Розрізняють сильні та слабкі електроліти. Сильні електроліти у розчинах практично дисоційовані повністю. До цієї групи електролітів відноситься більшість солей, лугів та сильних кислот. До слабких електролітів належать слабкі кислоти та слабкі основи та деякі солі: хлорид ртуті (II), ціанід ртуті (II), роданід заліза (III), йодид кадмію. Розчини сильних електролітів при великих концентраціях мають значну електропровідність, причому вона з розведенням розчинів зростає незначно.

Розчини слабких електролітів при великих концентраціях відрізняються незначною електропровідністю, яка сильно збільшується при розведенні розчинів.

При розчиненні речовини в будь-якому розчиннику утворюються прості (несольватовані) іони, нейтральні молекули розчиненої речовини, сольватовані (у водних розчинах гідратовані) іони (наприклад, і т. д.), іонні пари (або іонні двійники), що є електростатично асоційованими. групи протилежно заряджених іонів (наприклад, ), утворення яких спостерігається в переважній кількості неводних розчинів електролітів, комплексні іони (наприклад, ), сольватовані молекули та ін.

У водних розчинах сильних електролітів існують лише прості або сольватовані катіони та аніони. У розчинах немає молекул розчиненої речовини. Тому невірно припускати наявність молекул або наявність тривалих зв'язків між або у водному розчині хлориду натрію.

У водних розчинах слабких електролітів розчинена речовина може існувати у вигляді простих та сольватованих (-гідратованих) іонів та недисоційованих молекул.

У неводних розчинах деякі сильні електроліти (наприклад,) дисоційовані не повністю навіть при помірно високих концентраціях. У більшості органічних розчинників спостерігається утворення іонних пар протилежно заряджених іонів (детальніше див. Книга 2).

У ряді випадків неможливо провести різку межу між сильними та слабкими електролітами.

Межійні сили. Під дією міжіонних сил навколо кожного іона, що вільно рухається, групуються, розташовуючись симетрично, інші іони, заряджені зворотним знаком, утворюючи так звану іонну атмосферу, або іонна хмара, що уповільнює рух іона в розчині.

Наприклад, у розчині навколо іонів калію, що рухаються, групуються іони хлору, а поблизу іонів хлору, що рухаються, створюється атмосфера з іонів калію.

Іони, рухливість яких ослаблена силами міжіонного протягу, виявляють у розчинах знижену хімічну активність. Це викликає відхилення у поведінці сильних електролітів від класичної форми закону дії мас.

Сторонні іони, присутні у розчині даного електроліту, також сильно впливають на рухливість його іонів. Чим вища концентрація, тим значніша міжіонна взаємодія і тим сильніші сторонні іони впливають на рухливість іонів.

У слабких кислот і основ зв'язок водню або гідроксилу в їх молекулах є значною мірою не іонним, а ковалентним; тому при розчиненні слабких електролітів в розчинниках, що відрізняються даною великою діелектричною проникністю, більша частина їх молекул не розпадається на іони.

Розчини сильних електролітів відрізняються від розчинів слабких електролітів тим, що не мають недисоційованих молекул. Це підтверджується сучасними фізичними та фізико-хімічними дослідженнями. Наприклад, дослідження кристалів сильних електролітів типу рентгенографічним шляхом підтверджує той факт, що кристалічні ґрати солей побудовані з іонів.

При розчиненні в розчиннику з великою діелектричною проникністю навколо іонів утворюються сольватні (у воді гідратні) оболонки, що перешкоджають їх з'єднанню молекули. Таким чином, оскільки сильні електроліти навіть у кристалічному стані не містять молекул, вони не містять молекул у розчинах.

Однак експериментальним шляхом знайдено, що електропровідність водних розчинів сильних електролітів не еквівалентна тієї електропровідності, яку можна було б очікувати при-ної дисоціації молекул розчинених електролітів на іони.

