Íon Comum, Íon Não Comum e Lei de Diluição de Otswald

Esse é um dos capítulos que vai trazer muito conceito específico.

No fim das contas, tudo que esse capítulo trará será muito mais conhecimento teórico do que cálculo, aplicado de uma forma específica para o equilíbrio iônico.

Alguns dos conceitos parecerão até repetidos, pois já foram abordados de forma mais genérica nos capítulos anteriores.

Portanto, é um capítulo que vale a pena ser lido ao menos uma vez, mesmo que não seja cobrado tanto.

Ele é capaz de esclarecer algumas dúvidas que os alunos costumam ter dentro do assunto e, principalmente, justificar fenômenos do cotidiano.

Por que colocar limão no peixe diminui o cheiro forte dele? Por que o refrigerante desgasta o esmalte dos dentes?

Essas e outras são as aplicações do dia a dia que vamos ver nesse capítulo, que é o que costuma ser cobrado em provas.

1. Efeito do Íon Comum

Imagine o seguinte cenário: você colocou ácido clorídrico (HCl) em água e esperou a reação chegar no equilíbrio.

$HCl (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + Cl^{-} (aq)$

Após o equilíbrio ser alcançado, eu adicionei nessa solução um sal NaCl. O NaCl, em água, tende a dissociar, acontecendo a seguinte reação:

$NaCl (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} Na^{+} (aq) + Cl^{-} (aq)$

O HCl já estava em equilíbrio com seus íons, de boa.

Quando eu adicionei NaCl, eu aumentei a concentração de Cl- (aq) na solução.

Como vimos no capítulo de deslocamento de equilíbrio, se eu aumento a concentração de um produto, eu vou deslocar o meu equilíbrio no sentido inverso.

$HCl (aq) \underset{\textcolor{red}{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + Cl^{-} (aq) \uparrow$

Logo, ao adicionar um íon que já existe (íon comum), você desloca o equilíbrio no sentido inverso.

O sentido inverso significa reduzir a concentração dos íons e aumentar a concentração das moléculas, portanto, você desfavorece/diminui a ionização (ou dissociação).

Essa é a moral da história, o íon comum dificulta a ionização por Le Chatelier.

Percebe que esse conceito já foi discutido no capítulo de Deslocamento de Equilíbrio, ele só ganhou um novo nome por ser um equilíbrio iônico agora, né?

Mas o princípio é o mesmo, então fique tranquilo!

2. Efeito do Íon Não Comum

Imagine agora o seguinte cenário: você colocou hidróxido de sódio (NaOH) em água e esperou a reação chegar no equilíbrio.

$NaOH (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} Na^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$

Após o equilíbrio ser alcançado, eu adicionei nessa solução um ácido HCl. O HCl, em água, tende a ionizar, acontecendo a seguinte reação:

$HCl (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + Cl^{-} (aq)$

O NaOH já estava em equilíbrio com seus íons, de boa.

Quando eu adicionei HCl, eu não acrescentei nenhum íon que já existia, mas eu acrescentei um íon que reage com um já existente: o H+ com o OH-.

$H^{+} + OH^{-} (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H_2O (l)$

Com essa nova reação acontecendo, a concentração de H+ tende a diminuir.

E, como vimos no capítulo de deslocamento de equilíbrio, se eu diminuo a concentração de um produto, eu vou deslocar o meu equilíbrio no sentido direto.

$NaOH (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\textcolor{red}{1}}{\rightleftharpoons}} Na^{+} (aq) + OH^{-} (aq) \downarrow$

Logo, ao adicionar um íon que ainda não existe, mas que reage com um existente (íon não comum), você desloca o equilíbrio no sentido direto.

O sentido direto significa aumentar a concentração dos íons e diminuir a concentração das moléculas, portanto, você favorece/aumenta a dissociação (ionização).

Essa é a moral da história, o íon não comum aumenta a ionização por Le Chatelier.

Mesma coisa que já vimos também no capítulo de Deslocamento de Equilíbrio, com uma nova roupagem. Falei que era fácil esse capítulo.

3. Aplicações do Efeito do Íon Comum e do Íon Não Comum no Cotidiano

Agora que a gente entendeu o que são os efeitos do íon comum e do íon não comum, vamos ver como isso aparece na vida real.

A química do limão no peixe

Você já reparou que é muito comum espremer limão no peixe? Além do sabor, tem uma razão química por trás disso!

O que dá o cheiro forte de peixe são substâncias chamadas aminas — compostos orgânicos com caráter básico. 

Vou te mostrar a reação de um dos compostos básicos, responsáveis pelo cheiro do peixe, em água:

$H_3C-NH_2 (g) + H_2O (l) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H_3C-NH_3^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$

Quando você coloca suco de limão (que é ácido), acontece uma reação entre o $H^{+}$ do ácido do limão e o $OH^{-}$ da base (amina) presente no peixe.

Desse jeito, o $OH^{-}$ é consumido nos produtos e força a reação a se deslocar no sentido direto para compensar essa perda. 

Isso é o efeito do íon não comum!

Se a amina é deslocada no sentido direto, a ionização aumenta e a amina gasosa responsável pelo cheiro (reagente) é cada vez mais consumida.

$H_3C-NH_2 (g) + H_2O (l) \underset{\text{2}}{\overset{\textcolor{red}{1}}{\rightleftharpoons}} H_3C-NH_3^{+} (aq) + OH^{-} (aq) \downarrow$

Moral da história: o limão reduz o cheiro forte do peixe porque aumenta a ionização da amina, reduzindo sua concentração (íon não comum).

