El efecto de iones comunes se usa para describir el efecto sobre un equilibrio que involucra una sustancia que agrega un ion que es parte del equilibrio.
Tabla de contenidos
Introducción
Los productos de solubilidad K sp son constantes de equilibrio en equilibrios heterogéneos (es decir, entre dos fases diferentes). Si hay varias sales en un sistema, todas se ionizan en la solución. Si las sales contienen un catión o anión común, estas sales contribuyen a la concentración del ion común. Las contribuciones de todas las sales deben incluirse en el cálculo de la concentración del ion común. Por ejemplo, una solución que contiene cloruro de sodio y cloruro de potasio tendrá la siguiente relación:
La consideración de balance de carga o balance de masa o ambos conducen a la misma conclusión.
Iones comunes
Cuando ( ce {NaCl} ) y ( ce {KCl} ) se disuelven en la misma solución, los iones ( mathrm {{ color {Green} Cl ^ -}} ) son comunes a ambas sales. En un sistema que contiene ( ce {NaCl} ) y ( ce {KCl} ), los iones ( mathrm {{ color {Green} Cl ^ -}} ) son iones comunes.
[ mathrm {NaCl rightleftharpoons Na ^ + + { color {Green} Cl ^ -}} ]
[ mathrm {KCl rightleftharpoons K ^ + + { color {Green} Cl ^ -}} ]
[ mathrm {CaCl_2 rightleftharpoons Ca ^ {2+} + { color {Green} 2 Cl ^ -}} ]
[ mathrm {AlCl_3 rightleftharpoons Al ^ {3+} + { color {Green} 3 Cl ^ -}} ]
[ mathrm {AgCl rightleftharpoons Ag ^ + + { color {Green} Cl ^ -}} ]
Por ejemplo, cuando ( ce {AgCl} ) se disuelve en una solución que ya contiene ( ce {NaCl} ) (en realidad ( ce {Na +} ) y ( ce {Cl -} ) iones), los iones ( ce {Cl -} ) provienen de la ionización de ambos ( ce {AgCl} ) y ( ce {NaCl} ). Por lo tanto, ( ce {[Cl-]} ) difiere de ( ce {[Ag +]} ). Los siguientes ejemplos muestran cómo se calcula la concentración del ion común.
Le Ch â Principio telier establece que si un equilibrio se desequilibra, la reacción cambiará para restablecer el equilibrio. Si se agrega un ion común a un equilibrio ácido débil o base débil, entonces el equilibrio se desplazará hacia los reactivos, en este caso el ácido débil o la base.
Efecto iónico común con ácidos y bases débiles
Agregar un ion común evita que el ácido débil o la base débil se ionicen tanto como lo haría sin el ion común agregado. El efecto iónico común suprime la ionización de un ácido débil al agregar más de un ion que es producto de este equilibrio.
Agregar un ion común a un sistema en equilibrio afecta la composición de equilibrio, pero no la constante de ionización.
El efecto iónico común de H 3 O + en la ionización del ácido acético
El efecto iónico común suprime la ionización de una base débil al agregar más de un ion que es producto de este equilibrio. Ahora considere el efecto iónico común de OH – en la ionización de amoníaco
Agregar el ion común de hidróxido desplaza la reacción hacia la izquierda para disminuir el estrés (de acuerdo con Le Ch â Telier’s Principio [ 19459024]), formando más reactivos. Esto disminuye el cociente de reacción, porque la reacción se empuja hacia la izquierda para alcanzar el equilibrio. La constante de equilibrio, K b = 1.8 * 10 -5 , no cambia. La reacción se pone fuera de balance, o equilibrio.
[Q_a = frac {[NH_4 ^ +] [OH ^ -]} {[NH_3]} ]
Al principio, cuando se agrega más hidróxido, el cociente es mayor que la constante de equilibrio. La reacción luego se desplaza hacia la derecha, haciendo que el denominador aumente, disminuyendo el cociente de reacción y tirando hacia el equilibrio y haciendo que Q disminuya hacia K.
