Проведемо експеримент, будемо вимірювати залежність електропровідності розчину (величина зворотна опору) від концентрації електроліту. Візьмемо, наприклад, кухонну сіль і, додаючи її малими порціями в певну кількість води, будемо кожен раз визначати питому електропровідність (κ) - величину, зворотну питомому опору 1 см3 розчину. Спочатку з підвищенням концентрації електропровідність зростає. Чим вище концентрація хлористого натрію в розчині, тим вище концентрація іонів, а чим більше іонів, тим більше зарядів через розчин може переноситися. Але дуже скоро додаток солі починає викликати вже не таке значне підвищення електропровідності, як раніше. Потім електропровідність починає падати, хоча концентрація солі продовжує підвищуватися. 
Факт проходження залежності питомої електропровідності від концентрації через максимум класична теорія електролітичноїдисоціації, теорія Арреніуса, пояснювала на перший погляд дуже переконливо. У розведених розчинах електроліти дисоційований повністю, а в міру підвищення концентрації ступінь дисоціації електролітів зменшується і, отже, зменшується кількість частинок, які беруть участь в перенесенні струму. Ось, мовляв, чому електропровідність спочатку зростає, а потім падає. Але з'ясувалося, що в разі хлористого натрію, та й інших сильних електролітів, в розчині недіссоціірованних молекул немає - весь електроліт, як і вона була його концентрація, повністю диссоциирован на іони. Таке своєрідне поведінка питомої електропровідності пояснюється тим, що іонів в розчині стає тісно, вони починають заважати один одному.
Десятиліттями теорія розчинів вважала, що молекули розчиненої речовини в розчині ведуть себе, подібно до молекул в газі, тобто рухаються довільно, практично не впливаючи один на одного. І ці зручні уявлення звалилися під "вагою" кривої з "горбом".
Не можуть іони в розчині не впливати один на одного, тому що протилежно заряджені іони притягуються один до одного, а однойменно заряджені - відштовхуються. Ось чому іони в розчині "влаштовуються" таким чином, щоб якомога менше заважати один одному. У разі хлористого натрію розташування іонів в розчині нагадує сам кристал цієї солі. Подібна решітка вибудовується в розчині не відразу. Коли концентрація солі в розчині мала, іони знаходяться на досить великій відстані один від одного і, природно, взаємодіють слабо. З підвищенням ж концентрації все чіткіше і чіткіше починає вимальовуватися структура розчину, все сильніше виявляється межіонное взаємодія і іони втрачають значну частину своєї свободи. Коли в розчин опускають електроди, до яких прикладена різниця потенціалів, катіони, природно, спрямовуються до катода, а аніони - до анода. Правильніше, втім, сказати, що ці іони лише мають намір кинутися до "своїм" електродів. Чим вище концентрація електроліту, тим міцніше оболонка іонів протилежного знака, які вишиковуються біля кожного іона в розчині. І тим важче іонів рухатися до "свого" електроду. Ось це і є основна причина падіння електропровідності при значному зростанні концентрації.
Физикохимик задовільно справляються з поясненням закономірностей електропровідності лише дуже розбавлених розчинів, можна сказати, навіть дуже розбавлених - таких, де вплив протиіонів оболонки позначається незначно. І саме тому ще на зорі розвитку теорії електролітичноїдисоціації було введено уявлення про електропровідності розчину при концентрації електроліту в розчині, що дорівнює нулю. Втім, мова йде не про питомої електропровідності, а про іншу модифікації цієї властивості, якої в фізичної хімії розчинів користуються чи не частіше, ніж питомою електропровідністю; мова йде про молярної електропровідності. Молярна електропровідність - це електрична провідність плоского шару розчину електроліту товщиною 1 см, що містить 1 моль розчиненої речовини. (Ця величина позначається грецькою буквою λ). Знаючи питому електропровідність, можна розрахувати молярну електропровідність за нескладною формулою:
λ = 1000 • κ / C
де C - концентрація розчину, моль / л; κ - питома електропровідність Ом-1см-1.
У разі розбавлених розчинів зв'язок між концентрацією і молярної електропровідністю абсолютно певна: чим концентрація розчину менше, тим електропровідність його вище. Тут немає ніякої помилки - саме вище. На графіку залежність λ від C розчину.
Як бачимо, з пониженням концентрації електроліту молярна електропровідність зростає, до того ж дуже швидко. Втім, физикохимик, які віддають перевагу мати справу не з криволінійними залежностями, а з прямолінійними, висловлюють концентрацію не в першій, а в "половинною" ступеня, тобто, просто кажучи, відкладають по осі абсцис НЕ C, а C1 / 2. У цьому випадку крива, як видно з сусіднього графіка, дійсно перетворюється в пряму, яку неважко продовжити до перетину з віссю ординат, тобто до концентрації, що дорівнює нулю. Значення електропровідності, яке при цьому виходить, так і називається "електропровідність при нескінченному розведенні" (позначається λ0).
Ось і виходить, що краще за все розчин проводить струм, коли в ньому немає електроліту. Незважаючи на парадоксальність цього висновку, дивуватися йому не доводиться, чим слабкіша межіонное взаємодія в розчині, тим вільніше рухаються іони, тим вище електропровідність. Тому λ0 не тільки не абсурдна, але, навпаки, цілком певна величина - вона показує, якою була б (була б!) Електропровідність розчину, якби (якби!) Межіонное взаємодія в розчині відсутнє.
Величини λ0, віднесені до окремих іонів, називають також рухливістю іонів. Походження терміна очевидно - чим вище молекулярна електропровідність, тим швидше рухається іон.
Отже, передбачу, як буде змінюватися рухливість іонів в ряду Li + - Na + - K + - Rb +? Ряд з цих катіонів обраний не випадково. Всі ці елементи є родичами, так як входять в одну групу періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва, в групу (вірніше, в підгрупу) лужних металів. З них іон Li + найменший, наступний за розміром Na +, далі K + і найбільший з них - Rb +. На перший погляд, відносно великий іон рубідію буде протискуватися через молекули води набагато повільніше, ніж маленький і, мабуть, верткий іон літію. Залишається отримати підтвердження нашим очевидним прогнозами, звернувшись до таблиць, в яких зведені величини подвижностей іонів, і виявляється, що ми помилилися. Рухливість катіона літію (в умовних одиницях) дорівнює 38,6; катіона натрію - 50,1; катіона калію - 73,5; рубідію - 77,8. Закономірність, повністю зворотна тій, яка представлялася очевидною, на перший погляд отримує досить очевидне пояснення, якщо згадати, що в розчині іони оточені молекулами розчинника. Заряд всіх цих катіонів однаковий +1. Напруженість ж поля, яке створюють ці катіони, різниться досить суттєво - чим менше розмір зарядженого тіла, тим вище напруженість поля, яке він створює. Саме тому найменший з катіонів, катіон літію, в дійсності є найбільшим, тому що він оточений великою кількістю шарів молекул води. Кількість молекул води, що оточують катіон натрію, дещо менше, відповідно менше і його радіус. Ще тонше водна оболонка катіона калію, тому його радіус менше двох попередніх. І вже найменший радіус у водних розчинах у самого значного катіона - рубідію.
Для катіона водню таблиця показує, що рухливість не просто висока, а, можна сказати, рекордно висока - 350! В 9 разів вище, ніж у літію, в 7 разів вище, ніж у натрію. Така рухливість викликана зовсім іншим способом переміщення. Як відомо, іонів H + у воді немає, а є H3O + (іони H3O + в свою чергу можуть об'єднуватися з молекулами води, утворюючи H5O2 +, H7O3 +, H9O4 +). Переміщається не саме іон H3O +, а протон, перескакуючи з однієї молекули води на іншу, переносячи з содою позитивний заряд.
Також "перемішається" і іон OH-.
література
Отже, передбачу, як буде змінюватися рухливість іонів в ряду Li + - Na + - K + - Rb +?
