Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).

Для сильных электролитов a близка к единице, для слабых - существенно меньше единицы. Нужно учесть, что силу электролитов по значению степени диссоциации можно оценить только путем сравнения значений a растворов разных электролитов с одинаковой концентрацией растворенных веществ (с уменьшением концентрации a увеличивается - см. ниже закон разбавления).

К сильным электролитам относятся

- гидроксиды всех щелочных металлов, гидроксиды бария и радия;

- кислоты H₂SO₄; HClO₄; HNO₃; HMnO₄, бескислородные кислоты элементов 7 группы, главной подгруппы кроме HF;

- большинство солей кроме Fe(SNC)₃; CuCl₂.

Все остальные вещества за редким исключением являются несильными электролитами.

Характерной особенностью сильных электролитов является их практически полная электролитическая диссоциация в водном растворе:

NaCl ® Na⁺+Cl^-

HCl ® H⁺+Cl^-

Диссоциация сильных электролитов является необратимым процессом, что отмечается односторонней стрелкой (®). Однако следует отметить, что сильные кислоты и основания диссоциируют необратимо только по первой ступени:

серная кислота

H₂SO₄ ® H⁺ + HSO₄^-,

HSO₄^- «H⁺ + SO₄^2-;

гидроксид бария

Ba(OH)₂ ® Ba(OH)⁺ + OH^-,

Ba(OH)⁺ «Ba²⁺ + OH^-.

Средние соли практически всегда диссоциируют необратимо в одну ступень:

Fe₂(SO₄)₃ ® 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-.

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между исходными веществами и продуктами диссоциации:

СН₃СООН «Н⁺+СН₃ОО^-.

Диссоциация несильных электролитов является обратимым процессом, что отмечается двухсторонней стрелкой («). Константа этого равновесия (константа диссоциации) выражается соотношением

К=[СН₃СОО^-]×[Н⁺] / [СН₃СООН],

где [СН₃СООН], [СН₃СОО^-] и [Н⁺] - равновесные молярные концентрации исходного вещества и продуктов его диссоциации, моль/л. Константа диссоциации является количественной мерой прочности электролита. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит. Константу диссоциации кислоты принято обозначать символом К_а (acid - кислота), а основания - К_b (base - основание). Константа и степень диссоциации связаны уравнением Оствальда

К=a²×См/(1-a),

где См - молярная концентрация слабого электролита. При a<<1 это выражение можно записать в виде (закон разбавления Оствальда)

a=Ö(К/См).

Если в молекуле кислоты более одного способного к отщеплению атома водорода (многоосновная кислота), то такая кислота диссоциирует ступенчато:

Н₃РО₄ «Н⁺+Н₂РО₄^- К_а1 = 7.5 × 10^-3

Н₂РО₄^- «Н⁺+НРО₄^2- К_а2 = 6.3 × 10^-8

НРО₄^2- «Н⁺+РО₄^3- К_а3 = 1.3 × 10^-12

Аналогично ведут себя основания, содержащие в молекуле более одной способной к отщеплению ОН-группы (основания с кислотностью > 1):

Ca(OH)₂ «Ca(OH)⁺ + OH^- K_b1

Ca(OH)⁺ «Ca²⁺ + OH^- K_b2

Следует отметить, что при ступенчатой диссоциации всегда наиболее легко протекает первая ступень, т. к. легче «разбежаться» разноименно заряженным частицам с единичными зарядами, чем частицам с зарядами больше единицы (вспомните закон Кулона о силе притяжения заряженных частиц), поэтому для любого электролита, диссоциирующего ступенчато, К₁ > К₂ > К₃ и т.д. Константы диссоциации кислот и оснований являются справочными величинами.

Вода является весьма слабым электролитом. Диссоциация воды может быть выражена уравнением

Н₂О «Н⁺+ОН^- .

Константа диссоциации определяется уравнением

K = [H⁺]×[OH^-] /[H₂O].

Поскольку в разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна, то

Kw = K×[H₂O] =[H⁺]×[OH^-] = const.

Величина, обозначаемая Kw, называется ионным произведением воды. Она зависит только от температуры. При 25^оС

Kw = [H⁺]×[OH^-] = 1× 10^-14.

Постоянство Kw означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) представлены оба вида ионов, т.е. ионы водорода и гидроксильные ионы. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл:

если [H⁺]=[OH^-]=Ö1× 10^-14 = 10 ^{- 7} моль/л - среда нейтральная;

если [H⁺] > 10^-7 моль/л - среда кислая;

если [H⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

Для характеристики среды удобнее пользоваться не значениями концентраций, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины называются соответственно водородным и гидроксильным показателями и обозначаются символами рН и рОН:

рН = - lg[H⁺]; pOH = - lg[OH^-].

Эти показатели связаны уравнением

рН + рОН = 14.