Διαλυτό στο νερό – τα αλκάλια είναι αδιάλυτα στο νερό. Οι βάσεις είναι σύνθετες ενώσεις που κατά τη διάσπαση σχηματίζουν μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.Μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.

Κβαντομηχανικό μοντέλο Bohr του ατόμου Ν. Κβαντικοί αριθμοί. Η έννοια του τροχιακού ηλεκτρονίου.

Υπάρχουν επί του παρόντος δύο μοντέλα του ατόμου: Μοντέλο Bohr(κλασικό) και κβαντομηχανική. Το πρώτο μοντέλο δεν είναι κατάλληλο για την περιγραφή ατόμων με πολύπλοκη δομή. Το δεύτερο μοντέλο περιγράφει οποιαδήποτε ατομική δομή.

Τα ηλεκτρόνια σε ένα άτομο κινούνται σε συγκεκριμένες (στάσιμες) τροχιές ηλεκτρονίων γύρω από τον πυρήνα του ατόμου. Κάθε τέτοια τροχιά για ένα ηλεκτρόνιο ονομάζεται ενεργειακό επίπεδο. Όταν ένα ηλεκτρόνιο μετακινείται από τη μια τροχιά στην άλλη, τα ηλεκτρόνια απελευθερώνουν ή απορροφούν ενέργεια.

Η ενέργεια ενός ηλεκτρονίου εξαρτάται από την ακτίνα της τροχιάς του. Το ηλεκτρόνιο που βρίσκεται στην τροχιά πιο κοντά στον πυρήνα έχει την ελάχιστη ενέργεια. Όταν ένα ενεργειακό κβάντο απορροφάται, το ηλεκτρόνιο μετακινείται σε τροχιά με υψηλότερη ενέργεια (διεγερμένη κατάσταση). Και αντίστροφα, όταν μετακινείται από ένα υψηλό επίπεδο ενέργειας σε ένα χαμηλότερο, ένα ηλεκτρόνιο εκπέμπει (εκπέμπει) ένα κβάντο ενέργειας. Ένα παράδειγμα της δομής του ατόμου υδρογόνου σύμφωνα με τον Bohr.

Η έννοια των τροχιακών και κβαντικών αριθμών ηλεκτρονίων

μιΤα ηλεκτρονιακά νέφη είναι περιοχές όπου ένα ηλεκτρόνιο βρίσκεται γύρω από τον πυρήνα ενός ατόμου.

Τροχιακό ηλεκτρονίου είναι η περιοχή του χώρου γύρω από τον πυρήνα ενός ατόμου με την υψηλότερη πιθανότητα να περιέχει ένα ηλεκτρόνιο (μεγαλύτερη πυκνότητα - 90%).

Η κατάσταση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο περιγράφεται χρησιμοποιώντας 4 αριθμούς, οι οποίοι ονομάζονται κβαντικοί αριθμοί:

Κύριος κβαντικός αριθμός n

Περιγράφει: τη μέση απόσταση από το τροχιακό στον πυρήνα, την ενεργειακή κατάσταση του ηλεκτρονίου στο άτομο.

Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του n, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του ηλεκτρονίου και τόσο μεγαλύτερο είναι το μέγεθος του νέφους ηλεκτρονίων.

Οξέα, βάσεις, άλατα υπό το φως του TED. Διάσπαση βημάτων.

Χρησιμοποιώντας τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, ορίζουν και περιγράφουν τις ιδιότητες των οξέων, των βάσεων και των αλάτων.

Τα οξέα είναι ηλεκτρολύτες των οποίων η διάσταση παράγει μόνο κατιόντα υδρογόνου ως κατιόντα.

Για παράδειγμα:

HCl = H + + Cl-; CH 3 COOH = H + + CH 3 COO -

Η βασικότητα ενός οξέος καθορίζεται από τον αριθμό των κατιόντων υδρογόνου που σχηματίζονται κατά τη διάσταση. Έτσι, HCl, HNO 3, - μονοβασικά οξέα - σχηματίζεται ένα κατιόν υδρογόνου. Το H 2 S, το H 2 SO 4 είναι διβασικά και το H 3 PO 4 είναι τριβασικά, αφού σχηματίζονται δύο και τρία κατιόντα υδρογόνου, αντίστοιχα.

Τα διβασικά και πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά (σταδιακά). Για παράδειγμα:

H 3 PO 4 =H + +H 2 PO 4 - (πρώτο στάδιο)

H 2 PO 4 - =H + +HPO 4 2- (δεύτερο στάδιο)

HPO 4 2- =H + +PO 4 3- (τρίτο στάδιο)

Οι βάσεις είναι ηλεκτρολύτες των οποίων η διάσταση παράγει μόνο ιόντα υδροξυλίου ως ανιόντα.

