов.

Подобно тому как свойства реального газа при низких давлениях приближаются к свойствам газа идеального, так и свойства растворов сильных электролитов при большом разбавлении приближаются к свойствам идеальных растворов.

Иными словами, в разбавленных растворах расстояния между ионами настолько велики, что испытываемое ионами взаимное притяжение или отталкивание чрезвычайно мало и практически сводится к нулю.

Таким образом, наблюдаемое увеличение электропроводности сильных электролитов при разбавлении их растворов объясняется ослаблением межионных сил притяжения и отталкивания, обусловливающим увеличение скорости движения ионов.

Чем менее диссоциирован электролит и чем более разбавлен раствор, тем меньше межионное электрическое влияние и тем меньше наблюдается отклонений от закона действия масс, и, наоборот, чем больше концентрация раствора, тем больше межионное электрическое влияние и тем больше наблюдается отклонений от закона действия масс.

По указанным выше причинам к водным растворам сильных электролитов, а также к концентрированным водным растворам слабых электролитов нельзя применять закон действия масс в его классической форме.

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 связями: это соли, которые хорошо растворимы, (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 ( ); 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 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.

Сильное основание - неорганическое химическое соединение, образованное гидроксильной группой -ОН и щелочным (элементы I группы периодической системы: Li, K, Na, RB, Cs) или щелочноземельным металлом (элементы II группы Ba, Ca). Записываются в виде формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.

Вам понадобится

• выпарительная чашка
• горелка
• индикаторы
• металлический стержень
• Н₃РО₄

Инструкция

Сильные основания проявляют , характерные для всех . Наличие в растворе определяется по изменению окраски индикатора. К пробе с исследуемым раствором добавьте , фенолфталеин или опустите лакмусовую бумажку. Метилоранж дает желтую окраску, фенолфталеин – пурпурную, а лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет. Чем сильнее основание, тем интенсивнее окрашивается индикатор.

Если необходимо узнать какие именно щелочи вам представлены, то проведите качественный анализ растворов. Наиболее распространенные сильные основания – лития, калия, натрия, бария и кальция. Основания вступают в реакцию с кислотами (реакции нейтрализации) с образованием соли и воды. При этом можно выделить Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ и LiOH. При с кислотой образуются нерастворимые . Остальные гидроксиды осадков не дадут, т.к. все соли К и Na растворимы.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 Ва(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процедите их и высушите. Внесите высушенные осадки в пламя горелки. По изменению окраски пламени можно качественно определить ионы лития, кальция и бария. Соответственно вы определите где какой гидроксид. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет. Соли бария – в зеленый, а соли кальция – в малиновый.

Оставшиеся щелочи образуют растворимые ортофосфаты.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О

Необходимо выпарить воду до сухого остатка. Выпаренные соли на металлическом стержне поочередно внесите в пламя горелки. Там, соль натрия – пламя окрасится в ярко-желтый цвет, а калия – в розово-фиолетовый. Таким образом имея минимальный набор оборудования и реактивов вы определили все данные вам сильные основания.

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.

А как ведут себя в растворах или расплавах слабые электролиты ? Во-первых, они диссоциируют в очень малой степени (не больше 3% от общего количества молекул), во-вторых, их идет тем хуже и медленнее, чем выше концентрация раствора. К таким электролитам относятся, например, (гидроксид аммония), большинство органических и неорганических кислот (включая плавиковую – HF) и, разумеется, всем нам знакомая вода. Поскольку лишь ничтожно малая доля ее молекул распадается на водород-ионы и гидроксил-ионы.

Запомните, что степень диссоциации и, соответственно, сила электролита находятся в зависимости факторов: природы самого электролита, растворителя, температуры. Поэтому само это разделение в известной степени условно. Ведь одно и то же вещество может при различных условиях быть и сильным электролитом, и слабым. Для оценки силы электролита была введена специальная величина – константа диссоциации, определяемая на основе закона действующих масс. Но она применима лишь по отношению к слабым электролитам; сильные электролиты закону действующих масс не подчиняются.

Источники:

• сильные электролиты список

Соли – это химические вещества, состоящие из катиона, то есть положительно заряженного иона, металла и отрицательно заряженного аниона – кислотного остатка. Типов солей много: нормальные, кислые, основные, двойные, смешанные, гидратные, комплексные. Это зависит от составов катиона и аниона. Как можно определить основание соли?

Слабые электролиты

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH;

Они плохо проводят (или почти не проводят) электрический ток.

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H 2 O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле-Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.

HAn = H + + An - .

Константа равновесия К р этой реакции и есть константа диссоциации К д:

К д = . / . (10.11)

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:

К д = С. α . С. α/С. (1-α) = С. α 2 /1-α. (10.12)

Это отношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:

К д = С. α 2 . (10.13)

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.

Протолитическое равновесие в воде:

,

,

При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде постоянна и равна 55,5 , ()

, (10.15)

где K в – ионное произведение воды.

Тогда =10 -7 . На практике из-за удобства измерения и записи используют величину – водородный показатель, (критерий) силы кислоты или основания. По аналогии .

Из уравнения (11.15): . При рН=7 – реакция раствора нейтральная, при рН<7 – кислая, а при pH>7 – щелочная.

При нормальных условиях (0°С):

, тогда

Рисунок 10.4 - pH различных веществ и систем

10.7 Растворы сильных электролитов

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 4 , H 2 SO 4 ,HNO 3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 ,Sr(OH) 2 ,Ca(OH) 2).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится, в основном, в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределённой. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.

Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:

1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С М = 0,01 моль. л -1);

2) каждый ион окружён оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat + + An - активности катиона(а +) и аниона (а -) соответственно равны

а + = γ + . С + , а - = γ - . С - , (10.16)

где С + и С - - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;

γ + и γ - - их коэффициенты активности.

(10.17)

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей я

и коэффициентов активностей.

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

Которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

• почти все органические кислоты и вода;
• некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 и др.;
• некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 и др.; а также гидроксид аммония NH 4 OH.

Литература

• М. И. Равич-Шербо. В. В. Новиков «Физическая и коллоидная Химия» М: Высшая школа, 1975

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Слабые электролиты" в других словарях:

слабые электролиты - – электролиты, незначительно диссоциирующие в водных растворах на ионы. Процесс диссоциации слабых электролитов обратим и подчиняется закону действующих масс. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера

В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии

В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия

- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия

У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия

Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия

Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия