Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Efeito do íon comum


O efeito do íon comum é um conceito importante na química. Refere-se à mudança no equilíbrio que ocorre quando um composto que possui um íon comum com a substância dissolvida é adicionado a uma solução. É uma aplicação específica do princípio de Le Chatelier, que afirma que se um sistema em equilíbrio for perturbado, ele se ajustará para contrariar a perturbação e restaurar um novo equilíbrio.

Compreendendo o conceito

O efeito do íon comum pode ser explicado por meio de vários exemplos e aplicações na química. É especialmente importante ao lidar com sais pouco solúveis e ácidos ou bases fracas. Antes de mergulharmos nos exemplos, vamos considerar os conceitos de equilíbrio envolvidos.

Noções básicas de equilíbrio químico

O equilíbrio químico ocorre quando as reações direta e inversa ocorrem na mesma taxa. Para uma reação geral:

A + B ⇌ C + D

A constante de equilíbrio (K_c) para a reação é definida como:

K_c = [C][D] / [A][B]

Agora, quando o íon comum é introduzido aos componentes deste estado de equilíbrio, ele afeta a posição do estado de equilíbrio ao alterar a concentração dos produtos ou reagentes.

Papel do efeito do íon comum

Quando um sal, que compartilha um íon comum com um soluto já presente na solução, é adicionado, a solubilidade do soluto diminui. Isso acontece porque o íon comum adicionado aumenta a concentração de íons de um lado da equação de equilíbrio. Como resultado, o equilíbrio se deslocará a favor da formação do lado do reagente para alcançar um novo equilíbrio.

Exemplo

Exemplo 1: Efeito do íon comum na solubilidade

Considere uma solução saturada de sulfato de cálcio (CaSO_4):

CaSO_4 (s) ⇌ Ca^{2+} (aq) + SO_4^{2-} (aq)

Agora, vamos adicionar outro composto, como sulfato de sódio (Na_2SO_4), que fornece uma fonte adicional de íons sulfato (SO_4^{2-}) na solução. O equilíbrio se deslocará para a esquerda de acordo com o princípio de Le Chatelier, resultando em uma solubilidade diminuída de CaSO_4.

CaSO₄ Na₂SO₄ Ca2+SO4

Exemplo 2: Efeito do íon comum com ácidos fracos

Considere o ácido acético (CH_3COOH) em água. A expressão de equilíbrio é:

CH_3COOH (aq) ⇌ CH_3COO^- (aq) + H^+ (aq)

Se o acetato de sódio (CH_3COONa) for adicionado à solução, ele se dissociará e fornecerá íons acetato adicionais (CH_3COO^-). Esta fonte adicional de íons acetato empurrará o equilíbrio para a esquerda, resultando em menos íons de hidrogênio sendo produzidos, o que diminuirá a acidez da solução.

CH₃COOH CH₃COONa CH₃COO⁻ + H⁺

Representação matemática

Para uma reação de equilíbrio geral envolvendo um íon comum, considere uma solução de um eletrólito fraco em água:

AB(s) ⇌ A^+ (aq) + B^- (aq)

Adicionar um eletrólito que compartilha um íon comum, digamos B^−, desloca o equilíbrio:

[B^-]_{inicial} rightarrow [B^-]_{novo} = [B^-]_{inicial} + [íon  comum]

Com um aumento em [B^-], o quociente de reação muda, e o sistema responde deslocando a posição de equilíbrio para manter K_c constante de acordo com a expressão da constante de equilíbrio. Isso indica uma diminuição na solubilidade do soluto.

Aplicações do efeito do íon comum

O efeito do íon comum possui muitas aplicações na química, incluindo:

  • Soluções tampão: Soluções tampão são capazes de resistir a mudanças de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. Isso ocorre porque contêm um ácido fraco (ou base) e sua base conjugada (ou ácido), que produzem um efeito de íon comum.
  • Precipitação de sais: É usado para precipitar sais ao adicionar um íon comum à solução, diminuindo assim a solubilidade do sal de maneira controlada.
  • Processos industriais: O efeito do íon comum é utilizado em uma variedade de processos industriais onde o controle de solubilidade e precipitação é importante, como no tratamento e purificação da água.

Conclusão

O efeito do íon comum é um conceito interessante e altamente relevante no campo da química, especialmente para aqueles que lidam com equilíbrio e química de soluções. Compreender este efeito proporciona uma visão sobre como a presença de um íon comum afeta a concentração de espécies em uma solução, o que, em última análise, afeta a solubilidade, o pH e a capacidade de controlar processos químicos.


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