Електроліти - це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. До електролітів належать кислоти, основи і солі. Речовини, що не проводять електричного струму в розчиненому або розплавленому стані, називаються неелектролітами. До них відносяться багато органічні речовини, наприклад цукру, спирти та ін Здатність розчинів електролітів проводити електричний струм пояснюють тим, що молекули електролітів при розчиненні розпадаються на електрично позитивно і негативно заряджені частинки - іони. Величина заряду іона чисельно дорівнює валентності атома або групи атомів, що утворюють іон. Іони відрізняються від атомів і молекул не тільки наявністю електричних зарядів, але і іншими властивостями, наприклад іони хлору не мають ні запаху, ні кольору, ні інших властивостей молекул хлору. Позитивно заряджені іони називають катіонами, а негативно заряджені-аніонами. Катіони утворюють атоми водню Н+, металів: К+, Na+, Са2+, Fe3+ і деякі групи атомів, наприклад група амонію NH+4 ; аніони утворюють атоми і групи атомів, які є кислотними залишками, наприклад Cl-, NO-3, SO2-4, CO2-3 .
Розпад молекул електролітів на іони називається електролітичної дисоціацією, або іонізацією, і являє собою зворотний процес, тобто в розчині може наступати стан рівноваги, при якому скільки молекул електролітів розпадається на іони, стільки їх знову утворюється з іонів. Дисоціація електролітів на іони може бути представлена загальним рівнянням: 
, де KmAn - недіссоціірованних молекула, Доz+1 - катіон, який несе z1 позитивних зарядів, Аz-2 - аніон, що має z2 негативних зарядів, m і n - число катіонів і аніонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту. Наприклад, 
.
Кількість позитивних і негативних іонів у розчині може бути різним, але сумарний заряд катіонів завжди дорівнює сумарному заряду аніонів, тому розчин в цілому электронейтрален.
Сильні електроліти практично повністю дисоціюють на іони при будь-яких концентраціях їх в розчині. До них відносяться сильні кислота (див.), сильні підстави і майже всі солі (див.). Слабкі електроліти, до яких відносяться слабкі кислоти і основи і деякі солі, наприклад сулема HgCl2, дисоціюють лише частково; ступінь їх дисоціації, тобто частка молекул, що розпалися на іони, зростає зі зменшенням концентрації розчину.
Мірою здатності електролітів розпадатися на іони в розчинах може служити константа електролітичної дисоціації (константа іонізації), рівна
де в квадратних дужках показано концентрації відповідних частинок у розчині.
При пропусканні через розчин електроліту постійного електричного струму катіони переміщуються до негативно зарядженого електроду - катода, а аніони рухаються до позитивного електрода - анода, де віддають свої заряди, перетворюючись в електронейтральні атоми або молекули (катіони отримують електрони від катода, а аніони віддають електрони на аноді). Так як процес приєднання електронів до речовини є відновленням, а процес віддачі електронів речовиною - окисленням, то при пропусканні електричного струму через розчин електроліту на катоді відбувається відновлення катіонів, а на аноді-окислення аніонів. Цей окислювально-відновний процес називають електролізом.
Електроліти є неодмінною складовою частиною рідин і щільних тканин організмів. У фізіологічних та біохімічних процесах велику роль відіграють такі неорганічні іони, як Н+, Na+, К+, Са2+, Mg2+, ОН-, С1-, НСО-3, H2РВ-4, SO2-4 (див. Мінеральний обмін). Іони Н+ і ОН- в організмі людини знаходяться в дуже малих концентраціях, але їх роль у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужну рівновагу). Концентрація іонів Na+ і Cl- значно перевершує таку всіх інших неорганічних іонів разом узятих. См. також Буферні розчини, Іоніти.
Електроліти - речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Типовими електролітами є солі, кислоти і підстави.