Efecto iónico común sobre la solubilidad
Cuando se agrega un compuesto iónico ligeramente soluble al agua, parte de él se disuelve para formar una solución, estableciendo un equilibrio entre el sólido puro y una solución de sus iones. Para la disolución del fosfato de calcio, uno de los dos componentes principales de los cálculos renales, el equilibrio se puede escribir de la siguiente manera, con la sal sólida a la izquierda:
Como descubrirá en cursos de química más avanzados, aniones básicos, como S 2− , PO 4 3− y CO 3 2− , reacciona con agua para producir OH – y el anión protonado correspondiente. En consecuencia, sus molaridades calculadas, suponiendo que no haya protonación en solución acuosa, son solo aproximadas. La constante de equilibrio para la disolución de una sal escasamente soluble es el producto de solubilidad ( K sp ) de la sal. Debido a que la concentración de un sólido puro como Ca 3 (PO 4 ) 2 es una constante, no aparece explícitamente en la expresión constante de equilibrio. La expresión de equilibrio constante para la disolución de fosfato de calcio es, por lo tanto,
A 25 ° C y pH 7.00, (K_ {sp} ) para fosfato de calcio es 2.07 × 10 −33 , lo que indica que las concentraciones de Ca 2 [19459026 ] + y PO 4 3− los iones en solución que están en equilibrio con fosfato de calcio sólido son muy bajos. Los valores de K sp para algunas sales comunes varían dramáticamente para diferentes compuestos (Tabla E3). Aunque (K_ {sp} ) no es una función del pH en la [Ecuación ( ref {17.4.2a} ) , los cambios en el pH pueden afectar la solubilidad de un compuesto.
La expresión del producto de solubilidad nos dice que las concentraciones de equilibrio del catión y el anión están inversamente relacionadas. Es decir, a medida que aumenta la concentración del anión, la concentración máxima del catión necesaria para que ocurra la precipitación disminuye, y viceversa, de modo que (K_ {sp} ) es constante. En consecuencia, la solubilidad de un compuesto iónico depende de las concentraciones de otras sales que contienen los mismos iones. Esta dependencia es otro ejemplo del efecto iónico común donde la adición de un catión o anión común desplaza un equilibrio de solubilidad en la dirección predicha por el principio de Le Châtelier. Como resultado, la solubilidad de cualquier sal escasamente soluble se reduce casi siempre por la presencia de una sal soluble que contiene un ion común.
Considere, por ejemplo, el efecto de agregar una sal soluble, como CaCl 2 , a una solución saturada de fosfato de calcio [Ca 3 (PO 4 [ 19459009]) 2 ]. Hemos visto que la solubilidad de Ca 3 (PO 4 ) 2 en agua a 25 ° C es 1.14 × 10 −7 M ( K sp = 2,07 × 10 −33 ). Por lo tanto, una solución saturada de Ca 3 (PO 4 ) 2 en agua contiene
(3 veces (1.14 veces 10 ^ {- 7} ; M) = 3.42 veces 10 ^ {- 7} M ; de ; Ca ^ {2 +} )
(2 veces (1.14 veces 10 ^ {- 7} M) = 2.28 veces 10 ^ {- 7} M ; de ; PO_4 ^ {3 -} )
según la estequiometría mostrada en Ecuación ( ref {17.4.2a} ) (descuidando la hidrólisis para formar HPO 4 2− ). Si se agrega CaCl 2 a una solución saturada de Ca 3 (PO 4 ) 2 , el Ca 2 [19459027 ] + la concentración de iones aumentará de tal manera que [Ca 2 + ]> 3,42 × 10 −7 M, haciendo Q > K sp . La única forma en que el sistema puede volver al equilibrio es que la reacción en Ecuación ( ref {17.4.2a} ) proceda a la izquierda, lo que resulta en la precipitación de Ca 3 (PO 4 ) 2 . Esto disminuirá la concentración de Ca 2 + y PO 4 3− hasta Q = [19459006 ] K sp .
