Adição de Íon Comum e Não-Comum - Me Salva! Resumos e Apostilas

Apesar do nome parecer complicado, esse conceito corresponde a apenas uma aplicação do Princípio de Le Chatelier. De acordo com ele:

Quando um sistema em equilíbrio sofre uma pertubação causada por um agente externo, ele se desloca, procurando minimizar o efeito do fator aplicado.

Então, se temos, por exemplo, uma solução de ácido acético em equilíbrio:

Em que adicionamos o sal acetato de sódio, derivado do próprio ácido (lembre-se a dissociação de sais em água é total, pois tratam-se de compostos iônicos):

Observaremos, nesse caso, um aumento na concentração de íons (CH₃COO)^– em solução, ou seja, uma perturbação no sistema que estava inicialmente em equilíbrio. Consequentemente, o equilíbrio de ionização será deslocado no sentido dos reagentes. O mesmo efeito seria reparado em uma solução de base fraca se a ela fosse adicionado um sal da própria base.

Assim, podemos dizer que:

O acréscimo de um íon comum a um ácido ou base em solução diminui o seu grau de ionização.

No entanto, note que o efeito do íon comum não é restrito a equilíbrios iônicos. Sempre que for adicionado um íon comum a uma solução que está em equilíbrio, ele será deslocado de acordo com o princípio de Le Chatelier.

Efeito do Íon Não Comum

O deslocamento do equilíbrio iônico pode ocorrer também pela adição de um íon que reaja com um dos participantes do equilíbrio. Nesse caso, haveria uma diminuição da concentração do íon que reagiu. Então ocorreria, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, o deslocamento do equilíbrio na direção da formação dele.

Note que a reação do sistema nessa situação é a mesma no caso em que um dos componentes em equilíbrio é retirado, que foi comentado no capítulo 3 da apostila de Equilíbrio Químico. Por exemplo, se temos uma solução com o equilíbrio:

E adicionamos uma base iônica qualquer, que sofre dissociação iônica:

Os íons (OH)^– da base neutralizarão os íons H⁺ do ácido segundo a reação:

O efeito no equilíbrio nesse caso é equivalente à retirada de H⁺ do primeiro equilíbrio: conforme o princípio de Le Chatelier, ocorrerá deslocamento para a direita (lado dos produtos). Em outras palavras, a dissociação do ácido aumentará.

Outro exemplo é o equilíbrio entre o íon cromato (CrO₄)^-2, de cor amarela, e o íon dicromato (Cr₂O₇)^-2, cujo tom é alaranjado:

A adição de qualquer ácido de Arrhenius – espécie que libera H+ em solução aquosa – a uma solução em que exista esse equilíbrio desloca-o para a direita, pois ocorre o efeito do íon comum. Nessa circunstância, veremos a solução tornar-se alaranjada.

Por outro lado, a introdução de uma base de Arrhenius – espécie que libera (OH)^– em solução aquosa – faz com que o equilíbrio se desloque no sentido de (CrO₄)^-2, pois ocorre o efeito do íon não comum (reação de neutralização do H⁺ pelo (OH)^–, formando H₂O). Nessa conjuntura, observaremos a solução adquirir tom amarelo.

Efeito do Íon Não Comum

Para saber mais, veja também: