En los tres procesos de disociación que hemos visto (de ácidos, bases y sales) hemos considerado un solo soluto cada vez. Analizaremos ahora el caso de disoluciones donde están presentes dos solutos que contienen un mismo ion (catión o anión), denominado ion común.

Los indicadores ácido-base son sustancias, generalmente coloreadas, que se disocian parcialmente. Sus iones presentan una coloración distinta a la de la especie sin disociar, de modo que, según el sentido que esté favorecido en el equilibrio, la disolución puede presentar uno u otro color de manera preferente. Conforme varía el pH de una solución, los indicadores varían su color, indicando de forma cualitativa, si la solución es ácida o básica.

Si a 100 mL de solución 0,10 M de un ácido débil, HA, se le añade el indicador anaranjado de metilo, éste presenta su color ácido, rojo:

HA   +   H₂O          A^–   +   H₃O⁺                         color del indicador: rojo

Si a esta solución se le añaden 0,015 moles de una sal de HA, por ejemplo NaA, el color cambia a amarillo:

HA   +   H₂O          A^–   +   H₃O⁺                         color del indicador: amarillo

Esta observación experimental se puede explicar en base al Principio de Le Chatelier: la adición del ión A^–, desplaza el equilibrio hacia la izquierda, y en consecuencia disminuye la concentración de los iones hidronio, H₃O⁺, disminuyendo por lo tanto, el grado de disociación, alfa.

Dado que el ácido débil, HA, y su sal, NaA, tienen en común el ion A^–:

HA_(ac)     +     H₂O_(l)          A^–_(ac)     +     H₃O⁺_(ac)

NaA_(ac)     +     H₂O_(l)          A^–_(ac)     +     Na⁺_(ac)

este fenómeno se denomina efecto del ion común.

El efecto que puede ejercer la presencia de un ion común sobre un sistema en equilibrio, se basa en el Principio de Le Chatelier.

Si analizamos el pH y el grado de disociación de 100 mL de una solución 0,10 M de ácido acético, CH₃COOH, tendremos:

CH₃COOH_(ac)     +     H₂O_(l)              CH₃COO^–_(ac)     +     H₃O⁺_(ac)

pH = 2,87

Si a esta solución de CH₃COOH le añadimos 0,015 moles de acetato de sodio, CH₃COONa, determinaremos la nueva concentración de los iones H₃O⁺:

• La concentración de los iones acetato en la mezcla será:

• Dado que ion CH₃COO^– es uno de los productos de la disociación del CH₃COOH, el equilibrio de éste se desplaza en el sentido inverso.

• Como vemos, será muy poco lo que se haya disociado del ácido acético, de modo que podemos considerar que la concentración inicial de éste sigue siendo 0,10 M.

• De igual manera, será muy poca la cantidad del ion acetato que se haya podido hidrolizar, por lo que consideraremos que su concentración sigue siendo 0,15 M.

• Al realizar el balance estequiométrico para el nuevo estado de equilibrio tendremos:

       CH₃COOH_(ac)     +     H₂O_(l)              CH₃COO^–_(ac)     +     H₃O⁺_(ac)

• El grado de ionización será:             

• Finalmente el pH de la disolución será:               pH  =  - log [H₃O⁺]  =  4,92

Hemos comprobado que al añadir el ion acetato disminuye la [H3O+], y por consiguiente, aumenta el pH de la solución, además disminuye el valor de alfa  y  en consecuencia, el grado de reacción.