Efeito de Íon Comum

Em comparação com a água pura, a solubilidade de um composto iónico é menor em soluções aquosas contendo um ião comum (um também produzido por dissolução do composto iónico). Este é um exemplo de um fenómeno conhecido como efeito de ião comum, que é uma consequência da lei de ação de massas que pode ser explicada utilizando o princípio de Le Châtelier. Considere a dissolução do iodeto de prata:

Este equilíbrio de solubilidade pode ser deslocado pela adição de iões de prata(I) ou iodeto, resultando na precipitação de AgI e na diminuição das concentrações de Ag⁺ e I^– dissolvidos. Em soluções que já contêm qualquer destes iões, menos AgI pode ser dissolvido do que em soluções sem estes iões.

Este efeito pode também ser explicado em termos de ação de massas, tal como representado na expressão do produto de solubilidade:

O produto matemático das molaridades dos iões de prata(I) e iodeto é constante em uma mistura de equilíbrio, independentemente da fonte dos iões, e assim um aumento na concentração de um ião deve ser equilibrado por uma diminuição proporcional no outro.

Efeito de Ião Comum na Solubilidade

O ião comum afeta a solubilidade do composto em uma solução. Por exemplo, Mg(OH)₂ dissocia-se em iões Mg₂⁺  e OH⁻ da seguinte forma:

Se MgCl₂ for adicionado a uma solução saturada de Mg(OH)₂, a reação muda para a esquerda para aliviar o stress produzido pelo ião Mg²⁺ adicional, de acordo com o princípio de Le Châtelier. Em termos quantitativos, o Mg²⁺ adicionado faz com que o quociente de reação seja maior do que o produto de solubilidade (Q > K_sp), e forma-se Mg(OH)₂ até que o quociente de reação seja novamente igual a K_sp. No novo equilíbrio, [OH^–] é menor e [Mg²⁺] é maior do que na solução de Mg(OH)₂ em água pura.

Se KOH for adicionado a uma solução saturada de Mg(OH)₂, a reação muda para a esquerda para aliviar o stress do ião OH^– adicional. Forma-se Mg(OH)₂ até que o quociente de reação seja novamente igual a K_sp. No novo equilíbrio, [OH^–] é maior e [Mg²⁺] é menor do que na solução de Mg(OH)₂ em água pura.

 Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 15.1: Precipitation and Dissolution.