Теорія:

За ступенем електролітичної дисоціації електроліти поділяють на сильні і слабкі.
Сильні електроліти при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на йони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації  у розведених розчинах прямує до одиниці (до \(100\) %).
Приклад:
до сильних електролітів відносять:
1) практично усі розчинні у воді солі;
2) сильні кислоти, наприклад: сульфатну, хлоридну, нітратну;
3) усі луги.
Слабкі електроліти при розчиненні у воді практично не дисоціюють на йони. У таких електролітів ступінь дисоціації прямує до нуля.
Приклад:
до слабких електролітів відносять:
1) слабкі та середньої сили кислоти, наприклад: сульфідну, карбонатну, нітритну, сульфітну;
2) нерозчинні і малорозчинні у воді основи, водний розчин амоній гідроксиду;
3) воду.
Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто. Кожна стадія дисоціації характеризується своїм ступенем. Наприклад, для ступінчастої дисоціації ортофосфатної кислоти H3PO4 можна записати три рівняння електролітичної дисоціації:
 
перша стадія: H3PO4H++H2PO4;
 
друга стадія: H2PO4H++HPO42;
 
третя стадія: HPO42H++PO43.
 
Позначимо ступінь дисоціації на першій стадії α1, на другій — α2, а на третій — α3. Кислота за першою стадією завжди дисоціює повніше, ніж за другою, за другою стадією — повніше, ніж за третьою. Отже: α1>α2>α3.