حمض الخليك والأحماض الضعيفة الأخرى
افترض أنك تذوب حمض الأسيتيك (CH3COOH) في الماء. يتفاعل مع جزيئات الماء ، بمنح بروتون  وتشكيل أيونات الهيدرونيوم. كما أنه ينشئ توازنًا ، حيث لديك كمية كبيرة من حمض الأسيتيك المتحد. يبدو تفاعل حمض الأسيتيك مع الماء كما يلي:

CH3COOH CH₃COOH(l) + H₂O(l) ↔ CH₃COO^– + H₃O⁺

كمية أيون الهيدرونيوم التي تحصل عليها في محاليل الأحماض التي لا تتأين تمامًا أقل بكثير مما هي عليه مع حمض قوي. الأحماض التي تتأين جزئيًا تسمى الأحماض الضعيفة. في حالة حمض الأسيتيك ، يتأين حوالي 5 بالمائة ، ويبقى 95 بالمائة في الشكل الجزيئي.
حساب تركيز أيون الهيدرونيوم في المحاليل الحمضية الضعيفة ليس واضحًا كما هو الحال في المحاليل القوية ، لأنه ليس كل الأحماض الضعيفة التي تذوب في البداية متأينة. لحساب تركيز أيون الهيدرونيوم ، يجب عليك استخدام تعبير ثابت التوازن للحامض الضعيف.
بالنسبة للحلول الحمضية الضعيفة ، يمكنك استخدام تعبير ثابت توازن معدل يسمى Ka - ثابت تأين الحمض. إحدى الطرق للتمييز بين الأحماض القوية والضعيفة هي البحث عن قيمة ثابتة لتأين الحمض (Ka). إذا كان للحمض قيمة كا ، فهو ضعيف.

HA + H₂O ↔ A^– + H₃O⁺

تعبير Ka لهذا الحمض الضعيف هو

لاحظ أن [HA] يمثل التركيز المولي لـ HA عند التوازن ، وليس في البداية. لاحظ أيضًا أن تركيز الماء لا يظهر في تعبير Ka ، لأنه يوجد الكثير بحيث يصبح في الواقع ثابتًا مدمجًا في تعبير Ka.
نعود الآن إلى توازن حمض الأسيتيك هذا. أما كا لحمض الخليك فهو 1.8 × 10^-5. تعبير كا لتأين حمض الأسيتيك هو

يمكنك استخدام هذا Ka عند حساب تركيز أيون الهيدرونيوم في ، على سبيل المثال ، محلول 2.0 م من حمض الأسيتيك. أنت تعلم أن التركيز الأولي لحمض الأسيتيك هو 2.0 م. أنت تعلم أن القليل تأين ، مكونًا أيون هيدرونيوم وأيون أسيتات. يمكنك أيضًا أن ترى من التفاعل المتوازن أنه بالنسبة لأي أيون هيدرونيوم يتم تكوينه ، يتم أيضًا تكوين أيون الأسيتات - لذا فإن تركيزاتها هي نفسها. يمكنك تمثيل مقدار [H3O +] و [CH3COO–] كـ x ، لذا

[H3O +] = [CH3COO–] = x

لإنتاج كمية س من الهيدرونيوم وأيونات الأسيتات ، يلزم نفس الكمية من حمض الأسيتيك المؤين. لذا يمكنك تمثيل كمية حمض الأسيتيك المتبقية عند التوازن مثل الكمية التي بدأت بها ، 2.0 M ، مطروحًا منها الكمية المؤينة ، x:

[CH3COOH] = 2.0 - ×

بالنسبة للغالبية العظمى من المواقف ، يمكنك القول أن س صغير جدًا مقارنة بالتركيز الأولي للحمض الضعيف. لذا يمكنك القول أن 2.0 - س تساوي تقريبًا 2.0.
هذا يعني أنه يمكنك في كثير من الأحيان تقريب تركيز التوازن للحمض الضعيف بتركيزه الأولي. يبدو تعبير ثابت التوازن الآن كما يلي: