In een verzadigde oplossing van zilverchloride (AgCl), bijvoorbeeld, wordt de vergelijking voor de ionische dissociatie van dit zout in een waterig medium hieronder gegeven:
AgCl(en) Ag+(hier) + Cl-(hier)
Als we een waterige oplossing van zoutzuur (HCl) aan deze verzadigde oplossing toevoegen, kunnen we de vorming van een neerslag van zilverchloride waarnemen, omdat, zoals gezegd, de oplossing zal verzadigd zijn, daarom heeft deze al de maximale hoeveelheid AgCl die kan worden opgelost in dit volume water en bij temperatuur milieu.
Hetzelfde kan gezegd worden van de Ag-ionen+(hier) en Cl-(hier); ze hadden de hoogst mogelijke mol/L-concentraties.
De dissociatie van HCl in waterige media wordt gegeven door de volgende vergelijking:
HCl(hier) H+(hier) + Cl-(hier)
Let erop dat het chloride-ion (Cl-(hier)) is het gemeenschappelijke ion om in evenwicht te brengen. Dus wanneer het HCl wordt toegevoegd, wordt de Cl-concentratie verhoogd.-(hier). Volgens de principe van Le Chatelier:
Dit betekent dat met de toevoeging van chloride-ionen ze in overmaat in het systeem zullen zijn, wat: het zal de verschuiving van evenwicht naar de richting van het consumeren ervan bevorderen, dat wil zeggen, in de richting van de reactie naar links, van de inverse reactie, resulterend in de vorming van AgCl-precipitaat(en).
Niet stoppen nu... Er is meer na de reclame ;)
Het is belangrijk op te merken dat het gemeenschappelijke ion-effect alleen de verplaatsing van een evenwichtsreactie beïnvloedt, maar verandert de evenwichtsconstante niet (Kç), zolang de temperatuur constant wordt gehouden, omdat deze alleen wordt beïnvloed door een verandering in temperatuur.
Verder, de pH van de oplossing kan ook worden gewijzigd: naarmate de balans naar links wordt verschoven, neemt de mate van ionisatie van het zuur of de base af.
Als we bijvoorbeeld natriumacetaat (NaCH3COO) in een waterige oplossing van verdund azijnzuur (CH3COOH), zal de evenwichtsverschuiving naar links zijn, aangezien het gemeenschappelijke ion in dit geval het acetaat-ion is (CH3COO-(hier)). Deze ionen zullen moeten worden verbruikt, waarbij niet-geïoniseerd zuur wordt gevormd.
Bekijk hoe dit gebeurt door de dissociatie van natriumacetaat en azijnzuur afzonderlijk te analyseren:
- NaCH3COO(en) In+(hier) + CH3COO-(hier)
- CH3COOH(hier) H+(hier) + CH3COO-(hier)
Zie dat hoe het acetaat-ion is het gemeenschappelijke ionDoor de verschuiving in de balans worden ze geconsumeerd en neemt de mate van ionisatie van azijnzuur af. Daarom veroorzaakt het gemeenschappelijke ion-effect een afname van de concentratie van H-ionen+(hier), verhoging van de pH-waarde.
Het gemeenschappelijke ioneneffect verklaart belangrijke chemische en fysische processen
Door Jennifer Fogaça
Afgestudeerd in scheikunde
Wil je naar deze tekst verwijzen in een school- of academisch werk? Kijken:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Gemeenschappelijk Ion-effect"; Braziliaanse School. Beschikbaar in: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/efeito-ion-comum.htm. Betreden op 28 juni 2021.
Chemie
Test je kennis en leer meer met deze lijst met opgeloste oefeningen over chemische balansen. Door dit materiaal zul je beter kunnen begrijpen hoe je evenwichtsconstanten (Kp, Kc en Ki), evenwichtsverschuiving, pH en pOH, evenals evenwicht in zogenaamde bufferoplossingen kunt bewerken.
