Электролиты — вещества, водные растворы которых или расплавы проводят электрический ток.
Неэлектролиты — вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.
К электролитам относятся соли, кислоты, основания.
Большинство органических веществ электролитами не являются. Так, не относятся к электролитам углеводороды, спирты, альдегиды, углеводы и др.
Электропроводность электролитов обусловлена присутствием в их растворах (или расплавах) ионов, которые и обеспечивают прохождение электрического тока.
Для объяснения электропроводности водных растворов кислот, солей и оснований С. Аррениус выдвинул в 1887 г. теорию электролитической диссоциации.
В соответствии с этой теорией, электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительно и отрицательно заряженные.
Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные — анионами.
На самом деле в водных растворах катионы металлов и анионы кислотных остатков существуют в гидратированном виде.
Именно гидратация ионов является главной движущей силой механизма электролитической диссоциации, так как энергия гидратации ионов довольно высока и вполне достаточна для разрушения прочных кристаллических решёток твёрдых веществ. Однако в уравнениях реакций для простоты гидратные молекулы воды опускают и записывают просто Аl3+. Другой движущей силой процесса диссоциации является высокое значение диэлектрической константы воды: (Н2О) = 81, т.е. вода в 81 раз ослабляет притяжение катионов и анионов по сравнению с вакуумом.
Наиболее легко диссоциируют вещества с ионным типом связи, это объясняется наличием уже имеющихся ионов в узлах кристаллической решётки. Диссоциация веществ с сильно полярными ковалентными связями протекает сложнее: в этом случае распад на ионы полярной молекулы проходит через стадию перехода полярной структуры в ионную под действием молекул воды. Вещества с малополярными ковалентными связями и неполярными связями диссоциировать не могут и не относятся к электролитам. Так, в ряду NaF — HF — H2 способность веществ к электролитической диссоциации уменьшается, что связано с переходом типа связи от ионной (во фториде натрия) к ковалентной полярной (во фтороводороде) и к ковалентной неполярной (в водороде).
Все электролиты можно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в разбавленных водных растворах полностью диссоциируют на ионы. К сильным электролитам относятся все щёлочи, многие кислоты (такие, как HClO4, HClO3, HCl, HNO3, H2SO4 и некоторые другие), а также практически все соли (даже если они малорастворимы, т.к. в водном растворе не существуют «молекулы» солей). Слабые электролиты лишь в малой степени диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся вода, органические кислоты (уксусная, щавелевая, лимонная и т.д.), многие неорганические кислоты (сернистая, сероводородная, плавиковая, азотистая, хлорноватистая и др.).
Для количественной характеристики меры диссоциации электролита используют понятие степени диссоциации. Степень диссоциации равна отношению числа молекул, продиссоциировавших на ионы, к исходному числу растворённых молекул.
Таким образом, степень диссоциации может изменяться от 0 до 1 (или от 0 до 100%).
Степень диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, концентрации и температуры. Чем ниже концентрация электролита в растворе, тем больше степень его диссоциации. С ростом температуры степень диссоциации возрастает (так как диссоциация большинства электролитов — процесс эндотермический).