Vodivost (konduktance) G – převrácená hodnota odporu (resistance) R, jednotkou je siemens (S = Ω^–1). Odpor mezi elektrodami je nepřímo úměrný koncentraci iontů, je tedy z analytického hlediska výhodnější měřit vodivost G:

     (VIII.1)

kde ρ je měrný odpor (rezistivita) [Ω·cm], A a L – plocha elektrod [cm²] a jejich vzájemná vzdálenost [cm], κ - specifická vodivost (konduktivita) [S·cm^-1], ψ je odporová konstanta nádobky [cm^-1].

Elektrickou vodivost určitého materiálu charakterizuje specifická (měrná) vodivost (konduktivita) κ, která je vztažena na jednotku plochy A a jednotku délky L vodiče; základní rozměr konduktivity je S·m^–1.

K určení měrné vodivosti analyzovaného roztoku na základě změřené vodivosti musí být známa hodnota odporové konstanty nádobky. Ve většině případů ji nelze určit z geometrických rozměrů. Proto se nádobka kalibruje měřením vodivosti standardního roztoku (např. KCl) o známé konduktivitě (při určité teplotě) a konstanta ψ se vypočítá z rovnice

     (VIII.2)

Je-li v roztoku jediný elektrolyt o koncentraci c, pak podíl měrné vodivosti tohoto roztoku a koncentrace je molární vodivost Λ

     (VIII.3)

Vztáhneme-li specifickou vodivost ke krychli o hraně 1 cm, resp. 1 dm, resp. 1 m, pak platí

   [S·cm²·mol^–1]     (VIII.4a)

resp.                                [S·dm²·mol^–1]     (VIII.4b)

resp.         [S·m²·mol^–1]       (VIII.4c)

kde rozměr konduktivity κ je [S·cm^-1] (a), [S·dm_-1] (b), resp. [S·m^-1] (c) a koncentrace c [mol·dm^-3].

U vícemocných iontů jsou někdy uváděny hodnoty tzv. ekvivalentové iontové vodivosti, což je molární vodivost iontů vztažená na jednotkový náboj: Λ_ekv = Λ / |z|.

Molární vodivost (Λ) je závislá na koncentraci elektrolytu a její maximální hodnota, zjištěná extrapolací k nulové koncentraci, se nazývá molární vodivost při nekonečném zředění (Λ_o). Tato veličina je charakteristickou konstantou pro danou látku a je rovna součtu iontových vodivostí při nekonečném zředění jednotlivých iontů v roztoku:

     (VIII.5)

Molární vodivost (Λ) určitého elektrolytu závisí na jeho látkové koncentraci. U silných elektrolytů, kde se uplatňuje vliv vzájemné interakce iontů, závislost molární vodivosti na koncentraci (při c < 10^–3 mol·l^–1) vystihuje Debey-Hückel-Onsagerova rovnice

Λ = Λ_o - a

kde a je empirická konstanta, pro uni-univalentní elektrolyt má tvar a = A + BΛ_o. V tomto případě závislost vystihuje rovnice

     (VIII.6)

kde konstanta A = 60,65 a B = 0,230.

Závislost molární vodivosti na koncentraci je značná u slabých elektrolytů, u nichž platí

     (VIII.7)

Stupně disociace (α = Λ /Λ_o) lze využít k výpočtu disociační konstanty slabé kyseliny, resp. báze (Ostwaldův zřeďovací zákon):

     (VIII.8)