Відповідно до сучасних уявлень теорії розчинів електролітів діляться на дві групи: асоційовані (слабкі) і неассоціірованние (сильні).
Для неасоційованих (сильних) електролітів в розведених розчинах α = 1 (100%), тобто в розчинах вони існують виключно у вигляді гідратованих іонів.
Асоційовані електроліти можна умовно розділити на три групи:
- слабкі електроліти існують в розчинах в основному у вигляді недіссоціірованних молекул; ступінь їх дисоціації невелика;
- іонні асоціати утворюються в розчинах в результаті електростатичної взаємодії іонів;
- іонні і молекулярні комплекси, які незначно диссоциируют в воді.
До сильних електролітів у водних розчинах відносяться більшість солей, лугу, ряд мінеральних кислот (HBr. НNО3, H2SO4, НС1O4 і ін.). До слабких електролітів належать майже всі органічні кислоти, деякі неорганічні кислоти, наприклад, H2S, HCN, H2CO3, HСlO і вода.
Кислоти: Для кислот характерні след.общіе властивості:
1) здатність взаємодіяти з підставами з утворенням солей;
2) здатність взаємодіяти з деякими металами з виділенням водню;
3) здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема викликати червоне забарвлення лакмаса;
4) Кислий смак.
При дисоціації будь кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є загальними для водних розчинів кислот, потрібно пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це вони викликають червоний колір, повідомляють кислоті смак і тд. З усуненням іонів водню, при нейтралізації, зникають кислотні властивості. Тому теорія електролітіч.діссоціаціі визначає кислоти, як електроліти, диссоциирующие в розчинах в утворенням іонів водню.
У сильних кислот, діссоц.нацело, властивості кислот проявляються в більшій мірі. У слабких-навпаки.
Основи:
1) здатність взаємодіяти з кислотами з утворенням солей
2) здатність змінювати кольори індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (синє забарвлення лакмусу)
3) мильний смак.
Носієм основних властивостей виступає гідроксид-іон.
Тому, з точки зору електролітіч.діссоціаціі, підстави-електроліти, діссоц.в розчинах з відщепленням гідроксид-іонів.
Існують гідроксиди, вступ.во взаімод.не тільки з кислотами, але і з підставами (гідроксид цинку). -амфотерний гідроксид (електроліт). Пояснюється тим, що в молекулах амфот.гідроксідов міцність зв'язку між металом і киснем Незначітелное відрізняється від міцності зв'язку між киснем і воднем. Т.О.в розчині амфот.електроліта існує складне рівновагу, в якому беруть участь як продукти діссоц кислоти, так і підстави.
Солі. Електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, отщепляя позитивні іони, відмінні від іонів водню, і негативні іони, відмінні від гідроксид-іонів. Таких іонів, які були б спільними для водних розчинів усіх солей-ні. Тому солі не володіють загальними властивостями. Добре диссоциируют, і тим краще, чим менше заряди іонів, що утворять сіль. При розчиненні кислих солей в розчині утворюються катіони металу, складні аніони кислотного залишку, іони, явл.продуктамі дисоціації цього складного кислотного залишку, в т.ч. іони H +.
При діссоц.основних солей утворюються аніони кислоти і складні катіони, сост.із металу і гидроксогрупп. Ці складні катіони також здатні до діссоц, тому в ра-ре основний солі прісутств.іони OH-.
Але існують реакції, що протікають за участю кислот і підстав, до яких ТЕД непрімініма. (Безводний водень легко реагує з безводними основами).
Створили протонну теорію (1923р). Кислотою є донор протона, т.е.частіца, яка здатна віддавати іон водню-протон, а підставою-акцептор протона, тобто частка, здатна приєднувати протон. Пов'язані цим співвідношенням підставу і кислота називаються сполученими.