За допомогою теорії електролітичної дисоціацій, запропонованої Арреніусом, виявилося неможливим пояснити цей та низку інших фактів. Для їх пояснення було висунуто нові наукові положення.

Нині невідповідність властивостей сильних електролітів класичної формі закону дії мас можна пояснити з допомогою теорії сильних електролітів, запропонованої Дебаєм і Хюкке-лем. Основна ідея цієї теорії у тому, що у розчинах між іонами сильних електролітів виникають сили взаємного тяжіння. Ці міжіонні сили спричиняють відхилення поведінки сильних електролітів від законів ідеальних розчинів. Наявність цих взаємодій викликає взаємне гальмування катіонів та аніонів.

Вплив розведення на міжіонне тяжіння. Межионное тяжіння викликає відхилення у поведінці реальних розчинів аналогічно тому, як міжмолекулярне тяжіння у реальних газах тягне у себе відступу їхньої поведінки від законів ідеальних газів. Чим більша концентрація розчину, тим щільніша іонна атмосфера і тим менша рухливість іонів, а отже, і електропровідність електролітів.

Подібно до того, як властивості реального газу при низьких тисках наближаються до властивостей ідеального газу, так і властивості розчинів сильних електролітів при великому розведенні наближаються до властивостей ідеальних розчинів.

Іншими словами, в розведених розчинах відстані між іонами настільки великі, що взаємне тяжіння або відштовхування, що випробовується іонами, надзвичайно мало і практично зводиться до нуля.

Таким чином, збільшення електропровідності сильних електролітів, що спостерігається, при розведенні їх розчинів пояснюється ослабленням міжіонних сил тяжіння і відштовхування, що обумовлює збільшення швидкості руху іонів.

Чим менш дисоційований електроліт і чим більший розбавлений розчин, тим менший міжіонний електричний вплив і тим менше спостерігається відхилень від закону дії мас, і, навпаки, чим більше концентрація розчину, тим більше міжіонний електричний вплив і тим більше спостерігається відхилень від закону дії мас.

За вказаними вище причини до водних розчинів сильних електролітів, а також до концентрованих водних розчинів слабких електролітів не можна застосовувати закон дії мас у його класичній формі.

Сильні електроліти при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на іони незалежно від їхньої концентрації у розчині.

Тому рівняннях дисоціації сильних електролітів ставлять знак рівності (=).

До сильних електролітів належать:

Розчинні солі;

Багато неорганічних кислот: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Основи, утворені лужними металами (LiOH, NaOH, KOH тощо) і лужноземельними металами (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабкі електроліти у водних розчинах лише частково (оборотно) дисоціюють на іони.

Тому в рівняннях дисоціації слабких електролітів ставлять знак оборотності (⇄).

До слабких електролітів належать:

Майже всі органічні кислоти та вода;

Деякі неорганічні кислоти: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 та ін;

Нерозчинні гідроксиди металів: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 та ін.

Іонні рівняння реакцій

Іонні рівняння реакцій
Хімічні реакції в розчинах електролітів (кислот, основ та солей) протікають за участю іонів. Кінцевий розчин може залишитися прозорим (продукти добре розчиняються у воді), але один із продуктом виявиться слабким електролітом; в інших випадках спостерігатиметься випадання осаду або виділення газу.

Для реакцій у розчинах з участю іонів становлять як молекулярне рівняння, але й повне іонне і коротке іонне.
В іонних рівняннях на пропозицію французького хіміка К. -Л. Бертолле (1801 р.) все сильні добре розчинні електроліти записують як формул іонів, а опади, гази і слабкі електроліти - як молекулярних формул. Утворення опадів відзначають знаком "стрілка вниз" (↓), утворення газів - знаком "стрілка вгору" (). Приклад запису рівняння реакції за правилом Бертолле:

а) молекулярне рівняння
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) повне іонне рівняння
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 – газ, H2O – слабкий електроліт)
в) коротке іонне рівняння
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Зазвичай при записі обмежуються коротким іонним рівнянням, причому тверді речовини-реагенти позначають індексом (т), газоподібні реагенти - індексом (г). Приклади:

1) Cu(OH)2(т) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(т) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 практично нерозчинний у воді
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(повне та коротке іонне рівняння збігаються)
3) CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(Більшість кислих солей добре розчиняються у воді) .

