Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов.
И все вещества по способности проводить электрический ток можно разделить на 2 группы: электролиты и не электролиты.
В зависимости от значения степени диссоциации, электролиты можно разделить на сильные, средние и слабые:
| Сила электролита | Класс соединений | Примеры |
| Сильные (степень диссоциации от 30% до 100%) | 1. Растворимые соли 2. Щелочи 3. Сильные кислоты | NaCl, KCl, CuSO4, Сa(OH)2, HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HclO3, H2CrO4, HMnO4, CH3COONa |
| Средней силы (Степень диссоциации от 2% до 30 % | Некоторые кислоты | H3PO4, H2SO3, HNO2 |
| Слабые (степень диссоциации меньше 2%) | 1. Нерастворимые соли 2. Нерастворимые основания 3. Слабые кислоты 4. Органические кислоты | H2SiO3, HCN, CH3COOH, |
Степень диссоциации – 
, где n-число распавшихся (диссоциированных) молекул, N-общее число молекул.
При написании уравнений диссоциации помните, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
В случае сильных электролитов распад на ионы протекают необратимо (только в одну сторону), ионы обратно не соединяются в кристаллическую решетку, этому препятствуют молекулы воды, окружающие эти ионы (гидратные оболочки).
Диссоциация слабых электролитов ? обратимый процесс. Это значит, что в растворе присутствуют как ионы, так и недиссоциированные молекулы.
Все электролиты можно разделить на 3 группы: кислоты, основания и соли.
Кислоты ? это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
H3PO4 ? H+ + H2PO-4, ? = 23,5%
H2PO-4 ? H+ + HPO2-4, ? = 3 • 10-4 %
HPO2-4 ? H+ + PO3-4, ? = 2 • 10-9 %
Основания ? это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют. Диссоциация нерастворимых оснований не происходит, нет ионов в растворе.
К сильным основаниям относят все щелочи, т. е. все растворимые основания, кроме гидроксида аммония.
KOH = K+ + OH-, Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-.
Средние соли ? это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+, и любые анионы, кроме ОН-.
Все растворимые соли ? сильные электролиты.
Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO-3;
Al2(SO4)3 + 2Al3+ + 3SO2-4;
Na(CH3COO) = Na+ + CH3COO-.
Реакции между электролитами ? это реакции между ионами, которые образовались при их диссоциации, поэтому их записывают и в молекулярном, и в ионном виде. Протекают всегда в сторону наиболее полного связывания ионов.
| Молекулярное | Полное ионное | Краткое ионное |
| H2SO4+ 2KOH=K2SO4+2H2O | 2H+ + SO42- + 2K+ + 2OH- = 2K+ + SO42- + 2H2O | H+ + OH- = H2O |
| K2CO3+ 2HNO3=2KNO3+ CO2+H2O | 2K++ CO2-3 + 2H+ +2NO3- = 2K+ + 2NO3- + CO2 + H2O | 2H+ + CO2-3 = CO2 ^+ H2O |
 | 2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4 + 2Al3+ + 6Cl- | SO42- + Ba2+ = BaSO4 v |
Ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются:
- малорастворимые вещества (они выпадают в осадок),
- легколетучие вещества (они выделяются в виде газов)
- слабые электролиты (в том числе и вода).
В ионных уравнениях:
- электролиты записывают в ионном виде;
- неэлектролиты и слабые электролиты ? в молекулярном виде;
- в ионном уравнении сумма зарядов ионов в левой части и правой части равны.
