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16.1:

Efeito de Íon Comum

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Chemistry
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Common Ion Effect

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O ácido acético, um ácido fraco, parcialmente se dissocia numa solução para produzir íons hidrônicos e de acetato, enquanto os seus sais, acetato de sódio, dissociam-se completamente para produzir íons de sódio e acetato. Tanto o ácido acético como o ácido acético e o acetato de sódio têm o íon acetato em comum. Quando o acetato de sódio é adicionado a uma solução de ácido acético, aumenta a concentração total de íons de acetato e perturba o equilíbrio.Para contrabalançar a alteração, o equilíbrio dos deslocamentos para a esquerda causa a produção de ácido acético até o equilíbrio ser restabelecido. Neste caso, a presença do íon comum resulta na diminuição da dissociação de um composto. Este fenómeno é conhecido como o efeito iónico comum.O efeito iónico comum pode ser explicado com a ajuda do princípio de Le Châtelier, que afirma que uma alteração na concentração dos reagentes ou produtos em equilíbrio irá fazer com que o sistema se desloque numa direção que contrabalança a alteração. O pH de uma solução de amoníaco de 0, 050 molar é de 10, 97. Se 0, 040 molar de cloreto de amónio for adicionado à solução, o novo pH pode ser determinado utilizando a dissociação da base constante de amoníaco e uma tabela ICE.O cloreto de amónio ioniza completamente para produzir 0, 040 molar de ambos os molares de amónio e íons de cloreto. Como os íons de cloreto têm pH-neutro, podem ser ignorados. A amónia dissocia-se parcialmente para produzir íons de amónio e hidróxido.O Kb para esta reação é de 1.76 10⁻⁵ e é igual à concentração de amoníaco vezes a concentração de hidróxido dividido pela concentração do amoníaco. Os valores para a alteração Inicial e a concentração de equilíbrio são colocados na tabela do ICE, com alterações na concentração denotada por x. Devido ao pequeno valor de x, 0, 050 menos x é aproximadamente igual a 0, 050, e 0, 040 mais x é aproximadamente igual a 0, 040, que pode ser verificado mais tarde pela regra dos 5%A substituição destes valores na expressão para Kb, x é igual a 2, 2 10-⁵ molar.A aproximação é válida como a concentração de hidróxidos é menos de 5 0, 040 molar. O pOH e o pH da solução pode ser calculado utilizando as equações padrão sendo igual 4, 66 e 9.34, respetivamente. Por conseguinte, a presença do íon comum, o íon de amónio, as causas diminuíram a dissociação do amoníaco e assim reduz o pH da solução de 10.97 para 9.34.

16.1:

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:

Eq1

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:

Eq1

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:

Eq1

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 > Ksp), e forma-se Mg(OH)2 até que o quociente de reação seja novamente igual a Ksp. 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 Ksp. 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.