Vogel: Análise Química Quantitativa
2.15 Efeito de íon comum
de eletrólitos fracos, então, uma certa quantidade de soluto passa para a
solução até que o produto de solubilidade seja alcançado ou, se isso não for
possível, até que todo o soluto se dissolva.
2.15 Efeito de íon comum
Se um eletrólito forte, um sal, por exemplo, é adicionado a uma solução de
um eletrólito fraco, escolhido de modo que um dos íons em que ele se
dissocia em solução também seja um dos íons do sal, o grau de dissociação
do eletrólito forte diminui. Esse efeito é chamado de efeito de íon comum.
Alguns exemplos são dados a seguir. Em geral o efeito é pequeno, se a
concentração total do íon comum for ligeiramente maior do que a
concentração de íons que o composto original forneceria isoladamente. No
entanto, se a concentração do íon comum aumentar muito, por exemplo,
pela adição de um sal completamente ionizado, o efeito é muito grande. Um
efeito de íon comum muito grande pode ser de importância prática
considerável. Na verdade, o efeito pode ser um método útil para o controle
da concentração de íons liberados por um eletrólito fraco.
Exemplo 2.8
Calcule a concentração de íon sulfeto em uma solução 0,25 M de ácido
clorídrico saturada com sulfeto de hidrogênio.
Escolhemos 0,25 M porque é nesta concentração que os sulfetos de certos
metais pesados são usualmente precipitados. A concentração total de sulfeto
de hidrogênio pode ser tomada como aproximadamente igual à
concentração de sulfeto em água saturada de H + S, isto é, 0,1 M. [H] é igual
2
à concentração de HCl completamente dissociado, isto é, 0,25 M, mas [S 2–]
será menor do que 1 × 10–14 (veja Exemplo 2.1). Usando as reações [2.4] e
[2.5], temos que
Assim, mudando a acidez de 1,0 × 10 –4 M (em água saturada de H S) para
2
0,25 M, a concentração de íons sulfeto é reduzida de 1 × 10 –14 – para 1,6 × 10
21 –1 mol·l.
Exemplo 2.9
Que efeito sobre o grau de dissociação tem a adição de 0,1 mol de acetato
de sódio anidro a 1 litro de ácido acético?
A constante de dissociação do ácido acético, em 25°C, é igual a 1,75 × 10–5
mol·l–1 e o grau de dissociação pode ser obtido pela equação quadrática
Como α é pequeno, pode ser desprezado em (1 – α), e
Assim, em ácido acético 0,1 M, [H+ – ] é igual a 0,00132, [CH COO] =
3
0,00132, e
[CH –1 COOH] = 0,0987 mol · l
3
As concentrações dos íons sódio e acetato produzidos pela adição do
acetato de sódio completamente dissociado são
[Na+ –1 –1 ] = 0,1 [CH COO ] = 0,1 mol · l
3
Os íons acetato do sal tendem a reprimir a ionização do ácido acético e,
conseqüentemente, a concentração do íon acetato dele diretamente
derivado. Assim, podemos escrever [CH – COO] = 0,1 para a solução e, se
3
α′ é o novo grau de dissociação, então [H+] = α′c = 0,1α′ e [CH COOH] = (1
3
– α′)c = 0,1, porque α′ é muito pequeno.
Substituindo estes valores na equação da ação das massas:
A adição de 0,1 mol de acetato de sódio a uma solução 0,1 M de ácido
acético reduz o grau de ionização de 1,32% para 0,018% e a concentração
de íons hidrogênio de 0,00132 para 0,000018 mol·l–1.
Exemplo 2.10
Que efeito tem a adição de 0,5 mol de cloreto de amônio a um litro de uma
solução 0,1 M de amônia em água sobre o grau de dissociação da base?
(Constante de dissociação de NH –5 –1 em água = 1,8 × 10 mol·l)
3
Em amônia 0,1 M, – Logo, [OH] =
0,00135, –1 = 0,00135 e [NH ] = 0,0986 mol·l. Seja α′ o grau de
3
ionização na presença do cloreto de amônio. Então, [OH–] = α′c = 0,1α′ e
[NH3] (1 – α′)c = 0,1, porque α′ é muito pequeno. A adição do cloreto de amônio completamente ionizado diminui necessariamente o derivado
da base e aumenta [NH ]. Em primeira aproximação, = 0,5. 3
Substituindo os valores na equação: