1. Концентрация раствора электролита. С увеличением концентрации раствора степень диссоциации уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).
2. т емпература. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.
3. Добавление электролита, содержащего одноименные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору уксусной кислоты раствор сильного электролита ацетата натрия:
СН3СООН 
СН3СОО- + Н+;
CH3COONa → CH3COO- + Na+.
В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н+ и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.
4. Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.
5. Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.
Сильные и слабые электролиты
| Сильные электролиты (a → 1) | Слабые электролиты (a → 0) |
| Кислоты | |
| HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2SeO4 | H2CO3, H2S, H3PO4, H2SiO3, HCN, HNO2, HCOOH, CH3COOH, H2SO3 |
| Основания | |
| Щелочи: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 | Все нерастворимые в воде основания: Cu(OH)2, Fe(OH)2 и др., а также гидрат аммиака NH3∙H2O |
| Соли | |
| Большинство солей: Na2SO4, NaCl, KCl, Na2CO3, K3PO4, CH3COONa, HCOONa | Практически таких нет |
| Вода Н2О ↔ Н+ + ОН- | |
Константа ионизации
В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):
[ ] – равновесная концентрация.
Кион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.
Кион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.
Кион. используется для характеристики только слабых электролитов.
Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации Ка (acid - кислота).
Основность кислоты – это число ионов Н+, которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.
HCOOH, CH3COOH, HNO2 – одноосновные кислоты;
H2SO3, H2СO3 – двухосновные кислоты;
Н3РО4 – трехосновная кислота.
Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации Ка
Например, муравьиной кислоты:
НСООН ↔ НСОО- + Н+
Или уксусной кислоты:
СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+
Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и характеризуются константами ионизации по каждой ступени:
I ступень H2S ↔ H+ + HS- 
II ступень HS- ↔ H+ + S2- 
.
Ионизация слабых оснований характеризуется величиной Кb (base – основание). Например, ионизация гидрата аммиака:
NH3∙H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH-
