Раство́ры электроли́тов, системы, которые содержат в заметных концентрациях ионы – катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворённого вещества. Растворы электролитов обладают способностью проводить электрический ток; наличие ионов влияет на диффузию, вязкость, теплопроводность и другие свойства растворов. Образование ионов происходит в полярных растворителях – воде, спиртах, диметилформамиде и др.

В растворах электролитов в качестве концентрации электролита используют его активность. Активность сильного электролита $a_э$ связана с активностями отдельных ионов соотношением $a_э=a^{ν_{+}}_{+}a_{-}^{ν_{-}}$ ($a_{+}$ и $a_{-}$ – активности катиона и аниона, $ν_{+}$ и $ν_{-}$ – число катионов и анионов, образовавшихся в результате диссоциации). В связи с тем, что активность отдельных ионов нельзя определить из эксперимента, вводят понятие средней активности ионов $a_{±}$ – как среднее геометрическое из активностей ионов, составляющих исследуемый электролит $a_{±}=(a^{ν_{+}}_{+}a_{-}^{ν_{-}})^{1/ν}$, где $ν=ν_{+}+ν_{-}$. Связь между экспериментально определяемой величиной $a_э$ и средней ионной активностью $a_{±}$ выражается в виде: $a_э= a_{±}^ν$. Аналогичным образом вводят средний ионный коэффициент активности $γ_{±}$, среднюю моляльную концентрацию $m_{±}$, среднее число образовавшихся катионов и анионов $ν_{±}$ и др.

Создать теорию растворов сильных электролитов означает предложить способ расчёта среднего коэффициента активности. Электростатическая теория разбавленных растворов сильных электролитов была развита П. Дебаем и Э. Хюккелем в 1923 г. Теория основана на ряде допущений: диссоциация электролита полная; ионы рассматриваются в виде материальных точек; учитывается только кулоновское ионное взаимодействие; не учитывается изменение диэлектрической проницаемости раствора по сравнению с диэлектрической проницаемостью растворителя; используется распределение Больцмана для заряженных частиц; электростатическое взаимодействие происходит между центральным ионом и его ионной атмосферой.

Выбирают т. н. центральный ион, который рассматривают как неподвижный. Характер распределения ионов обусловлен электростатическими силами притяжения и отталкивания, которые стремятся расположить ионы упорядоченно – как в кристаллической решётке, а также тепловым движением, под влиянием которого ионы стремятся расположиться хаотически. В результате вокруг центрального иона устанавливается некоторое промежуточное распределение, которое называется ионной атмосферой. Общий заряд ионной атмосферы равен заряду иона и имеет противоположный знак. Ионную атмосферу моделируют облаком размазанного заряда. Для точечных ионов (первое приближение теории) потенциал $φ$ суммарного электрического поля, создаваемого центральным ионом с зарядом $z_ie_0$ ($z_i$ – зарядовое число иона, $e_0$ – заряд электрона) и его ионной атмосферой в точке, расположенной на расстоянии $r$ от центрального иона, выражается в виде: $φ=z_ie_0\exp(–r/r_D)/(4πεε_0r)$ ($ε$ и $ε_0$ – диэлектрическая проницаемость раствора и вакуума). Величину $r_D$ называют радиусом ионной атмосферы или дебаевским радиусом экранирования, т. к. на расстояниях $r > r_D$ потенциал $φ$ становится пренебрежимо малым. Величина $r_D$ равна радиусу сферы, заряд которой равен заряду центрального иона и которая создаёт в месте нахождения центрального иона такой же потенциал, что и ионная атмосфера. Значение $r_D$ выражается формулой: $r_D=[εε_0kT/(2e_0^2·1000N_AI)]^{1/2}$ ($k$ – постоянная Больцмана, $T$ – абсолютная температура, $N_A$ – постоянная Авогадро, $I$ – т. н. ионная сила, зависящая от состава и равная $0,5\sum c_i z^2_i$, $c_i$ – концентрация). Ионная сила входит в ряд уравнений, описывающих термодинамические и кинетические свойства растворов электролитов. В частности, средний ионный коэффициент активности выражается в виде $\lg γ_{±} = -|z_{+}z_{-}|A\sqrt{I}$ ($A$ – коэффициент, зависящий от $ε$, $T$ и $r_D$; для водных растворов при 25 °C $A=0,51$) – т. н. предельный закон Дебая – Хюккеля. Предельный закон позволяет объяснить правило Льюиса – Рендалла, согласно которому коэффициент активности данного типа ионов не зависит от других присутствующих в растворе ионов, а зависит только от ионной силы раствора, а также эмпирическое соотношение Брёнстеда для 1,1-зарядного электролита $\lg γ_{±}=-0,5\sqrt{c}$ (расчёт даёт $\lg γ_{±}=-0,507\sqrt{c}$). Предельный закон позволяет рассчитать парциальные термодинамические характеристики ионов в растворе. Второе приближение теории Дебая – Хюккеля учитывает собственные размеры ионов, третье – содержит эмпирическую константу, позволяющую учесть рост коэффициента активности в более широком диапазоне концентраций.