Efeito de íon comum - Common-ion effect

O efeito do íon comum refere-se à diminuição da solubilidade de um precipitado iônico pela adição à solução de um composto solúvel com um íon em comum com o precipitado. Este comportamento é consequência do princípio de Le Chatelier para a reação de equilíbrio da associação / dissociação iônica. O efeito é comumente visto como um efeito na solubilidade de sais e outros eletrólitos fracos . Adicionar uma quantidade adicional de um dos íons do sal geralmente leva ao aumento da precipitação do sal, o que reduz a concentração de ambos os íons do sal até que o equilíbrio de solubilidade seja alcançado. O efeito é baseado no fato de que tanto o sal original quanto o outro produto químico adicionado têm um íon em comum.

Exemplos do efeito de íon comum

Dissociação de sulfeto de hidrogênio na presença de ácido clorídrico

O sulfeto de hidrogênio (H ₂ S) é um eletrólito fraco. É fracamente ionizado em sua solução aquosa. Existe um equilíbrio entre as moléculas não ionizadas e os íons em um meio aquoso da seguinte forma:

H ₂ S ⇌ H ⁺ + HS ^-

Ao aplicar a lei da ação em massa, temos

${\ displaystyle K _ {\ ce {a}} = {\ frac {[H ^ {+}] [{\ ce {H}} S ^ {-}]} {[H_ {2} S]}}}$

Para a solução acima de H ₂ S, se adicionarmos ácido clorídrico, então ele ioniza completamente como

HCl → H ⁺ + Cl ^-

Isso torna H ⁺ um íon comum e cria um efeito de íon comum. Devido ao aumento na concentração de H ⁺ iões, o equilíbrio de dissociação de H ₂ turnos S para a esquerda e mantém o valor de K _uma constante. Assim, a ionização de H ₂ S é diminuída. A concentração de H ₂ S não ionizado é aumentada. Como resultado, a concentração de íons sulfureto é reduzida.

Solubilidade de iodato de bário na presença de nitrato de bário

O iodato de bário, Ba (IO ₃ ) ₂ , tem um produto de solubilidade K _sp = [Ba ²⁺ ] [IO ₃ ^- ] ² = 1,57 x 10 ⁻⁹ . Sua solubilidade em água pura é 7,32 x 10 ⁻⁴ M. No entanto, em uma solução que é 0,0200 M em nitrato de bário, Ba (NO ₃ ) ₂ , o aumento no íon comum de bário leva a uma diminuição na concentração do íon iodato. A solubilidade é, portanto, reduzida para 1,40 x 10 ⁻⁴ M, cerca de cinco vezes menor.

Efeitos de solubilidade

Um exemplo prático muito utilizado largamente em zonas de desenho de água potável a partir de giz ou de calcário aquíferos é a adição de carbonato de sódio para a água não tratada para reduzir a dureza da água. No processo de tratamento de água , sal de carbonato de sódio altamente solúvel é adicionado para precipitar carbonato de cálcio moderadamente solúvel . O precipitado de carbonato de cálcio muito puro e finamente dividido que é gerado é um subproduto valioso usado na fabricação de pasta de dente .

O processo de salting-out usado na fabricação de sabonetes se beneficia do efeito íon comum. Sabonetes são sais de sódio de ácidos graxos . A adição de cloreto de sódio reduz a solubilidade dos sais de sabão. Os sabões precipitam devido a uma combinação de efeito de íon comum e aumento da força iônica .

Águas marinhas, salobras e outras que contêm quantidade apreciável de íons de sódio (Na ⁺ ) interferem no comportamento normal do sabão devido ao efeito do íon comum. Na presença de excesso de Na ⁺ , a solubilidade dos sais de sabão é reduzida, tornando o sabão menos eficaz.

Efeito tampão

Uma solução tampão contém um ácido e sua base conjugada ou uma base e seu ácido conjugado. A adição do íon conjugado resultará em uma alteração do pH da solução tampão. Por exemplo, se o acetato de sódio e o ácido acético são dissolvidos na mesma solução, ambos se dissociam e ionizam para produzir íons acetato . O acetato de sódio é um eletrólito forte , por isso se dissocia completamente em solução. O ácido acético é um ácido fraco , por isso apenas ioniza ligeiramente. De acordo com o princípio de Le Chatelier , a adição de íons acetato do acetato de sódio suprime a ionização do ácido acético e desloca seu equilíbrio para a esquerda. Assim, a dissociação percentual do ácido acético diminuirá e o pH da solução aumentará. A ionização de um ácido ou de uma base é limitada pela presença de sua base ou ácido conjugado.

NaCH ₃ CO ₂ (s) → Na ⁺ (aq) + CH ₃ CO ₂ ^- (aq)

CH ₃ CO ₂ H (aq) ⇌ H ⁺ (aq) + CH ₃ CO ₂ ^- (aq)

Isso diminuirá a concentração de hidrônio e, portanto, a solução de íon comum será menos ácida do que uma solução contendo apenas ácido acético.

Exceções

Muitos compostos de metais de transição violam esta regra devido à formação de íons complexos, um cenário que não faz parte dos equilíbrios que estão envolvidos na simples precipitação de sais da solução iônica. Por exemplo, cloreto de cobre (I) é insolúvel em água, mas se dissolve quando íons cloreto são adicionados, como quando ácido clorídrico é adicionado. Isto é devido à formação de CuCl solúveis ₂ ^- complexo de iões.

Efeito de íon incomum

Às vezes, adicionar um íon diferente dos que fazem parte do próprio sal precipitado pode aumentar a solubilidade do sal. Esse " salgar " é chamado de "efeito de íons incomuns" (também "efeito de sal" ou "efeito de íons diversos"). Isso ocorre porque à medida que a concentração total de íons aumenta, a atração de íons dentro da solução pode se tornar um fator importante. Este equilíbrio alternativo torna os íons menos disponíveis para a reação de precipitação. Isso também é chamado de efeito de íon ímpar.

Referências