Сильные и слабые электролиты

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворённых молекул; её выражают от 0 до 1 или от 0 до 100 %. Величина α зависит от природы растворённого вещества и растворителя, от концентрации и температуры, поэтому её указывают вместе с концентрацией и температурой. Вещества с большим α даже в разбавленном растворе — сильные электролиты (большинство солей, HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂); вещества с малым α — слабые электролиты (H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S, H₂SO₃, HNO₂, вода, NH₄OH, нерастворимые гидроксиды). Если записать кислородсодержащую кислоту как E(OH)ₘOₙ и обозначить через n число атомов кислорода вне групп OH, то кислота считается сильной при n ≥ 2 и слабой при n < 2 (по этому правилу H₃PO₄, n = 1, относится к слабым кислотам; на самом деле она средней силы). В слабом электролите молекулы и ионы находятся в равновесии, например CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO⁻, где K = [H⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]. Величина K не зависит от концентрации, а только от природы электролита и растворителя и от температуры: чем больше K, тем сильнее электролит ионизируется.