16.1: Efecto del Ion Común

En comparación con el agua pura, la solubilidad de un compuesto iónico es menor en soluciones acuosas que contienen un ion común (uno también producido por disolución del compuesto iónico). Este es un ejemplo de un fenómeno conocido como el efecto del ion común, que es una consecuencia de la ley de acción de masas que puede explicarse utilizando el principio de Le Châtelier. Considere la disolución del yoduro de plata:

Este equilibrio de solubilidad puede ser desplazado hacia la izquierda por la adición de iones de plata (I) o yoduro, resultando en la precipitación del AgI y en concentraciones bajas de Ag⁺ y I⁻ disueltos. En soluciones que ya contienen cualquiera de estos iones, se puede disolver menos AgI que en soluciones sin estos iones.

Este efecto también puede explicarse en términos de acción de masas, tal como se representa en la expresión del producto de solubilidad:

El producto matemático de las molaridades de los iones de plata (I) y yoduro es constante en una mezcla en equilibrio independientemente de la fuente de los iones, por lo que un aumento de la concentración de un ion debe equilibrarse con una disminución proporcional en el otro.

Efecto del ion común sobre la solubilidad

El ion común afecta la solubilidad del compuesto en una solución. Por ejemplo, el Mg(OH)₂ sólido se disocia en iones Mg₂⁺  y OH⁻ de la siguiente manera;

Si se MgCl₂ a una solución saturada de Mg(OH)₂, la reacción se desplaza hacia la izquierda para aliviar la tensión producida por el ion Mg²⁺ adicional, de acuerdo con el principio de Le Chࢲtelier. En términos cuantitativos, el Mg²⁺ añadido hace que el cociente de reacción sea mayor que el producto de solubilidad (Q > K_sp), y se forma Mg(OH)₂ hasta que el cociente de reacción vuelva a ser igual a K_sp. En el nuevo equilibrio, [OH⁻] es menor y [Mg²⁺] es mayor que en la solución de Mg(OH)₂ en agua pura.

Si se añade KOH a una solución saturada de Mg(OH)₂, la reacción se desplaza hacia la izquierda para aliviar la tensión del ion OH⁻ adicional. Se forma Mg(OH)₂ hasta que el cociente de reacción vuelve a ser igual a K_sp. En el nuevo equilibrio, [OH⁻] es mayor y [Mg²⁺] es menor que en la solución de Mg(OH)₂ en agua pura.

 Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 15.1: Precipitación y Disolución.

El ácido acético, un ácido débil, que se disocia parcialmente en solución para producir iones de hidronio y acetato, mientras que su sal, el acetato de sodio, se disocia completamente para producir iones de sodio y acetato. Tanto el ácido acético como el acetato de sodio tienen el ion de acetato en común. Cuando se agrega acetato de sodio a una solución de ácido acético, aumenta la concentración total de iones de acetato y se altera el equilibrio.

Para contrarrestar ese cambio, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y provoca la producción de ácido acético hasta que se restablece el equilibrio. En este caso, la presencia del ion común da como resultado una disociación disminuida de un compuesto. Este fenómeno se conoce como efecto de iones comunes.

El efecto del ion común se puede explicar con la ayuda del principio de Le Châtelier, que establece que un cambio en la concentración de los reactivos o productos en equilibrio hará que el sistema se desplace en una dirección que contrarreste el cambio. El pH de una solución de amoniaco 0, 050 molar es 10, 97. Si se agrega cloruro de amonio 0, 040 molar a la solución, el nuevo pH se puede determinar usando la constante de disociación básica del amoníaco y una tabla ICE.

El cloruro de amonio se ioniza completamente para producir 0, 040 molar de iones de amonio y cloruro. Como los iones de cloruro tienen un pH neutro, se pueden ignorar. El amoníaco se disocia parcialmente para producir iones de hidróxido y amonio El Kb para esta reacción es de 1, 76 10⁻⁵ y es igual a la concentración de amonio multiplicada por la concentración de hidróxido dividida por la concentración de amoniaco.

Los valores de las concentraciones iniciales, de cambio y de equilibrio se colocan en la tabla ICE, con los cambios en la concentración denotados por x. Debido al pequeño valor de x, 0, 050 menos x es aproximadamente igual a 0, 050, y 0, 040 más x es aproximadamente igual a 0.040, lo que se puede verificar más adelante con la regla del 5 porciento. Si se sustituyen estos valores en la expresión de Kb, x es igual a 2, 2 10⁻⁵ molar.

La aproximación es válida ya que la concentración de hidróxido es inferior al 5 de 0, 040 molar. El pOH y el pH de la solución se pueden calcular utilizando las ecuaciones estándar y equivalen a 4, 66 y 9, 34, respectivamente. Por lo tanto, la presencia del ion común, el ion de amonio, provoca una disociación disminuida del amoniaco y, por tanto, reduce el pH de la solución de 10, 97 a 9, 34.