Για παράδειγμα:

KOH=K + +OH - ;NH 4 OH=NH 4 + +OH -

Οι βάσεις που είναι διαλυτές στο νερό ονομάζονται αλκάλια. Δεν είναι πολλοί από αυτούς. Αυτές είναι οι βάσεις των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, κ.λπ.

Οι περισσότερες βάσεις είναι ελαφρώς διαλυτές στο νερό.

Η οξύτητα μιας βάσης καθορίζεται από τον αριθμό των υδροξυλομάδων της (υδροξυομάδες). Για παράδειγμα, το NH 4 OH είναι μια βάση ενός οξέος, το Ca(OH) 2 είναι μια βάση δύο οξέων, το Fe(OH) 3 είναι μια βάση τριών οξέων, κ.λπ. Οι βάσεις δύο και πολυοξέων διαχωρίζονται σταδιακά:

Ca(OH) 2 =Ca(OH) + +OH - (πρώτο στάδιο)

Ca(OH) + =Ca 2+ +OH - (δεύτερο στάδιο)

Τα άλατα είναι ηλεκτρολύτες των οποίων η διάσταση παράγει κατιόντα μετάλλων (καθώς και κατιόντα αμμωνίου NH 4 +) και ανιόντα όξινων υπολειμμάτων.

Για παράδειγμα:

(NH 4) 2 SO 4 = 2NH 4 + + SO 4 2-; Na 3 PO4 = 3Na + + PO 4 3-

Έτσι διαχωρίζονται τα μέτρια άλατα. Τα όξινα και βασικά άλατα διαχωρίζονται σταδιακά.

KHSO 4 = K + + HSO 4 -

HSO 4 - = H + + SO 4 2-

Mg(OH)Cl = Mg(OH) + + Cl -

Mg(OH) + = Mg 2+ + OH -

Σχετική πληροφορία:

Ακαθάριστο εγχώριο προϊόν (ΑΕΠ) - παρόμοιο με το ΑΕΠ, αλλά περιλαμβάνει μόνο αγαθά και υπηρεσίες που παράγονται εντός των εθνικών συνόρων (συμπεριλαμβανομένων των ξένων επιχειρήσεων).

Λόγοι: ταξινόμηση, ιδιότητες με βάση τις έννοιες της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Πρακτική χρήση.

Οι βάσεις είναι σύνθετες ουσίες που περιέχουν άτομα μετάλλου (ή μια ομάδα αμμωνίου NH 4) συνδεδεμένα με μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες (ΟΗ).

Γενικά, οι βάσεις μπορούν να παρασταθούν με τον τύπο: Me(OH)n.

Από τη σκοπιά της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης(TED), οι βάσεις είναι ηλεκτρολύτες των οποίων η διάσταση παράγει μόνο ανιόντα υδροξειδίου (OH –) ως ανιόντα. Για παράδειγμα, NaOH = Na + + OH – .

Ταξινόμηση.ΒΑΣΕΙΣ

Διαλυτό στο νερό – αλκάλια αδιάλυτα στο νερό

Για παράδειγμα, για παράδειγμα,

NaOH – υδροξείδιο του νατρίου Cu(OH) 2 – υδροξείδιο του χαλκού (II).

Ca(OH) 2 – υδροξείδιο ασβεστίου Fe(OH) 3 – υδροξείδιο σιδήρου (III)

NH 4 OH – υδροξείδιο του αμμωνίου

Φυσικές ιδιότητες. Σχεδόν όλες οι βάσεις είναι στερεές. Είναι διαλυτά στο νερό (αλκάλια) και αδιάλυτα. Το υδροξείδιο του χαλκού (II) Cu(OH) 2 είναι μπλε, το υδροξείδιο του σιδήρου (III) Fe(OH) 3 είναι καφέ, τα περισσότερα άλλα είναι λευκά. Τα αλκαλικά διαλύματα έχουν αίσθηση σαπουνάδας στην αφή.

Χημικές ιδιότητες.

