Й Постулат. Электролиты при растворении распадаются на ионы не полностью, и поэтому только часть молекул присутствует в растворе в виде ионов.

Величина, характеризующая долю молекул, распавшихся на ионы в состоянии равновесия, называется степенью диссоциации (a).

a = , (7.9)

где n – число распавшихся на ионы молекул, N - общее количество растворенных молекул.

Степень диссоциации зависит от температуры, типа растворителя, от природы электролита и его концентрации. Условно принимают, что если a > 30%, то электролит считается сильным, если a < 3%, то электролит слабый. Чем выше концентрация раствора, тем степень диссоциации меньше, так как при увеличении концентрации усиливается процесс ассоциации ионов в молекулы.

Второй количественной характеристикой электролита является табличная величина, называемая константа диссоциации Кд, которая является константой равновесия в процессе электролитической диссоциации.

A_nB_m = nA ^m+ + mB^n- К_д = . (7.10)

Если электролит бинарный, то АВ ↔ А⁺ + В^-

К_д = . (7.11)

Обозначим исходную концентрацию электролита как С (моль/л), а степень его диссоциации a. Тогда концентрация катионов и анионов будут равны [A⁺] = [B^-] = aC, a концентрация нераспавшейся части молекул [AB]=(1-a) C. Подставим эти выражения в уравнение для константы диссоциации (11.7), получим

К_д= . (7.12)

Это уравнение было получено Оствальдом и выражает закон разведения. Константа диссоциации, в отличие от степени диссоциации, не зависит от концентрации и определяется природой электролита и температурой. Для очень слабых электролитов a → 0 и выражение (12.7) преобразуется в более простое:

К_д= a²С . (7.13)

Соотношение (13.7) справедливо только для слабых симметричных бинарных электролитов. В более сложных случаях это выражение усложняется.