平衡方向的改變
方程式
在上述反應過程中，弱電解質分子電離與離子結合成為分子，二者共同構成一組可逆反應。常以弱電解質分子電離出離子的反應方向為正反應方向，以離子重新結合成弱電解質分子的反應方向為逆反應方向。
與化學平衡一樣，電離平衡是可以因為條件變化(如濃度、溫度、酸鹼性等)而移動的，並且也遵循勒夏特列原理。
以下列表歸納了外界條件變化對電離平衡及c(H+)的影響，這裡假設弱電解質AB可以電離成(A+)和(B-),且電離過程吸熱，則
| 電離方程式 | AB=（可逆反應）=(A )+(B ) | |
| 條件改變內容 | v （正）， v （逆）關係 | 平衡移動方向 |
| 增大 c (AB) | v （正）> v （逆） | 向右 |
| 減小 c (AB) | v （正）< v （逆） | 向左 |
| 增大 c (A+) | v （正）< v （逆） | 向左 |
| 減小 c (A+) | v （正）> v （逆） | 向右 |
| 增大 c (B-) | v （正）< v （逆） | 向左 |
| 減小 c (B-） | v （正）> v （逆） | 向右 |
| 稀釋溶液 | v （正）> v （逆） | 向右 |
| 升高溫度 | v （正）> v （逆） | 向右 |
| 降低溫度 | v （正）< v （逆） | 向左 |
為了便於理解，可以參考醋酸(CH3COOH)的電離平衡，將CH3COOH代入上表的AB，將H+代入A+，將CH3COO-代入B。
電離平衡示例
弱酸：HF↔H+ F 弱鹼：NH3·H2O↔NH4 +OH H2O：H2O↔H + OH
電離平衡常數
弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學方程式中的計量為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學方程式中的計量為冪的乘積的比值，即溶液中的電離出來的各離子濃度乘積（c（A+）*c（B-））與溶液中未電離的電解質分子濃度（c（AB））的比值是一個常數，叫做該弱電解質的電離平衡常數。這個常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數。
要注意的是電離平衡常數隻用於弱電解質的計算。強電解質不適用。
弱電解質AXBY水溶液中達到電離平衡時：
AxBy↔XA+Y B
則，K（電離）=[A+]X·[B-]Y/[AB]
式中[A+]、[B-]、[AB]分別表示A+、B-和AB在電離平衡時的物質的量濃度。【A+】X 表示A離子濃度的X次方，[B-]Y同理.
電離平衡常數的大小反映弱電解質的電離程度，不同溫度時有不同的電離常數。但電離平衡常數不受濃度的影響。
在同一溫度下,同一電解質的電離平衡常數相同.但隨著弱電解質濃度的降低.轉化率會增大.
推導：
AxBy↔XA +Y B
原始濃度 c 0 0
濃度變化 cα cα cα
有K=(cα)^2/(c-cα)=cα^2(α<4%,c為電解質的濃度）
由K=cα^2可得知：弱電解質濃度越低電離程度越大.
