Wstęp teoretyczny
Równowagę dysocjacji słabego elektrolitu - kwasu octowego rozpuszczonego w wodzie można przedstawić za pomocą równania:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
Stałą równowagi tego procesu zwaną termodynamiczną stałą dysocjacji Ka wyraża wzór:
gdzie; 
- równowagowe molowe aktywności jonów oraz niezdysocjowanych cząsteczek kwasu octowego
W roztworach rozcieńczonych wartości aktywności można zastąpić odpowiednimi stężeniami. Uzyskuje się wówczas stężeniową stała dysocjacji:
Stężenia jonów powstałych w procesie dysocjacji kwasu octowego są sobie równe i wynoszą: 
, gdzie 
oznacza stopień dysocjacji elektrolitu, natomiast c - całkowite stężenie roztworu. Stężenie niezdysocjowanego kwasu wynosi: 
.Podstawienie powyższych wartości do wyrażenia na stałą dysocjacji prowadzi do wzoru zwanego prawem rozcieńczeń Ostwalda:
Zgonie z teorią Arrheniusa, stopień dysocjacji słabego elektrolitu 
można wyrazić poprzez stosunek przewodnictw:
gdzie: 
- przewodnictwo molowe słabego elektrolitu o stężeniu c, 
- przewodnictwo molowe graniczne tego elektrolitu.
Jak wiadomo, przewodnictwo molowe roztworu elektrolitu 
opisuje zależność:
gdzie: 
- przewodnictwo właściwe, c- stężenie molowe
Przewodnictwo właściwe
można opisać zależnością:
gdzie: 
- przewodnictwo roztworu, l odległość między elektrodami, A - powierzchnia elektrod, Kn stała naczyńka
Stała dysocjacji kwasu octowego jest funkcją temperatury. Zgodnie ze statyką chemiczną , znajomość
Zależności Ka=f(T) pozwala wyznaczyć efekt energetyczny, czyli entalpię procesu ΔH opisanego przez daną stała równowagi. Rozważmy na wstępie dowolną równowagę chemiczną. W celu uzyskania temperaturowej zależności stałej równowagi reakcji, należy zróżniczkować względem temperatury T (przy stałym ciśnieniu) jedno z najważniejszych równania statyki chemicznej, przytoczone poniżej:
gdzie: 
- standardowa entalpia swobodna reakcji, R- stała gazowa.
Zatem:
Z ogólnie słusznych zależności termodynamicznych wynikają następujące równania:
Przyrównanie stronami powyższych równań prowadzi do zależności zwanej izobarą vant`Hoffa:
Z ostatniego równania wynika, że zmienność stałej równowagi reakcji wraz z temperatura jest ściśle związana ze standardową entalpia reakcji. Dogodniejsza w stosowaniu jest scałkowana postać tego równania:
Ostatnie równanie może być stosowane do wyznaczania entalpii reakcji, jeśli znane są wartości Ka w różnych temperaturach
Jak wcześniej wspomniano, dysocjacja elektrolityczna słabego kwasu jest procesem, któremu również towarzyszy efekt energetyczny - entalpia dysocjacji- ΔHdys. W roztworach rozcieńczonych termodynamiczna stała równowagi dysocjacji Ka jest w przybliżeniu równa stałej stężeniowej Kc Otrzymuje się wówczas:
