Dans une solution saturée de chlorure d'argent (AgCl), par exemple, l'équation de la dissociation ionique de ce sel en milieu aqueux est donnée ci-dessous :
AgCl(s) Ag+(ici) + Cl-(ici)
Si l'on ajoute une solution aqueuse d'acide chlorhydrique (HCl) à cette solution saturée, on peut observer la formation d'un précipité de chlorure d'argent, car, comme dit, la solution sera saturée, par conséquent, elle aura déjà la quantité maximale d'AgCl qui peut être dissoute dans ce volume d'eau et à température environnement.
On peut en dire autant des ions Ag+(ici) et Cl-(ici); ils avaient les concentrations mol/L les plus élevées possibles.
La dissociation de l'HCl en milieu aqueux est donnée par l'équation suivante :
HCl(ici) H+(ici) + Cl-(ici)
Remarquerez que l'ion chlorure (Cl-(ici)) est l'ion commun à équilibrer. Ainsi, lorsque le HCl est ajouté, la concentration en Cl est augmentée.-(ici). Selon le principe du Chatelier:
Cela signifie qu'avec l'ajout d'ions chlorure, ils seront en excès dans le système, ce qui il favorisera le passage de l'équilibre au sens de leur consommation, c'est-à-dire dans le sens de la réaction à gauche, de la réaction inverse, aboutissant à la formation de précipité d'AgCl(s).
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Il est important de noter que l'effet ionique commun n'affecte que le déplacement d'une réaction d'équilibre, mais ne change pas la constante d'équilibre (Kç), tant que la température est maintenue constante car elle n'est affectée que par un changement de température.
Par ailleurs, le pH de la solution peut également être modifié: lorsque la balance est décalée vers la gauche, le degré d'ionisation de l'acide ou de la base diminue.
Par exemple, si nous ajoutons de l'acétate de sodium (NaCH3COO) dans une solution aqueuse d'acide acétique dilué (CH3COOH), le décalage d'équilibre sera vers la gauche, puisque l'ion commun, dans ce cas, est l'ion acétate (CH3ROUCOULER-(ici)). Ces ions devront être consommés, formant de l'acide non ionisé.
Voyez comment cela se produit en analysant séparément la dissociation de l'acétate de sodium et de l'acide acétique :
- NaCH3ROUCOULER(s) Dans+(ici) + CH3ROUCOULER-(ici)
- CH3COOH(ici) H+(ici) + CH3ROUCOULER-(ici)
Voir comment l'ion acétate est l'ion commun, le changement d'équilibre entraîne leur consommation et la diminution du degré d'ionisation de l'acide acétique. Par conséquent, l'effet ionique commun provoque une diminution de la concentration des ions H+(ici), augmenter la valeur du pH.
L'effet ionique commun explique d'importants processus chimiques et physiques
Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie
Souhaitez-vous référencer ce texte dans un travail scolaire ou académique? Voir:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. « Effet ionique commun »; École du Brésil. Disponible en: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/efeito-ion-comum.htm. Consulté le 28 juin 2021.
Chimie
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