Якщо реакції не беруть сильні електроліти, іонний вид рівняння відсутня:

Mg(OH)2(т) + 2HF(р) = MgF2↓ + 2H2O

КВИТОК №23

Гідроліз солей

Гідроліз солей - це взаємодія іонів солі з водою з утворенням часток, що малодисоціюють.

Гідроліз, дослівно, – це розкладання водою. Даючи таке визначення реакції гідролізу солей, ми підкреслюємо, що солі в розчині знаходяться у вигляді іонів, і що рушійною силою реакції є утворення малодисоціюючих частинок (загальне правило для багатьох реакцій у розчинах).

Гідроліз відбувається лише в тих випадках, коли іони, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації солі - катіон, аніон, або обидва разом, - здатні утворювати з іонами води слабодисоціюючі сполуки, а це, у свою чергу, відбувається тоді, коли катіон - сильно поляризує ( катіон слабкої основи), а аніон - легко поляризується (аніон слабкої кислоти). У цьому змінюється рН середовища. Якщо ж катіон утворює сильну основу, а аніон - сильну кислоту, то вони не піддаються гідролізу.

1.Гідроліз солі слабкої основи та сильної кислотипроходить по катіону, при цьому може утворитися слабка основа або основна сіль та рН розчину зменшиться

2.Гідроліз солі слабкої кислоти та сильної основипроходить аніоном, при цьому може утворитися слабка кислота або кисла сіль і рН розчину збільшиться

3.Гідроліз солі слабкої основи та слабкої кислотизазвичай проходить націло з утворенням слабкої кислоти та слабкої основи; рН розчину при цьому незначно відрізняється від 7 і визначається відносною силою кислоти та основи

4.Гідроліз солі сильної основи та сильної кислоти не протікає

Запитання 24 Класифікація оксидів

Оксидаминазиваються складні речовини, до складу молекул яких входять атоми кисню в степні окислення – 2 та якогось іншого елемента.

Оксидиможуть бути отримані при безпосередньому взаємодії кисню з іншим елементом, і непрямим шляхом (наприклад, при розкладанні солей, основ, кислот). У звичайних умовах оксиди бувають у твердому, рідкому та газоподібному стані, цей тип сполук дуже поширений у природі. Оксиди містяться у Земній корі. Іржа, пісок, вода, вуглекислий газ – це оксиди.

Солеутворюючі оксиди Наприклад,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Солеутворюючі оксиди– це такі оксиди, що у результаті хімічних реакцій утворюють солі. Це оксиди металів та неметалів, які при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти, а при взаємодії з основами – відповідні кислі та нормальні солі. Наприклад,оксид міді (CuO) є оксидом солеутворюючим, тому що, наприклад, при взаємодії її з соляною кислотою (HCl) утворюється сіль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результаті хімічних реакцій можна отримувати інші солі:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолетворними оксидаминазиваються такі оксиди, які утворюють солей. Прикладом можуть бути СО, N 2 O, NO.

Електроліти – це речовини, сплави речовин або розчини, які мають здатність електролітично проводити гальванічний струм. Визначити, яких електролітів належить речовина, можна застосовуючи теорію електролітичної дисоціації.