Διαλυτές βάσεις - αλκάλια	Αδιάλυτες βάσεις (οι περισσότερες)
1. Αλλάξτε το χρώμα του δείκτη: κόκκινη λακκούβα - μπλε, άχρωμη φαινολοφθαλεΐνη - βυσσινί.	---–– Οι δείκτες δεν επηρεάζονται.
2. Αντιδράστε με οξέα (αντίδραση εξουδετέρωσης). Βάση + οξύ = αλάτι + νερό 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O Σε ιοντική μορφή: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Αντιδράστε με οξέα: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Βάση + οξύ = άλας + νερό.
3. Αντιδράστε με διαλύματα αλατιού: αλκάλι + αλάτι = νέο. αλκαλικό + νέο αλάτι (κατάσταση: σχηματισμός ιζήματος ↓ή αερίου). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH Σε ιοντική μορφή: Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται σε οξείδιο και νερό. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Οι αντιδράσεις με διαλύματα αλάτων δεν είναι τυπικές.
4. Αντιδράστε με οξείδια οξέος: αλκάλιο + οξείδιο οξέος = αλάτι + νερό 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O Σε ιοντική μορφή: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Οι αντιδράσεις με οξείδια οξέος δεν είναι τυπικές.
5. Αντιδράστε με λίπη για να σχηματίσετε σαπούνι.	Δεν αντιδρούν με τα λίπη.

	\|	επόμενη διάλεξη ==>

Στον μαγικό κόσμο της χημείας, κάθε μεταμόρφωση είναι δυνατή. Για παράδειγμα, μπορείτε να πάρετε μια ασφαλή ουσία που χρησιμοποιείται συχνά στην καθημερινή ζωή από πολλές επικίνδυνες. Μια τέτοια αλληλεπίδραση στοιχείων, που οδηγεί σε ένα ομοιογενές σύστημα στο οποίο όλες οι αντιδρώντες ουσίες διασπώνται σε μόρια, άτομα και ιόντα, ονομάζεται διαλυτότητα. Για να κατανοήσουμε τον μηχανισμό αλληλεπίδρασης των ουσιών, αξίζει να δοθεί προσοχή πίνακας διαλυτότητας.

Σε επαφή με

Συμμαθητές

Ένας πίνακας που δείχνει τον βαθμό διαλυτότητας είναι ένα από τα βοηθήματα για τη μελέτη της χημείας. Όσοι μαθαίνουν φυσικές επιστήμες μπορεί να μην θυμούνται πάντα πώς διαλύονται ορισμένες ουσίες, επομένως θα πρέπει να έχετε πάντα ένα τραπέζι πρόχειρο.

Βοηθά στην επίλυση χημικών εξισώσεων που περιλαμβάνουν ιοντικές αντιδράσεις. Εάν το αποτέλεσμα είναι μια αδιάλυτη ουσία, τότε η αντίδραση είναι δυνατή. Υπάρχουν πολλές επιλογές:

Η ουσία είναι εξαιρετικά διαλυτή.
Ελαφρώς διαλυτό?
Πρακτικά αδιάλυτο.
Αδιάλυτος;
Ενυδατώνεται και δεν υπάρχει σε επαφή με το νερό.
Δεν υπάρχει.

Ηλεκτρολύτες

Πρόκειται για διαλύματα ή κράματα που μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Η ηλεκτρική τους αγωγιμότητα εξηγείται από την κινητικότητα των ιόντων. Οι ηλεκτρολύτες μπορούν να χωριστούν σε 2 ομάδες:

Ισχυρός. Διαλύονται πλήρως, ανεξάρτητα από το βαθμό συγκέντρωσης του διαλύματος.
Αδύναμος. Η διάσπαση είναι μερική και εξαρτάται από τη συγκέντρωση. Μειώνεται σε υψηλές συγκεντρώσεις.

Κατά τη διάλυση, οι ηλεκτρολύτες διασπώνται σε ιόντα με διαφορετικά φορτία: θετικά και αρνητικά. Όταν εκτίθενται σε ρεύμα, τα θετικά ιόντα κατευθύνονται προς την κάθοδο, ενώ τα αρνητικά ιόντα κατευθύνονται προς την άνοδο. Η κάθοδος είναι θετικό φορτίο, η άνοδος είναι αρνητικό. Ως αποτέλεσμα, εμφανίζεται κίνηση ιόντων.

Ταυτόχρονα με τη διάσταση, λαμβάνει χώρα η αντίθετη διαδικασία - ο συνδυασμός ιόντων σε μόρια. Τα οξέα είναι ηλεκτρολύτες των οποίων η αποσύνθεση παράγει ένα κατιόν - ένα ιόν υδρογόνου. Οι βάσεις - ανιόντα - είναι ιόντα υδροξειδίου. Τα αλκάλια είναι βάσεις που διαλύονται στο νερό. Οι ηλεκτρολύτες που είναι ικανοί να σχηματίσουν τόσο κατιόντα όσο και ανιόντα ονομάζονται αμφοτερικοί.

