Efeitos do ion comun

Prática 12 - DESLOCAMENTO DE EQULÍBRIO- EFEITO DO ÍON COMUM

1. Princípios básicos A formação de precipitados a partir de íons em solução, bem como a dissolução dos mesmos são operações comuns em laboratórios de análise quantitativa. Reações de precipitação são usadas tanto na identificação de íons como na separação de certos íons de tal modo que uns precipitam e outros permanecem em solução. Por esta razão, é importante considerar equilíbrios heterogêneos estabelecidos entre sólidos iônicos e íons em solução. Considere-se o que acontece quando se coloca BaSO4 sólido em água. O sal irá se dissolver até atingir uma solução saturada do mesmo. Neste estado, estabelece-se o seguinte equilíbrio:
BaSO4(s)  Ba2+ (aq) + SO42-(aq)
Cuja constante de equilíbrio é dada pela equação:

Onde [Ba2+] e [SO42-] representam as concentrações dos íons Ba2+ e SO42- em solução e [BaSO4(s)] representa a concentração do BaSO4 na fase sólida. A equação pode ser reescrita da seguinte forma:
[Ba2+][SO42-] = K [BaSO4(s)] Como a concentração de BaSO4 na fase sólida é constante, independente da quantidade de sólido presente segue-se que: Kso = [Ba2+ ][SO42-] Nesta expressão, a constante Kso é chamada “produto de solubilidade”. O produto [Ba2+].[SO42-] é chamado de produto iônico e será igual ao produto de solubilidade, Kso, quando tiver uma solução saturada em contato com excesso de BaSO4 sólido. Se o sólido estiver em contato com uma solução insaturada do sal, o produto iônico será menor que o produto de solubilidade. Nesse caso, o sal irá se dissolver até que o produto iônico se iguale ao produto de solubilidade. Por outro lado, em uma solução supersaturada de um sal em água, o produto iônico será maior que o produto de solubilidade. Neste caso, haverá precipitação até que o produto iônico seja igual ao produto de solubilidade. Numa solução saturada de BaSO4 tem-se que as concentrações de [Ba2+ ]=1,0x10-5 mol/L e [SO42-]=1,0x10-5