Інструкція

• Суть цієї теорії полягає в тому, що при розплавленні (розчиненні у воді) практично всі електроліти розкладаються на іони, які бувають як позитивно, так і негативно заряджені (що називається електролітичною дисоціацією). Під впливом електричного струму негативні (аніони «-») рухаються до анода (+), а позитивно заряджені (катіони, «+»), рухаються до катода (-). Електролітична дисоціація – це оборотний процес (зворотний процес зветься «моляризація»).
• Ступінь (a) електролітичної дисоціації залежить від природи самого електроліту, розчинника, та від їх концентрації. Це відношення числа молекул (n), які розпалися на іони до загального числа введених у розчин молекул (N). Отримуєте: a = n/N
• Таким чином, сильні електроліти – речовини, що повністю розпадаються на іони при розчиненні у воді. До сильних електролітів, як правило, відносяться речовини з сильнополярними або іонними зв'язками: це солі, які добре розчиняються, сильні кислоти (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а також сильні основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). У сильному електроліті речовина, розчинена у ньому, перебуває здебільшого як іонів (аніонів і катіонів); молекул, які недисоційовані – практично немає.
• Слабкі електроліти – такі речовини, які дисоціюють на іони лише частково. Слабкі електроліти разом з іонами в розчині містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не дають у розчині сильної концентрації іонів.
  - органічні кислоти (майже всі) (C2H5COOH, CH3COOH та ін.);
  - деякі з неорганічних кислот (H2S, H2CO3 та ін.);
  - практично всі солі, малорозчинні у воді, гідроксид амонію, а також всі основи (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
  - вода. Вони практично не проводять електричний струм, або проводять, але погано.

Сильні та слабкі електроліти

Кислоти, основи та солі у водних розчинах дисоціюють - розпадаються на іони. Цей процес може бути оборотним або необоротним.

При незворотній дисоціації в розчинах вся речовина або майже все розпадається на іони. Це притаманно сильних електролітів (рис. 10.1, а, з. 56). До сильних електролітів належать деякі кислоти і всі розчинні у воді солі та основи (гідрокси лужних та лужноземельних елементів) (схема 5, с. 56).

Рис. 10.1. Порівняння числа іонів у розчинах з однаковою вихідною кількістю електроліту: а - хлоридна кислота (сильний електроліт); б - нітритна кислота

(слабкий електроліт)

Схема 5. Класифікація електролітів за силою

При оборотній дисоціації протікає два протилежні процеси: одночасно з розпадом речовини на іони (дисоціацією) відбувається зворотний процес об'єднання іонів у молекули речовини (асоціація). Завдяки цьому частина речовини у розчині існує у вигляді іонів, а частина у вигляді молекул (рис. 10.1, б). Електроліти,

які при розчиненні у воді розпадаються на іони лише частково, називають слабкими електролітами. До них належить вода, багато кислот, а також нерозчинні гідроксиди і солі (схема 5).

У рівняннях дисоціації слабких електролітів замість звичайної стрілки записують двонаправлену стрілку (знак оборотності):

Силу електролітів можна пояснити полярністю хімічного зв'язку, що розривається під час дисоціації. Чим більший полярний зв'язок, тим легше під дією молекул води вона перетворюється на іонну, отже, тим сильніший електроліт. У солях та гідроксидах полярність зв'язку найбільша, оскільки між іонами металевих елементів, кислотними залишками та гідроксид-іонами існує іонний зв'язок, тому всі розчинні солі та основи — сильні електроліти. У оксигенсодержащих кислотах при дисоціації розривається зв'язок O-H, полярність якого залежить від якісного та кількісного складу кислотного залишку. Силу більшості кислот, що містять оксиген, можна визначити, якщо звичайну формулу кислоти записати у вигляді E(OH) m O n . Якщо у цій формулі буде n< 2 — кислота слабая, если n >2 - сильна.

Залежність сили кислот від складу кислотного залишку

Ступінь дисоціації

Силу електролітів кількісно характеризує ступінь електролітичної дисоціації, що показує частку молекул речовини, які розпалися в розчині на іони.

Ступінь дисоціації а дорівнює відношенню числа молекул N або кількості речовини n, що розпалася на іони, до загального числа молекул N 0 або кількості розчиненої речовини n 0:

Ступінь дисоціації можна виражати не тільки в частках одиниці, а й у відсотках:

Значення а може змінюватися від 0 (дисоціація відсутня) до 1 або 100% (повна дисоціація). Чим краще розпадається електроліт, тим більше значення ступеня дисоціації.

