Посебан случај дисоцијације (процес распадањавеће честице материје - молекуларне јоне или радикали - до мањих честица) је електролитичка дисоцијација, при чему неутрална молекул познат електролита у раствору (утицајем поларних молекула растварача) разбити на наелектрисане честице: катјона и ањона. Ово објашњава способност електролитских рјешења да изведу струју.

Прихваћено је подијелити све електролите у двије групе: слаб и јак. Вода се односи на слабе електролите, дисоцијацију воде карактерише мала количина дисоцираних молекула, пошто су прилично упорни и практично се не распадају у јоне. Чиста (без нечистоћа) вода проводи слабу електричну струју. Ово је последица хемијске природе саме молекуле, када су позитивни поларизовани атоми водоника уграђени у електронску шкољку релативно малог атома кисеоника, који је негативан поларизован.

Снага и слабост електролита карактеришестепен дисоцијације (означена а, ова количина се често изражава као% од 0 до 100, или у фракцијама јединице од 0 до 1) - способност да се распада у јона, тј однос броја сломљених честица међу честица колапс. Супстанце као што су киселине, соли и базе под утицајем молекула поларних вода у потпуности расте у јоне. Дисоцијације молекула воде Х2О праћено распадом у протонске Х + или хидроксилне групе ОХ-. Ако дисоцијација електролита садашњости у облику једначине: М = К ++ А-, затим водом дисоцијације се може изразити једначином: ОХ Н2О↔Н ++ и једначине које она обрачуната степен воде дисоцијације се може представити у два облика (путем добијена концентрација протона или хидроксилне групе добијена концентрација): α = [Х +] / [Х2О] или α = [ОХ -] / [Х2О]. Пошто је количина α утиче не само хемијске природе једињења, али концентрација раствора или температуре, уобичајено је говорити о очигледном (замишљеног) степену дисоцијације.

Тенденција молекула слабих електролита, укључујућивода, распадање у јоне карактерише константа дисоциације (посебан случај равнотеже константа), која се обично назива Кд. Да би се израчунала ова вредност, примјењује се закон глумаца, који утврђује однос између маса добијених и почетних супстанци. Електролитичка дисосација воде је разградња првобитних молекула воде у протоне водоника и хидроксилне групе, па се константа дисоциације изражава једначином: Кд = [Х +] • [ОХ -] / [Х2О]. Ова вредност за воду је константна и зависи само од температуре, на температури једнака 25 ° Ц, Кд = 1,86 • 10-16.

Познавајући молску масу воде (18 г / мол), такођеигноришући концентрацију дисоцирани молекула и узимајући масе 1 дм3 воде на 1000 г, можемо израчунати концентрације нераздвојених молекула у 1 дм3 воде [Х2О] = 1000 / 18.0153 = 55.51 мол / дм3. Затим из једначине константу дисоцијације се може наћи концентрација производ протона и хидроксилних група: [Х +] • [ОХ -] = 1,86 • 10-16 • 55,51 = 1 • 10-14. Када вађење квадратни корен концентрације добијеног вредности добијене протона (водоникових јона), који одређује киселост раствора и концентрације хидроксилних група једнака: [Х +] = [ОХ -] = 1 • 10-7.

Али у природи воде такве чистоће не постојиуслед присуства у њима растворених гасова или контаминација воде другим супстанцама (заправо води - ово решење разне електролите), тако да концентрација водоника на 25 ° Ц, концентрација протона или хидроксилне групе се разликује од вредности 1. • 10-7. То јест, киселост воде због појаве не само процеса, као што дисоцијације воде. Индекс водоника је негативни логаритам концентрације водоникових иона (пХ), је уведен за процену киселости или базности воде и водених раствора, као бројеви са негативним силама користе тешко. За чисте воде пХ 7, већ као природно чиста вода није, а дисоцијација воде тече уз колапсом других растворених електролита, пХ вредност може бити мања или већа од 7, тј за воду, практично = пХ 7.

</ п>