Згідно теорії електролітичної дисоціації Арреніуса молекули електролітів в розчинах спонтанно розпадаються на позитивно і негативно заряджені частинки - іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, а негативно заряджені - аніонами. Величина заряду іона визначається валентністю (див.) атома або групи атомів, що утворюють даний іон. Катіони утворюють зазвичай атоми металів, наприклад До+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, і деякі групи інших атомів (наприклад, група амонію NH4); аніони, як правило, утворюються атомами або групами атомів, які є кислотним залишками, наприклад Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO3, SO4, PO4. Кожна молекула электронейтральна, тому число елементарних позитивних зарядів катіонів одно числу елементарних негативних зарядів аніонів, що утворюються при дисоціації молекули. Наявністю іонів пояснюється здатність розчинів електролітів проводити електричний струм. Тому розчини електролітів називають іонними провідниками, або провідниками другого роду.
Дисоціація молекул електролітів на іони може бути представлена наступним загальним рівнянням:
де KpAq - недіссоціірованних молекула, Кп+1 - катіон, який несе n1 позитивних зарядів, Ап2 - аніон, що має n2 негативних зарядів, р і q - число катіонів і аніонів, що входять до складу молекули електроліту. Так, наприклад, дисоціація сірчаної кислоти і гідрату окису амонію виражається рівняннями:
Кількість іонів, що містяться в розчині, прийнято вимірювати в грам-іонах на 1 л розчину. Грам-іон - маса іонів даного виду, виражена в грамах і чисельно рівна формульного вазі іона. Формульний вага знаходять підсумовуванням атомних ваг атомів, що утворюють даний іон. Так, наприклад, формульний вага іонів SO4-дорівнює: 32,06+4-16,00=96,06.
Електроліти поділяють на низькомолекулярні, високомолекулярні (електроліти) і колоїдні. Прикладами низькомолекулярних електролітів, або просто електролітів, можуть служити звичайні низькомолекулярні кислоти, основи і солі, які в свою чергу прийнято ділити на слабкі і сильні електроліти. Слабкі електроліти не повністю дисоціюють на іони, внаслідок чого в розчині встановлюється динамічна рівновага між іонами і недиссоциированными молекулами електролітів (рівняння 1). До числа слабких електролітів відносяться слабкі кислоти, слабкі підстави і деякі солі, наприклад сулема HgCl2. Кількісно процес дисоціації може бути охарактеризований ступенем електролітичної дисоціації (ступенем іонізації) α, ізотонічним коефіцієнтом i і константи електролітичної дисоціації (константи іонізації) К. Ступенем електролітичної дисоціації α називають ту частку молекул електролітів, яка розпадається на іони у даному розчині. Величина а, яка вимірюється в частках одиниці або в %, залежить від природи електроліту і розчинника: вона зменшується зі збільшенням концентрації розчину і зазвичай злегка змінюється (зростає або зменшується) зі збільшенням температури; вона також зменшується при введенні в розчин даного електроліту більш сильного електроліту, що утворює однойменні нони (наприклад, ступінь електролітичної дисоціації оцтової кислоти СН3СООН зменшується при додаванні до розчину соляної кислоти HCl або ацетату натрію CH3COONa).
Ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа, i дорівнює відношенню суми числа іонів і непродиссоциировавших молекул електроліту до числа його молекул, взятих для приготування розчину. Експериментально i визначається шляхом вимірювання осмотичного тиску, зниження температури замерзання розчину (див. Криометрия) і деяких інших фізичних властивостей розчинів. Величини i і α взаємопов'язані рівнянням
де n - число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули даного електроліту.
Константа електролітичної дисоціації До являє собою константу рівноваги. Якщо електроліт дисоціює на йони за рівнянням (1), то
де, і [KpAq] - концентрації у розчині катіонів і аніонів (в г-іон/л) і недиссоциированных молекул (в моль/л) відповідно. Рівняння (3) є математичним виразом закону діючих мас в застосуванні до процесу електролітичної дисоціації. Чим більше К, тим електроліт краще розпадається на іони. Для даного електроліту До залежить від температури (зазвичай зі збільшенням температури зростає) і, на відміну від а, не залежить від концентрації розчину.
