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Efeito do íon comum

Química

O efeito do íon comum é caracterizado pelo deslocamento do equilíbrio químico de uma reação para o lado esquerdo, em virtude da adição de um íon já existente no sistema.
Quando adicionamos uma solução que contém um íon já existente na outra solução, acontece o efeito do íon comum
Quando adicionamos uma solução que contém um íon já existente na outra solução, acontece o efeito do íon comum
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Definição conceitual de efeito do íon comum

Em uma solução saturada de cloreto de prata (AgCl), por exemplo, a equação da dissociação iônica desse sal em meio aquoso é dada abaixo:

AgCl(s) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq)

Se adicionarmos a essa solução saturada uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl), poderemos observar a formação de um precipitado de cloreto de prata, pois, conforme dito, a solução estará saturada, portanto, já possuirá a quantidade máxima de AgCl que pode ser dissolvida nesse volume de água e em temperatura ambiente.

O mesmo podemos falar dos íons Ag+(aq) e Cl-(aq); eles possuíam as maiores concentrações em mol/L possíveis.

A dissociação do HCl em meio aquoso é dada pela equação a seguir:

HCl(aq) ↔ H+(aq) + Cl-(aq)

Observe que o íon cloreto (Cl-(aq)) é o íon comum ao equilíbrio. Desse modo, quando se adiciona o HCl, aumenta-se a concentração de Cl-(aq). Segundo o princípio de Le Chatelier:

Definição do princípio de Le Chatelier

Isso significa que com a adição de íons cloreto, eles ficarão em excesso no sistema, o que favorecerá o deslocamento do equilíbrio para o sentido de consumi-los, ou seja, no sentido da reação para a esquerda, da reação inversa, ocorrendo a formação de precipitado AgCl(s).

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É importante ressaltar que o efeito do íon comum só afeta o deslocamento de uma reação em equilíbrio, mas não altera a constante de equilíbrio (Kc), desde que a temperatura seja mantida constante, pois ela só é afetada por uma mudança na temperatura.

Além disso, o pH da solução também pode ser alterado: como o equilíbrio é deslocado para a esquerda, diminui-se o grau de ionização do ácido ou da base.

Por exemplo, se adicionarmos acetato de sódio (NaCH3COO) numa solução aquosa de ácido acético diluído (CH3COOH), o deslocamento do equilíbrio será para a esquerda, pois o íon comum, no caso, é o íon acetato (CH3COO-(aq)). Esses íons terão que ser consumidos, formando-se ácido não ionizado.

Veja como isso ocorre analisando separadamente a dissociação do acetato de sódio e do ácido acético:

  • NaCH3COO(s) ↔ Na+(aq) + CH3COO-(aq)
  • CH3COOH(aq) ↔ H+(aq) + CH3COO-(aq)

Veja que como o íon acetato é o íon comum, o deslocamento do equilíbrio faz com que eles sejam consumidos e que o grau de ionização do ácido acético diminua. Portanto, o efeito do íon comum provoca a diminuição da concentração de íons H+(aq), aumentando o valor do pH.

O efeito do íon comum explica importantes processos químicos e físicos


Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:

FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Efeito do íon comum"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/efeito-ion-comum.htm. Acesso em 24 de agosto de 2019.

Lista de Exercícios
Questão 1

(UERJ) A água sanitária é um agente desinfetante que contém a substância hipoclorito de sódio. A equação química a seguir representa o equilíbrio do íon hipoclorito com o ácido hipocloroso, um agente desinfetante ainda mais eficiente.

Em um processo de limpeza, quantidades iguais de água sanitária foram adicionadas a volumes iguais de líquidos com diferentes valores de pH a 25 ºC, de acordo com a tabela.

O líquido no qual a água sanitária apresenta maior ação desinfetante é o de número:

a) 1

b) 2

c) 3

d) 4

Questão 2

(UFC) A aplicação do princípio de Le Chatelier possibilita o controle da direção e da extensão de uma determinada reação química. Um exemplo típico é o equilíbrio entre as formas rosa e azul dos íons cobalto.

Assinale a alternativa que apresenta uma ação sobre o sistema que favorece a formação da solução de cor azul.

a) Diminuição da concentração de Cl.

b) Diminuição da temperatura.

c) Diluição da solução.

d) Aumento da concentração de água.

e) Adição de cloreto de sódio aquoso.

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