Ιόντα

Αυτό είναι ένα σωματίδιο στο οποίο υπάρχουν περισσότερα πρωτόνια ή ηλεκτρόνια, θα ονομάζεται ανιόν ή κατιόν, ανάλογα με το τι είναι περισσότερο: πρωτόνια ή ηλεκτρόνια. Ως ανεξάρτητα σωματίδια, βρίσκονται σε πολλές καταστάσεις συσσωμάτωσης: αέρια, υγρά, κρύσταλλοι και πλάσμα. Η έννοια και το όνομα εισήχθησαν σε χρήση από τον Michael Faraday το 1834. Μελέτησε την επίδραση του ηλεκτρισμού σε διαλύματα οξέων, αλκαλίων και αλάτων.

Τα απλά ιόντα φέρουν πυρήνα και ηλεκτρόνια. Ο πυρήνας αποτελεί σχεδόν όλη την ατομική μάζα και αποτελείται από πρωτόνια και νετρόνια. Ο αριθμός των πρωτονίων συμπίπτει με τον ατομικό αριθμό στον περιοδικό πίνακα και το φορτίο του πυρήνα. Το ιόν δεν έχει καθορισμένα όρια λόγω της κυματικής κίνησης των ηλεκτρονίων, επομένως είναι αδύνατο να μετρηθούν τα μεγέθη τους.

Η αφαίρεση ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο απαιτεί, με τη σειρά του, ενεργειακή δαπάνη. Ονομάζεται ενέργεια ιονισμού. Όταν προστίθεται ένα ηλεκτρόνιο, απελευθερώνεται ενέργεια.

Κατιόντα

Πρόκειται για σωματίδια που φέρουν θετικό φορτίο. Μπορούν να έχουν διαφορετικές ποσότητες φορτίου, για παράδειγμα: το Ca2+ είναι ένα διπλά φορτισμένο κατιόν, το Na+ είναι ένα μονοφορτισμένο κατιόν. Μεταναστεύουν στην αρνητική κάθοδο σε ένα ηλεκτρικό πεδίο.

Ανιόντα

Αυτά είναι στοιχεία που έχουν αρνητικό φορτίο. Έχει επίσης διαφορετικά ποσά φορτίου, για παράδειγμα, το CL- είναι ένα μονοφορτισμένο ιόν, το SO42- είναι ένα διπλά φορτισμένο ιόν. Τέτοια στοιχεία βρίσκονται σε ουσίες που έχουν ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα, στο επιτραπέζιο αλάτι και σε πολλές οργανικές ενώσεις.

Νάτριο. Αλκαλιμέταλλο. Με την παραίτηση ενός ηλεκτρονίου που βρίσκεται στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, το άτομο θα μετατραπεί σε θετικό κατιόν.
Χλώριο. Ένα άτομο αυτού του στοιχείου οδηγεί ένα ηλεκτρόνιο στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο· θα μετατραπεί σε αρνητικό ανιόν χλωρίου.
Αλας. Το άτομο νατρίου δίνει ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο, με αποτέλεσμα στο κρυσταλλικό πλέγμα το κατιόν νατρίου να περιβάλλεται από έξι ανιόντα χλωρίου και αντίστροφα. Ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης, σχηματίζονται ένα κατιόν νατρίου και ένα ανιόν χλωρίου. Λόγω της αμοιβαίας έλξης, σχηματίζεται χλωριούχο νάτριο. Μεταξύ τους σχηματίζεται ισχυρός ιοντικός δεσμός. Τα άλατα είναι κρυσταλλικές ενώσεις με ιονικούς δεσμούς.
Υπολείμματα οξέος. Είναι ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν που βρίσκεται σε μια σύνθετη ανόργανη ένωση. Βρίσκεται σε φόρμουλες οξέος και αλατιού και εμφανίζεται συνήθως μετά το κατιόν. Σχεδόν όλα αυτά τα υπολείμματα έχουν το δικό τους οξύ, για παράδειγμα, SO4 - από θειικό οξύ. Οξέα ορισμένων υπολειμμάτων δεν υπάρχουν και γράφονται επίσημα, αλλά σχηματίζουν άλατα: ιόν φωσφίτη.

Η χημεία είναι μια επιστήμη όπου είναι δυνατό να δημιουργηθεί σχεδόν οποιοδήποτε θαύμα.

Η διάσπαση των μορίων του ηλεκτρολύτη σε ιόντα υπό την επίδραση μορίων πολικών διαλυτών ονομάζεται ηλεκτρολυτικό διάσταση. Οι ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύματα ή τα τήγματα άγουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες.