Якщо молекула слабкого електроліту може дисоціювати не на два, а на більше число іонів, то дисоціація протікає за стадіями (ступінчаста дисоціація). Наприклад, слабка вугільна кислота H2З3 у водних розчинах дисоціюють на два щаблі:
1-я ступінь:
2-й ступінь:
При цьому константа дисоціації 1-ї щаблі значно перевищує таку 2-го ступеня.
Сильні електроліти згідно теорії Дебая - Хюккеля в розчинах повністю дисоційований на іони. Прикладами цих електролітів можуть служити сильні кислоти, сильні підстави і майже всі розчинні у воді солі. Внаслідок повної дисоціації сильних електролітів в їх розчинах міститься величезна кількість іонів, відстані між якими такі, що між різнойменно зарядженими іонами проявляються сили електростатичного притягання, завдяки чому кожний іон оточений іонами протилежного заряду (іонна атмосфера). Наявність іонної атмосфери знижує хімічну і фізіологічну активність іонів, їх рухливість в електричному полі і інші властивості іонів. Електростатичне притягання між різнойменно зарядженими іонами зростає зі збільшенням іонної сили розчину, що дорівнює півсумі творів концентрації З кожного іона на квадрат його валентності Z:
(4)
Так, наприклад, іонна сила 0,01 молярного розчину MgSO4 дорівнює
Розчини сильних електролітів незалежно від їх природи при однакової іонної сили (не перевищує, однак, 0,1) мають однакової іонної активністю. Іонна сила крові людини не перевищує 0,15. Для кількісного опису властивостей розчинів сильних електролітів була введена величина, звана активністю а, формально замінює концентрацію у рівняннях, що випливають із закону діючих мас, наприклад в рівнянні (1). Активність а, що має розмірність концентрації, пов'язана з концентрацією рівнянням
а=f·З, (5)
де f - коефіцієнт активності, що показує, яку частку дійсної концентрації даних іонів у розчині становить ефективна концентрація або активність. Із зменшенням концентрації розчину f зростає і в дуже розведених розчинах дорівнює 1; в останньому випадку а=С.
Низькомолекулярні електроліти є неодмінною складовою частиною рідин і щільних тканин організмів. З іонів низькомолекулярних електролітів у фізіологічних та біохімічних процесах велику роль грають катіони Н+, Na+, Mg2+, Са2+ та аніони ОН-, Cl-, НСО3, H2РО4, НРО4, SO4 (див. Мінеральний обмін). Іони Н + і ОН - в організмах, у тому числі і в організмі людини, знаходяться в дуже малих концентраціях, але роль їх у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужну рівновагу). Концентрації Na+ і Cl - значно перевершують концентрацію всіх інших іонів, разом узятих.
Для живих організмів у вищій мірі характерний так званої антагонізм іонів - здатність іонів, що знаходяться в розчині, взаємно знижувати притаманне кожному з них дію. Встановлено, наприклад, що іони Na+ в тій концентрації, в якій вони знаходяться в крові, отруйні для багатьох ізольованих органів тварин. Однак отруйність Na+ пригнічується при додаванні до блогу їх розчину у відповідних концентраціях іонів К+ і Са2 + . Таким чином, іони К+ і Са2+ є антагоністами іонів Na+. Розчини, в яких шкідливу дію будь-яких іонів усунуто дією антагоністів іонів, називаються эквилибрированными розчинами. Антагонізм іонів виявлено при дії їх на самі різні фізіологічні і біохімічні процеси.
Поліелектролітами називають високомолекулярні електроліти; прикладами їх є білки, нуклеїнові кислоти і багато інші біополімери (див. Високомолекулярні сполуки), а також ряд синтетичних полімерів. В результаті дисоціації макромолекул поліелектролітів утворюються низькомолекулярні іони (протівоіони), як правило, різної природи і многозарядный макромолекулярний іон. Частина протиіонів міцно пов'язана з макромолекулярний іоном електростатичними силами; інші знаходяться в розчині у вільному стані.
Прикладами колоїдних електролітів можуть служити мила, дубильні речовини і деякі барвники. Для розчинів цих речовин характерно рівновагу:
міцели (колоїдні частинки) → молекули → іони.
При розведенні розчину рівновага зміщується зліва направо.
См. також Амфолиты.
