Посебан случај дисоцијације (процес пропадањавеће честице супстанце - молекули јона или радикала - у мање честице) је електролитска дисоцијација, у којој се неутрални молекули супстанце назване електролит у раствору (као резултат деловања молекула поларног растварача) распадају у наелектрисане честице : катиони и аниони. Ово објашњава способност раствора електролита да воде струју.
Уобичајено је да се сви електролити деле у две групе:слаб и јак. Вода припада слабим електролитима, дисоцијацију воде карактерише мала количина дисоцираних молекула, јер су прилично стабилни и практично се не разлажу на јоне. Чиста (без нечистоћа) вода слабо проводи електричну струју. Ово је због хемијске природе самог молекула, када су позитивно поларизовани атоми водоника уграђени у електронску љуску релативно малог атома кисеоника, који је негативно поларизован.
Јачину и слабост електролита карактеришустепен дисоцијације (означава се са α, често се ова вредност изражава у% од 0 до 100 или у делићима јединице од 0 до 1) - способност распадања у јоне, односно однос броја распаднутих честица на број честица пре распадања. Супстанце као што су киселине, соли и базе под дејством поларних молекула воде потпуно се разлажу у јоне. Дисоцијација воде праћена је разградњом молекула Н2О у протонски Н + и хидроксилну групу ОН-. Ако једначину дисоцијације електролита представимо у облику: М = К ++ А-, тада се дисоцијација воде може изразити једначином: Х2О↔Х ++ ОХ-, а једначином којом се степен дисоцијације вода се израчунава може се представити у два облика (кроз концентрацију формираних протона или концентрацију формираних хидроксилних група): α = [Н +] / [Н2О] или α = [ОН -] / [Н2О]. Пошто на вредност α не утиче само хемијска природа супстанце, већ и концентрација раствора или његова температура, уобичајено је да се говори о привидном (замишљеном) степену дисоцијације.
Тенденција молекула слабих електролита, укључујућиводе, распадање у јоне више карактерише константа дисоцијације (посебан случај константе равнотеже), која се обично означава као Кд. За израчунавање ове вредности примењује се закон ефективних маса који успоставља однос између маса добијених и почетних супстанци. Електролитичка дисоцијација воде је распадање изворних молекула воде у протоне водоника и хидроксилну групу, па се константа дисоцијације изражава једначином: Кд = [Х +] • [ОХ -] / [Х2О]. Ова вредност за воду је константна и зависи само од температуре, на температури од 25 ° Ц, Кд = 1,86 • 10-16.
Знајући моларну масу воде (18 грама / мол), изанемарујући концентрацију дисоцираних молекула и узимајући масу од 1 дм3 воде на 1000 г, могуће је израчунати концентрацију недисоцираних молекула у 1 дм3 воде: [Х2О] = 1000 / 18.0153 = 55,51 мол / дм3. Тада из једначине константе дисоцијације можете пронаћи производ концентрација протона и хидроксилних група: [Х +] • [ОХ -] = 1,86 • 10-16 • 55,51 = 1 • 10-14. Када се из добијене вредности извуче квадратни корен, добија се концентрација протона (јони водоника) која одређује киселост раствора и једнака је концентрацији хидроксилних група: [Х +] = [ОХ -] = 1 • 10-7.
Али у природи вода такве чистоће не постојизбог присуства растворених гасова у њему или контаминације воде другим супстанцама (заправо, вода је раствор различитих електролита), па се на 25 ° Ц концентрација протона водоника или концентрација хидроксилних група разликује од 1 • 10-7. Односно, киселост воде настаје услед појаве не само таквог процеса као што је дисоцијација воде. Експонент водоника је негативни логаритам концентрације јона водоника (пХ); уведен је за процену киселости или алкалности воде и водених раствора, јер је тешко користити бројеве са негативним снагама. За чисту воду, пХ = 7, али пошто у природи нема чисте воде, а дисоцијација воде се одвија заједно са разградњом осталих растворених електролита, пХ вредност може бити мања или већа од 7, то јест, за воду, у пракси пХ = 7.
