16.1: Effet d'ion commun

Par rapport à l'eau pure, la solubilité d'un composé ionique est moindre dans les solutions aqueuses contenant un ion commun (un autre ion produit également par dissolution du composé ionique). C'est un exemple d'un phénomène connu sous le nom d'effet d'ion commun, qui est une conséquence de la loi d'action de masse pouvant être expliquée en utilisant le principe de Le Châtelier. Considérons la dissolution de l'iodure d'argent :

Cet équilibre de solubilité peut être déplacé par l'addition d'ions argent(I) ou iodure, ce qui entraîne la précipitation d'AgI et une diminution des concentrations d'Ag⁺ et d'I^– dissous. Dans les solutions qui contiennent déjà l'un ou l'autre de ces ions, moins d'AgI peut être dissout que dans les solutions sans ces ions.

Cet effet peut également être expliqué en termes d'action des masses, tel que représenté dans l'expression du produit de solubilité :

Le produit mathématique des molarités des ions argent(I) et iodure est constant dans un mélange en équilibre quelle que soit la source des ions, et donc une augmentation de la concentration d'un ion doit être équilibrée par une diminution proportionnelle de l'autre.

Effet d'ion commun sur la solubilité

L'ion commun influence la solubilité du composé dans une solution. Par exemple, Mg(OH)₂ solide se dissocie en ions Mg₂⁺  et OH⁻ comme suit;

Si du MgCl₂ est ajouté à une solution saturée de Mg(OH)₂, la réaction se déplace vers la gauche pour soulager la contrainte produite par l'ion Mg²⁺ supplémentaire, conformément au principe de Le Châtelier. En termes quantitatifs, l'ajout de Mg²⁺ entraîne une augmentation du quotient de la réaction par rapport au produit de solubilité (Q > K_ps), et du Mg(OH)₂ se forme jusqu'à ce que le quotient de la réaction soit à nouveau égal à K_ps. Au nouvel équilibre, [OH^–] est inférieur et [Mg²⁺] est supérieur à celui de la solution de Mg(OH)₂ dans l'eau pure.

Si KOH est ajouté à une solution saturée de Mg(OH)₂, la réaction se déplace vers la gauche pour soulager la contrainte de l'ion OH^– supplémentaire. Du Mg(OH)₂ se forme jusqu'à ce que le quotient de la réaction soit à nouveau égal à K_ps. Au nouvel équilibre, [OH^–] est plus grand et [Mg²⁺] est moins élevé que dans la solution de Mg(OH)₂ dans l'eau pure.

 Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 15.1 : Précipitation et dissolution.

L'acide acétique, un acide faible, se dissocie lement en solution pour produire de l'hydronium et des ions acétate, tandis que son sel, l'acétate de sodium, se dissocie complètement à produire des ions sodium et d'acétate. L'acide acétique et l'acétate de sodium ont l'ion acétate en commun. Lorsque de l'acétate de sodium est ajouté à une solution d'acide acétique, il augmente la concentration totale des ions acétate et perturbe l'équilibre.

Pour contrebalancer ce changement, l'équilibre se déplace vers la gauche et provoque la production d'acide acétique jusqu'à ce que l'équilibre soit rétabli. Dans ce cas, la présence de l'ion commun se traduit par une dissociation réduite d'un composé. Ce phénomène est connu sous le nom d'effet ionique commun.

L'effet ionique commun peut être expliqué par le principe de le Châtelier, qui stipule qu'une modification de la concentration des réactifs ou des produits à l'équilibre entraîneront le système à changer dans une direction qui contrebalance le changement. Le pH d'une solution d'ammoniaque de 0, 050 molaire est de 10, 97. Si 0, 040 molaire de chlorure d'ammonium est ajoutée à la solution, le nouveau pH peut être déterminé en utilisant la dissociation de base constante d'ammoniac et une table ICE.

Le chlorure d'ammonium s'ionise complètement pour produire molaire de 0, 040 des ions ammonium et chlorure. Les ions chlorure ayant un pH neutre, ils peuvent être ignorés. L'ammoniac se dissocie partiellement pour produire d'ions ammonium et d'hydroxyde.

pour cette réaction le Kb est de 1, 76 10⁻⁵ et est égal à la concentration d'ammonium fois la concentration d'hydroxyde divisée par la concentration de l'ammoniac. Les valeurs de l'initiale, du changement et du concentrations d'équilibre sont placées dans le tableau ICE, avec des changements de concentration désignées x. En raison de la faible valeur de x, 0, 050 moins x est approximativement égal à 0, 050 et 0, 040 plus x est approximativement égal à 0, 040, qui peut être vérifiée ultérieurement par la règle des 5%En remplaçant ces valeurs dans l'expression de Kb, x est égal à 2, 2 10⁻⁵ molaire.

L'approximation est valable car la concentration d'hydroxyde est moins de 5%de 0, 040 molaire. Le pOH et le pH de la solution peuvent être calculé en utilisant les équations standard et égalent respectivement de 4, 66 et de 9, 34. Par conséquent, la présence de l'ion commun, l'ion ammonium, provoque une diminution de la dissociation de l'ammoniac et réduit ainsi le pH de la solution de 10, 97 à 9, 34.