Електролітична дисоціація, внаслідок якої речовини при розплавленні чи при розчиненні у полярних розчинниках розпадаються на йони, зумовлює сукупність особливостей у хімічній поведінці електролітів: підвищену електричну провідність їх розчинів, відхилення від колігативних властивостей тощо.

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації при розкладанні речовини на йони сумарний заряд аніонів дорівнює за абсолютною величиною сумарному заряду аніонів, дисоціація є оборотним процесом, а її кількісною мірою є ступінь і константа дисоціації, залежно від величин яких електроліти поділяються на сильні, слабкі та середньої сили.

Сильні електроліти у розчинах дисоціюють повністю та необоротно і не підлягають закону діючих мас. Для пояснення властивостей сильних електролітів звертаються до таких понять, як уявний ступінь дисоціації, іонна атмосфера, активність, коефіцієнт активності, іонна сила розчину і т. і.

З позицій теорії електролітичної дисоціації властивості кислот, основ і солей одержали нове якісне пояснення.

У розчинах слабких, а також малорозчинних електролітів встановлюється динамічна рівновага, стан якої залежить від певних чинників і зміщується відповідно до принципу Ле-Шательє при введенні у розчин одноіменних йонів.

Реакція середовища у розчині будь-якої речовини характеризується за допомогою водневого показника: у кислих розчинах рН<7, у лужних – pH>7 , а в нейтральних рН=7.

Реакції іонного обміну в розчинах електролітів відбуваються тільки у тому випадку, якщо щонайменше один з продуктів виводиться з реакційного середовища у вигляді осаду, газу чи малодисоційованої сполуки.

Солі, до складу яких входить катіон слабкої основи чи аніон слабкої кислоти або обидва разом, у розведених розчинах піддаються гідролізу – оборотній взаємодії складових частин солі з водою, що приводить до утворення слабких електролітів (слабкої кислоти чи її кислої солі, слабкої основи чи її основної солі) та, як правило, позначається на зміненні реакції середовища і рН розчину.