AH —————- A- + H +
ecuación general para ácido débil
H2O ———– H + + OH- A 25 grados centígrados, la concentración de H + y OH- que proviene del agua es igual a 10 ^ -7
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Si tomar o no H + del agua en consideración depende de la concentración de H + proveniente del ácido débil. Aquí viene la pequeña magia de la negligencia de los valores.
Si vemos que H + total sería igual a ===== H + del agua + H + del ácido.
A 25 ℃ H + del agua es 10 ^ (- 7)
Ahora, si le pido que agregue Rs 1 en Rs10000000, ¿qué cantidad total en la cifra redonda declarará? Incluso si no sumamos o restamos Rs 1 en 10000000, no será la gran cantidad.
Ahora vuelve al punto.
Si el valor de H + que proviene del ácido es comparativamente mayor que el de H + del agua que es 10 ^ -7, entonces podemos ignorar el H + del agua, pero si H + del ácido tiene un valor igual o menor que 10 ^ -6 a 25 ℃, entonces tiempo tendremos que considerar el agua H +.
Ahora, el efecto iónico en sí mismo establece que en solución habrá iones comunes pero pertenecerán a dos o más equilibrios iónicos separados, y cada uno de estos iones comunes afectará el equilibrio respectivo. Entonces, según los principios de le chatalier, si la concentración del producto aumenta, la reacción tiende a cambiar hacia atrás o hacia atrás.
Debido a los iones comunes H + en el aumento del producto, lo más probable es que tienden a desplazarse hacia atrás o inhibirán la disociación de ácidos débiles. Bueno, el concepto es válido para ácidos y bases fuertes también solo si su concentración sería menor o igual a 10 ^ -6.