За значенням ступеня електролітичної дисоціації електроліти часто поділяють не так на дві, але в три групи: сильні, слабкі й електроліти середньої сили. Сильними електролітами вважають ті, ступінь дисоціації яких понад 30%, а слабкими — зі ступенем менше ніж 3%. Електроліти з проміжними значеннями а – від 3 % до 30 % – називають електролітами середньої сили. За цією класифікацією такими вважаються кислоти: HF, HNO 2 H 3 PO 4 H 2 SO 3 і деякі інші. Дві останні кислоти є електролітами середньої сили тільки по першій стадії дисоціації, а по інших це слабкі електроліти.

Ступінь дисоціації – величина змінна. Вона залежить лише від природи електроліту, а й його концентрації у розчині. Цю залежність уперше визначив та дослідив Вільгельм Оствальд. Сьогодні її називають законом розведення Оствальда: при розведенні розчину водою, а також за підвищення температури ступінь дисоціації збільшується.

Обчислення ступеня дисоціації

приклад. В одному літрі води розчинили флуорид гідроген кількістю речовини 5 моль. Отриманий розчин містить 0,06 моль іонів Гідрогену. Визначте ступінь дисоціації флуоридної кислоти (відсотки).

Запишемо рівняння дисоціації флуоридної кислоти:

При дисоціації із однієї молекули кислоти утворюється один іон Гідрогену. Якщо в розчині міститься 0,06 моль іонів H+, це означає, що продіссоціювало 0,06 моль молекул гідроген флуориду. Отже, ступінь дисоціації дорівнює:

Видатний німецький фізико-хімік, лауреат Нобелівської премії з хімії 1909 року. Народився в Ризі, навчався в Дерптському університеті, де розпочав викладацьку та наукову діяльність. У 35 років переїхав до Лейпцигу, де очолив Фізико-хімічний інститут. Вивчав закони хімічної рівноваги, властивості розчинів, відкрив закон розведення, названий його ім'ям, розробив основи теорії кислотно-основного каталізу, багато часу приділяв історії хімії. Заснував першу у світі кафедру фізичної хімії та перший фізико-хімічний журнал. В особистому житті мав дивні звички: відчував огиду до стрижки, а зі своїм секретарем спілкувався виключно за допомогою велосипедного дзвінка.

Ключова ідея

Дисоціація слабких електролітів – оборотний процес, а сильних –

незворотній.

Контрольні питання

116. Дайте визначення сильних та слабких електролітів.

117. Наведіть приклади сильних та слабких електролітів.

118. Яку величину використовують для кількісної характеристики сили електроліту? Чи є вона постійною у будь-яких розчинах? Як можна збільшити рівень дисоціації електроліту?

Завдання для засвоєння матеріалу

119. Наведіть за одним прикладом солі, кислоти та основи, які є: а) сильним електролітом; б) слабким електролітом.

120. Наведіть приклад речовини: а) двоосновна кислота, яка на першій стадії є електролітом середньої сили, а на другій — слабким електролітом; б) двоосновна кислота, яка на обох стадіях є слабким електролітом.

121. У деякій кислоті на першій стадії ступінь дисоціації становить 100 %, а на другій — 15 %. Яка кислота може бути?

122. Яких частинок більше в розчині гідроген сульфіду: молекул H 2 S, іонів H+, іонів S 2 або іонів HS - ?

123. З наведеного переліку речовин окремо випишіть формули: а) сильних електролітів; б) слабких електролітів.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2 .

124. Складіть рівняння дисоціації стронцій нітрату, меркурій(11) хлориду, кальцію карбонату, кальцію гідроксиду, сульфідної кислоти. У яких випадках дисоціація відбувається оборотно?

125. У водному розчині сульфату натрій міститься 0,3 моль іонів. Яку масу цієї солі використовували для виготовлення такого розчину?

126. У розчині гідроген флуориду об'ємом 1 л міститься 2 г цієї кислоти, а кількість речовини Гідрогену іонів становить 0,008 моль. Яка кількість речовини флуорид-іонів у цьому розчині?

127. У трьох пробірках містяться однакові об'єми розчинів хлоридної, флуоридної та сульфідної кислот. У всіх пробірках кількості речовини кислот є рівними. Але у першій пробірці кількість речовини іонів Гідрогену становить 3 . 10 -7 моль, на другий - 8 . 10 -5 моль, а третьої - 0,001 моль. Яка пробірка містить кожну кислоту?

128. У першій пробірці міститься розчин електроліту, ступінь дисоціації якого становить 89 %, у другій — електроліт зі ступенем дисоціації 8 %, а в третій — 0,2 % о. Наведіть два приклади електролітів різних класів з'єднань, які можуть міститися в цих пробірках.

129*. У додаткових джерелах знайдіть інформацію щодо залежності сили електролітів від природи речовин. Встановіть залежність між будовою речовин, природою хімічних елементів, що їх утворюють, та силою електролітів.

Це матеріал підручника

Які перебувають у динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. До слабких електролітів відноситься більшість органічних кислот і багато органічних основ у водних і неводних розчинах.

Слабкими електролітами є:

• майже всі органічні кислоти та вода;
• деякі неорганічні кислоти: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 та ін;
• деякі малорозчинні гідроксиди металів: Fe(OH) 3 Zn(OH) 2 та ін; а також гідроксид амонію NH 4 OH.

Література

• М. І. Равіч-Шербо. В. В. Новіков «Фізична та колоїдна Хімія» М: Вища школа, 1975

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Слабкі електроліти" в інших словниках:

слабкі електроліти- – електроліти, які незначно дисоціюють у водних розчинах на іони. Процес дисоціації слабких електролітів звернений і підпорядковується закону мас. Загальна хімія: підручник / А. В. Жолнін … Хімічні терміни

Речовини, що мають іонну провідність; їх називають провідниками другого роду проходження струму через них супроводжується перенесенням речовини. До електролітів належать розплави солей, оксидів або гідроксидів, а також (що зустрічається значно… Енциклопедія Кольєра

У широкому сенсі рідкі або тверді ва і системи, в яких присутні в помітній концентрації іони, що зумовлюють проходження по них електрич. струму (іонну провідність); у вузькому розумінні ва, що розпадаються в р ре на іони. При розчиненні Е. … … Фізична енциклопедія

Електроліти- Рідкі або тверді речовини, в яких в результаті електролітичної дисоціації утворюються в скільки-небудь помітної концентрації іони, що зумовлюють проходження постійного електричного струму. Електроліти в розчинах. Енциклопедичний словник з металургії

У ва, в яких в помітній концентрації присутні іони, що зумовлюють проходження електрич. струму (іонну провідність). е.. також зв. провідниками другого роду. У вузькому значенні слова Е. в ва, молекули яких рих в р ре внаслідок електролітичної ... Хімічна енциклопедія

- (від Електро ... і грец. lytos розкладається, розчинний) рідкі або тверді речовини і системи, в яких присутні в скільки помітної концентрації іони, що зумовлюють проходження електричного струму. У вузькому значенні Е.… … Велика Радянська Енциклопедія

Цей термін має й інші значення, див. Дисоціація. Електролітична дисоціація - процес розпаду електроліту на іони при його розчиненні або плавленні. Зміст 1 Дисоціація в розчинах 2 … Вікіпедія

Електроліт - речовина, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони, проте сама речовина електричний струм не проводить. Прикладами електролітів можуть бути розчини кислот, солей і основ.

Електроліт хімічний термін, що означає речовину, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони. Прикладами електролітів можуть служити кислоти, солі та основи. Електроліти провідники другого роду, ... Вікіпедія