16.1: Effetto ionico comune

Rispetto all'acqua pura, la solubilità di un composto ionico è inferiore nelle soluzioni acquose contenenti uno ione comune (prodotto anche dalla dissoluzione del composto ionico). Questo è un esempio di un fenomeno noto come effetto dello ione comune, che è una conseguenza della legge di azione di massa che può essere spiegata utilizzando il principio di Le Châtelier. Consideriamo la dissoluzione dello ioduro d'argento:

Questo equilibrio di solubilità può essere spostato a sinistra mediante l'aggiunta di ioni argento (I) o ioduro, con conseguente precipitazione di AgI e riduzione delle concentrazioni di Ag^+ e I^– disciolti. Nelle soluzioni che già contengono uno di questi ioni, può essere disciolta meno AgI rispetto alle soluzioni senza questi ioni.

Questo effetto può anche essere spiegato in termini di azione di massa come rappresentato nell'espressione del prodotto di solubilità:

Il prodotto matematico delle molarità degli ioni argento(I) e ioduro è costante in una miscela di equilibrio indipendentemente dalla fonte degli ioni, quindi un aumento della concentrazione di uno ione deve essere bilanciato da una diminuzione proporzionale dell'altro.

Effetto degli ioni comuni sulla solubilità

Lo ione comune influenza la solubilità del composto in una soluzione. Ad esempio, il solido Mg(OH)^2 si dissocia negli ioni Mg^2^+ e OH^− come segue;

Se MgCl_2 viene aggiunto ad una soluzione satura di Mg(OH)_2, la reazione si sposta a sinistra per alleviare lo stress prodotto dallo ione Mg^2+ aggiuntivo, secondo il principio di Le Châtelier. In termini quantitativi, il Mg^2+ aggiunto fa sì che il quoziente di reazione sia maggiore del prodotto di solubilità (Q > K_sp) e si forma Mg(OH)_2 finché il quoziente di reazione non raggiunge nuovamente K_sp. Nel nuovo equilibrio, [OH^–] è inferiore e [Mg^2+] è maggiore rispetto alla soluzione di Mg(OH)_2 in acqua pura.

Se si aggiunge KOH ad una soluzione satura di Mg(OH)_2, la reazione si sposta a sinistra per alleviare lo stress dello ione OH^– aggiuntivo. Si forma Mg(OH)_2 finché il quoziente di reazione non raggiunge nuovamente K_sp. Nel nuovo equilibrio, [OH^–] è maggiore e [Mg^2+] è inferiore rispetto alla soluzione di Mg(OH)_2 in acqua pura.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 15.1: Precipitation and Dissolution.

L'acido acetico, un acido debole, si dissocia parzialmente in soluzioni per produrre ioni idronio e acetato, mentre il suo sale, l'acetato di sodio, si dissocia completamente per produrre ioni sodio e acetato. Sia l'acido acetico che l'acetato di sodio hanno lo ione acetato in comune. Quando l'acetato di sodio viene aggiunto ad una soluzione di acido acetico, aumenta la concentrazione totale di ioni acetato perturbando l'equilibrio.

Per controbilanciare questo cambiamento, l'equilibrio si sposta a sinistra e provoca la produzione di acido acetico fino a quando l'equilibrio non viene ristabilito. In questo caso, la presenza dello ione comune determina la diminuzione della dissociazione di un composto. Questo fenomeno è noto come effetto ionico comune.

L'effetto ionico comune può essere spiegato con l'aiuto del principio di Le Châtelier, che afferma che un cambiamento nella concentrazione dei reagenti o dei prodotti all'equilibrio, farà sì che il sistema si sposti in una direzione che controbilanci il cambiamento. Il pH di una soluzione di ammoniaca 0, 050 molare è 10, 97. Se si aggiunge alla soluzione cloruro di ammonio 0, 040 molare, il nuovo pH può essere determinato usando la costante di dissociazione di base dell'ammoniaca e una tabella ICE.

Il cloruro di ammonio ionizza completamente per produrre ioni ammonio e cloruro. entrambi 0, 040 molare. Poiché gli ioni cloruro sono a pH neutro, possono essere ignorati.

L'ammoniaca si dissocia parzialmente per produrre ioni ammonio e idrossido. Il valore della Kb per questa reazione è 1, 76 10⁻⁵ ed è uguale alla concentrazione di ammonio moltiplicata per la concentrazione di idrossido divisa per la concentrazione dell'ammoniaca. I valori per le concentrazioni iniziale, di variazione e di equilibrio sono inseriti nella tabella ICE, con i cambiamenti nella concentrazione indicati da x.

Per via del piccolo valore di x, 0, 050 meno x è approssimativamente uguale a 0, 050 e 0, 040 più x è approssimativamente uguale a 0, 040, che può essere verificato in seguito dalla regola del 5 percento. Sostituendo questi valori nell'espressione per Kb, x è uguale a 2, 2 10⁻⁵ molare. L'approssimazione è valida poiché la concentrazione di idrossido è inferiore al 5 percento di 0, 040 molare.

più polare e pertanto consente alla molecola di donare un protone. Il pOH e il pH della soluzione possono L'acido acetico e l'acido formico sono esempi di acidi carbossilici. essere calcolati usando le equazioni standard e uguali rispettivamente a 4, 66 e 9, 34.

Pertanto, la presenza dello ione comune, lo ione ammonio, provoca una diminuzione della dissociazione dell'ammoniaca e quindi riduce il pH della soluzione da 10, 97 a 9, 34.