EFEITO IÓNICO GERAL

EFEITO DO ÍON COMUM

Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), ele aumentará a concentração da substância que apresenta o mesmo íon. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.

Veja o exemplo a seguir:

De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.

Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:

- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o excesso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.

- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH-(aq) é o íon não comum ao equilíbrio.

Constante de dissociação ácido- base

Quando um ácido fraco ou uma base fraca se dissolve em água, ocorre uma dissociação parcial. Portanto, para o ácido nitroso, podemos escrever:

HNO2 + H2O ↔ H3O+ + NO2-

K_a= ([H_3 O^+ ]*[NO2^-])/([HNO_2])

Em que Ka é a constante de dissociação do ácido para o ácido nitroso. De maneira análoga, a constante de dissociação da base para amônia é:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

K_b= (〖[NH4〗^+]*[〖OH〗^-])/([〖NH〗_3])

É possível obsevar que [H2O] não aparece no denominador nas duas equações porque a concentração da água é tão grande em relação ao ácido fraco ou a da base, que a dissociação não altera a [H2O] de maneira significativa.

Constante de dissociação para pares Ácido- Base conjugados

Considere a expressão da constante de dissociação da base para a amônia e a expressão da constante de dissociação para o seu ácido conjugado, o íon amônio:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- K_b=([〖NH4〗^+ ]*[ 〖OH〗^-])/([NH3])

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ K_a= ([NH3]*[H_3 O^+])/(〖[NH4〗^+])

A multiplicação de uma expressão da constante de equilíbrio pela outra gera

Ka*Kb = [H3O+]*[OH-]

Mas,

Kw = [H3O+]*[OH-]

E portanto

Kw = Ka*Kb