Efeito do Íon Comum

Às vezes, temos que precipitar um íon de um sal pouco solúvel. Por exemplo, íons de metais pesados em água são removidos de estações de tratamento precipitados na forma de hidróxidos. Entretanto, como os íons estão em equilíbrio dinâmico com o sal sólido, alguns íons mais pesados permanecem em solução.

O princípio de Le Chatelier diz que, se adicionarmos um segundo sal ou um ácido que fornece um dos mesmos íons (íon comum) a uma solução saturada de um sal, então o equilíbrio tende a se ajustar, diminuindo a concentração dos íons adicionados.

Em outras palavras, a solubilidade do sal original decresce e ele precipita. Pode-se concluir que a adição de íons OH^-, em excesso, à água deveria precipitar mais íons dos metais pesados na forma de hidróxidos.

A diminuição de solubilidade provocada pela adição de um íon comum é chamada de efeito do íon comum.

Entendendo quantitativamente o efeito do íon comum, tem-se que determinar como a mudança de concentração de um dos íons afeta o produto de solubilidade. Suponha uma solução saturada de AgCl em água:

                           K_ps = [Ag⁺] [Cl^-]

K_ps = 1,6 x 10^-10, à 25°C, e solubilidade molar de AgCl em água é 1,3 x 10^-5 mol L^-1. Ao adicionar, NaCl à solução, a concentração dos íons Cl^- aumenta.

Para que constante de equilíbrio permaneça constante, a concentração de íons Ag⁺ deve diminuir. Como existe, agora, menos Ag⁺ em solução, a solubilidade de AgCl é menor em uma dada solução de NaCl do que em água pura.