Кратко — причина того, почему некоторые вещества «полностью» ионизируются в воде, а другие остаются в заметной мере недиссоциированными, сводится к балансу энергий: сколько энергии требуется на разрыв связи или отделение ионов $latticeenergy/энергияионизации/энергиясвязиO–H,H–Aит.п.$ и сколько энергии возвращается за счёт стабилизации образовавшихся ионов в растворе $энергиягидратации,стабилизацияконъюгированнойбазы,делокализациязаряда$. Ниже — развернутое объяснение с точки зрения молекулярной структуры и энергий.

Общая энергетическая картина

Для ионных твёрдых веществ $солиMX$: процесс растворения можно представить как
ΔGsol = Ulattice $затратнаявеличина$ + ΔGhyd$M+$ + ΔGhyd$X-$ $гидратациявыгодна,т.е.отрицательна$.
Если суммарная энергия гидратации компенсирует или превышает энергию решётки (ΔGsol < 0), соль растворяется и ионы разделяются — получится сильный электролит. Если решётка очень прочна $высокаяUlattice$ и гидратация не компенсирует — соль малорастворима и не даёт свободных ионов.Для протолитов $кислоты/основания$: протонирование/дегатонирование описывается стандартной свободной энергией реакции
HA + H2O ⇄ H3O+ + A-
Kа = exp$-\Delta G°/RT$, где ΔG° = G$H3O+$ + G$A-$ − G$HA$ − G$H2O$.
Чем более отрицательна ΔG° $т.е.чемсильнеестабилизацияH3O+иA-посравнениюсисходнымHA$, тем больше степень диссоциации. Энергии, которые имеют значение: полярность и сила H–A связи, способность конъюгированной базы A− стабилизировать заряд $резонанс,индуктивныйэффект,размериполяризуемость$, и энергия гидратации ионов.

Молекулярная структура и её роль

Полярность связи/электронегативность: чем более полярна связь H–A $большаяразностьэлектроотрицательностейи/илислабаясвязь$, тем легче отдаётся протон. Пример: H–Cl в водной среде легко отдаёт протон → сильная кислота HCl.Стабилизация конъюгированной базы: если A− стабилен $делокализациязарядачерезрезонанс,электроотрицательныезаместители,большиеразмерыибольшаяполяризуемость$, это способствует сильной кислоте. Пример: сульфат- и нитрат-ионы хорошо стабилизированы → сильные кислоты.Размер и поляризуемость иона: большие, поляризуемые анионы $I-,Br-$ хуже «удерживают» заряд близко к атому, связь с катионом слабее → соли и галогениды этих катионов легче диссоциируют.Мощность связи: в молекулах типа HF H–F связь очень прочная $иF-сильнопритягиваетэлектроны$, поэтому HF является слабой кислотой в воде по сравнению с HCl $первоначальноFоченьэлектрофильный,номаленькийрадиусделаетобразованиеF-менеевыгоднымиз-засильнойлокализациизарядаиособыхмежмолекулярныхсвязейвводе$.

Роль энергии гидратации и диэлектрической проницаемости растворителя

Энергия гидратации $солватации$ — основной источник «выигрыша» при образовании свободных ионов в растворе. Маленькие и сильно заряженные ионы дают большую энергию гидратации $многоэнергии,ноодновременноонисильнеепритягиваютсопряжённуючастицу/противоионврешётке$.Диэлектрическая проницаемость растворителя уменьшает кулоновские силы между ионами; в воде $\epsilon \approx 80$ электростатическое притяжение сильно экранировано, поэтому ионы легче разделяются, чем, например, в метаноле или бензоле.Если сумма энергий гидратации покрывает энергию, нужную для разрыва связи или решётки, ионы будут свободны — следовательно, в воде многие соли и сильные кислоты почти полностью диссоциируют.

Примеры и пояснения

Сильные электролиты: HCl, HNO3, H2SO4 $1-епротонирование$, NaCl, KBr, KNO3, NaOH, KOH. Почему: слабая связь протона с кислотой в водной среде и/или хорошо стабилизированная конъюгированная база; у солей — невысокая энергия решётки по сравнению с крупными ионами и высокая энергия гидратации.Слабые электролиты: уксусная кислота CH3COOH, HF, H2S, NH3$aq$ $какоснование$, многие органические основания. Почему: H–A связь сильнее или менее полярна, конъюгированная база либо плохо стабилизирована, либо в случае очень маленьких ионов $F-$ локализация заряда делает образование иона менее выгодным; в солях — высокая энергия решётки $например,CaF2$ или недостаточная гидратация.Особые случаи: HF — несмотря на высокий электроотрицательный F, HF слабее HCl в воде, потому что H–F связь очень сильна, F− очень мал и локализует заряд, образует сильные водородные связи и ассоциированные комплексы $HF\cdot H2O,HF2-$, поэтому полноразмерной диссоциации нет. Уксусная кислота — конъюгированный анион ацетат стабилен $резонанс$, потому она сильнее многих органических кислот, но всё же обладает конечным Ka $п\approx 4.76$, т. е. равновесие остаётся заметно на стороне недиссоциированной кислоты.Соли с многозарядными ионами $MgO,Al2O3$ часто слабо растворимы, т. к. энергия решётки ∝ z+·z− / $r++r-$ очень велика; гидратация не всегда компенсирует.

Другие важные факторы

Концентрация: при высокой концентрации возрастает ионная сила, увеличивается вероятность образования ионных пар $ассоциации$ — «сильный» электролит при высокой концентрации ведёт себя менее «идеально», часть зарядов может быть связанна. Для «сильных» классически говорят «полностью диссоциирует» при типичных разбавлениях, но в действительности степень диссоциации в конечной концентрации всегда конечна.Общий ионный эффект и pH-приход/буферность: наличие общего иона смещает равновесие в сторону недиссоциированного соединения.Температура: влияет на энтальпию и энтропию диссоциации; для эндотермических процессов повышение T усиливает диссоциацию и наоборот.Кинетика в большинстве случаев не ограничивает: диссоциация/ассоциация протекает быстро, поэтому существен только термодинамический баланс энергий.

Упрощённый «правило большого пальца»

Если соединение образует свободные ионы, чьё суммарное «вознаграждение» $энергиягидратации+стабилизацияконъюгата$ превышает энергию разрыва связи или решётки — вещество будет сильным электролитом.Если энергия разрыва слишком велика или конъюгат плохо стабилизирован, равновесие смещено к недиссоциированному виду — слабый электролит.

Если хотите, могу:

Составить список типичных сильных/слабых электролитов с пояснениями для каждого примера;Показать простую энергетическую оценку для конкретной соли $latticevshydration$ или кислоты $приближённаяоценка\Delta G°иpKa$.