Αυτά περιλαμβάνουν νερό, οξέα, βάσεις και άλατα. Όταν διαλύονται στο νερό, τα μόρια ηλεκτρολυτών διασπώνται σε θετικά ιόντα - κατιόντακαι αρνητικό - ανιόντα. Η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης προκαλείται από την αλληλεπίδραση ουσιών με νερό ή άλλο διαλύτη, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό ένυδρων ιόντων.

Έτσι, ένα ιόν υδρογόνου σχηματίζει ένα ιόν υδρονίου:

H+ + H2O « H3O+.

Για απλοποίηση, το ιόν υδρονίου γράφεται χωρίς να υποδεικνύει μόρια νερού, δηλαδή Η+.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

ή γίνεται αποδεκτή η καταχώριση: NaCl « Na+ + Cl–.

Διάσταση οξέων, βάσεων, αλάτων

Οξέαονομάζονται ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο κατιόντα υδρογόνου ως κατιόντα. Για παράδειγμα,

HNO3 «H+ + NO3–

Τα πολυβασικά οξέα διασπώνται σταδιακά. Για παράδειγμα, το υδρόθειο οξύ διασπάται σταδιακά:

H2S « H+ + HS– (πρώτο στάδιο)

HS– « H+ + S2– (δεύτερο στάδιο)

Η διάσταση των πολυβασικών οξέων γίνεται κυρίως στο πρώτο βήμα. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να διαχωριστεί ένα ιόν από ένα ουδέτερο μόριο είναι ελάχιστη και γίνεται μεγαλύτερη με τη διάσταση σε κάθε επόμενο βήμα.

Αιτιολογικόονομάζονται ηλεκτρολύτες που διασπώνται στο διάλυμα και σχηματίζουν μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα. Για παράδειγμα,

NaOH ® Na+ + OH–

Οι βάσεις πολυοξέων διαχωρίζονται σταδιακά

Mg(OH)2 «MgOH+ + OH– (πρώτο στάδιο)

MgOH+ «Mg2+ + OH– (δεύτερο στάδιο)

Η σταδιακή διάσταση οξέων και βάσεων εξηγεί τον σχηματισμό όξινων και βασικών αλάτων.

Υπάρχουν ηλεκτρολύτες που διαχωρίζονται τόσο ως βασικοί όσο και ως όξινοι. Καλούνται αμφοτερικός.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Η αμφοτερικότητα εξηγείται από τη μικρή διαφορά στην αντοχή των δεσμών R-H και O-H.

Οι αμφοτερικοί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν νερό, υδροξείδια ψευδαργύρου, αλουμινίου, χρωμίου (III), κασσίτερου (II, IV), μόλυβδου (II, IV) κ.λπ.

Η διάσταση ενός αμφοτερικού υδροξειδίου, για παράδειγμα Sn(OH)2, μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ βασικές ιδιότητες

2H+ + 2-

όξινες ιδιότητες

Άλαταονομάζονται ηλεκτρολύτες, οι οποίοι κατά τη διάσταση σχηματίζουν κατιόντα μετάλλων ή σύμπλοκα κατιόντα και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος ή πολύπλοκα ανιόντα.

Τα μέτρια άλατα, διαλυτά στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Τα όξινα άλατα διασπώνται σταδιακά, για παράδειγμα:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (πρώτο στάδιο)

Τα ανιόντα των όξινων αλάτων στη συνέχεια διασπώνται ελαφρά:

HCO3– « H+ + CO32– (δεύτερο στάδιο)

Η διάσταση ενός βασικού άλατος μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (πρώτο στάδιο)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (δεύτερο στάδιο)

Τα κατιόντα των κύριων αλάτων διασπώνται στο δεύτερο στάδιο σε ασήμαντο βαθμό.

Τα διπλά άλατα είναι ηλεκτρολύτες που όταν διαχωρίζονται σχηματίζουν δύο τύπους μεταλλικών κατιόντων. Για παράδειγμα

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Τα σύνθετα άλατα είναι ηλεκτρολύτες, η διάσπαση των οποίων παράγει δύο είδη ιόντων: απλά και σύνθετα. Για παράδειγμα:

Na2 «2Na+ + 2–

Ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι βαθμός διάστασηςένα, ίση με την αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα (n) προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων (N)

Ο βαθμός διάστασης εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή ποσοστού.

Σύμφωνα με το βαθμό διάστασης, όλοι οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς (α>30%), σε ασθενείς (α<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Ισχυροί ηλεκτρολύτεςΌταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται πλήρως σε ιόντα. Αυτά περιλαμβάνουν:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Λόγοι	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	διαλυτό στο νερό (Παράρτημα, Πίνακας 2)