In una soluzione satura di cloruro d'argento (AgCl), ad esempio, l'equazione per la dissociazione ionica di questo sale in un mezzo acquoso è riportata di seguito:
AgCl(S) Ag+(Qui) + Cl-(Qui)
Se a questa soluzione satura aggiungiamo una soluzione acquosa di acido cloridrico (HCl), possiamo osservare la formazione di un precipitato di cloruro d'argento, perché, come detto, la soluzione sarà satura, quindi avrà già la massima quantità di AgCl che può essere disciolta in questo volume d'acqua e alla temperatura ambiente.
Lo stesso si può dire degli ioni Ag+(Qui) e Cl-(Qui); avevano le più alte concentrazioni mol/L possibili.
La dissociazione di HCl in mezzo acquoso è data dalla seguente equazione:
HCl(Qui) H+(Qui) + Cl-(Qui)
Notare che lo ione cloruro (Cl-(Qui)) è lo ione comune da bilanciare. Pertanto, quando viene aggiunto l'HCl, la concentrazione di Cl viene aumentata.-(Qui). Secondo il principio di Le Chatelier:
Ciò significa che con l'aggiunta di ioni cloruro, saranno in eccesso nel sistema, il che favorirà il passaggio dall'equilibrio alla direzione del loro consumo, cioè nella direzione della reazione a sinistra, della reazione inversa, con formazione di precipitato AgCl(S).
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È importante notare che l'effetto ionico comune influisce solo sullo spostamento di una reazione di equilibrio, ma non cambia la costante di equilibrio (Kç), fintanto che la temperatura è mantenuta costante in quanto è influenzata solo da una variazione di temperatura.
Inoltre, anche il pH della soluzione può essere modificato: spostando l'equilibrio verso sinistra, diminuisce il grado di ionizzazione dell'acido o della base.
Ad esempio, se aggiungiamo acetato di sodio (NaCH3COO) in una soluzione acquosa di acido acetico diluito (CH3COOH), lo spostamento dell'equilibrio sarà verso sinistra, poiché lo ione comune, in questo caso, è lo ione acetato (CH3COO-(Qui)). Questi ioni dovranno essere consumati, formando acido non ionizzato.
Guarda come ciò accade analizzando separatamente la dissociazione dell'acetato di sodio e dell'acido acetico:
- NaCH3COO(S) in+(Qui) + CH3COO-(Qui)
- CH3COOH(Qui) H+(Qui) + CH3COO-(Qui)
Guarda come lo ione acetato è lo ione comune, lo spostamento dell'equilibrio ne provoca il consumo e la diminuzione del grado di ionizzazione dell'acido acetico. Pertanto, l'effetto ionico comune provoca una diminuzione della concentrazione di ioni H+(Qui), aumentando il valore del pH.
Il comune effetto ionico spiega importanti processi chimici e fisici
di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica
Vorresti fare riferimento a questo testo in un lavoro scolastico o accademico? Guarda:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Effetto Ione Comune"; Scuola Brasile. Disponibile in: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/efeito-ion-comum.htm. Consultato il 28 giugno 2021.
Chimica
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