A química do refrigerante e o desgaste dos dentes

Outro exemplo importante — e que envolve a sua saúde — é o caso dos refrigerantes.

Eles são bebidas ácidas, contendo ácido fosfórico (H₃PO₄) ou ácido carbônico (H₂CO₃). Isso explica por que têm pH baixo.

Independentemente do ácido, o que importa é que ele libera H+.

O problema é que os seus dentes são formados por uma substância chamada hidroxiapatita (Ca₅(PO₄)₃OH), que é uma base.

Olha a reação de equilíbrio iônico da hidroxiapatita:

$Ca_5(PO_4)_3 (s) + H_2O (l) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} 5 Ca^{2+} (aq) + 3 PO_4^{3-} + OH^{-} (aq)$

Se o refrigerante é ácido, tente explicar de cabeça o que justifica o desgaste do esmalte do dente por conta do refrigerante antes de ler...

Quando o $H^{+}$ chega na parada, ele reage com o produto $OH^{-}$, diminuindo sua concentração e forçando o deslocamento no sentido direto.

Isso novamente é o efeito do íon não comum.

$Ca_5(PO_4)_3 (s) + H_2O (l) \underset{\text{2}}{\overset{\textcolor{red}{1}}{\rightleftharpoons}} 5 Ca^{2+} (aq) + 3 PO_4^{3-} + OH^{-} (aq) \downarrow$

Se você desloca no sentido direto, você está consumindo cada vez mais a hidroxiapatita sólida, ou seja, está desgastando o esmalte do seu dente. 

Fácil demais. 

4. Bases e Ácidos Polipróticos

Uma aplicação do íon comum agora é um ácido que possui mais de um hidrogênio ionizável:

$H_3PO_4 (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} 3 H^{+} (aq) + PO_4^{3-} (aq)$

A ionização desses três hidrogênios não acontece de uma vez só, ela acontece em etapas, um hidrogênio de cada vez:

$H_3PO_4 (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + H_2PO_4^{-} (aq)$, $Ka_1 = \frac{[H^{+}][H_2PO_4^{-}]}{[H_3PO_4]}$

$H_2PO_4^{-} (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + HPO_4^{2-} (aq)$, $Ka_2 = \frac{[H^{+}][HPO_4^{2-}]}{[H_2PO_4^{-}]}$

$HPO_4^{2-} (aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + PO_4^{3-} (aq)$, $Ka_3 = \frac{[H^{+}][PO_4^{3-}]}{[HPO_4^{2-}]}$

Se elas acontecem em etapas, você consegue imaginar que a primeira acontece só, a segunda com influência da primeira, a terceira com influência das duas, ...?

Se não, é importante você conseguir imaginar isso, porque quando a segunda ionização está acontecendo, já existe muito H+ liberado pela primeira etapa.

Ou seja, a segunda ionização sofre efeito do íon comum da primeira. Assim como a terceira ionização sofre efeito do íon comum das duas etapas anteriores.

Se elas sofrem pelo íon comum, significa que elas ionizam cada vez menos. E se elas ionizam menos, elas possuem uma força ácida cada vez menor.

Ka1 > Ka2 > Ka3 e assim infinitamente...

Tudo isso foi para mostrar que o íon comum faz com que a primeira ionização sempre seja mais forte que a segunda, terceira, e assim em diante.

O mesmo valendo para bases polipróticas, como o $Al(OH)_3$: Kb1 > Kb2 > Kb3.

5. Lei de Diluição de Otswald

Último conceito, não aguento mais! Serei direto nesse:

Quanto mais você dilui uma solução, mais você aumenta a ionização da mesma! Em resumo, a regra é apenas isso.

Vou lhe mostrar na prática porque isso é verdade, mas se você quiser decorar apenas essa frase, já lhe ajudará bastante.

Vamos pegar um ácido HA sofrendo ionização em água. Inicialmente, [A] = ɱ e grau de dissociação = α.

$HA(aq) \underset{\text{2}}{\overset{\text{1}}{\rightleftharpoons}} H^{+} (aq) + A^{-} (aq)$

Pela tabela de equilíbrio, nós descobrimos que sua constante de equilíbrio é:

Keq = $\frac{[H+][A-]}{[HA]} = \frac{(ɱα)(ɱα)}{ɱ(1-α)}$

Keq = $\frac{ɱα^2}{1-α} = ɱα^2$ se o ácido for fraco (α < 5% então 1- α = 1).

Com essa fórmula, o que podemos concluir?

Se eu faço uma diluição (colocar mais água), eu estou diminuindo a minha concentração (ɱ).

E como concentração não altera o valor da constante de equilíbrio, para que ela permaneça constante, o α precisa aumentar.

K(cte) = $ɱ \downarrow α^2 \uparrow$

CONCLUSÃO: Uma diluição favorece a ionização, principalmente em ácidos fracos.

Mas o que acontece em maior quantidade, a ionização ou a diluição?

Isso costuma ser cobrado de você, então tenha esse conceito claro na sua mente.

Vamos dizer que o ácido HA antes da diluição possuía valores de ɱ(1) e de α(1).

Se eu diminuo para um quarto da minha concentração ao diluir o ácido, ou seja, ɱ(2) = ɱ(1)/4, em quanto eu aumento minha ionização?

K1 = K2

$ ɱ(1) α(1)^2 = ɱ(2) α(2)^2$

$ ɱ(1) α(1)^2 = \frac{ɱ(1)}{4} α(2)^2$

$4 α(1)^2 = α(2)^2$

α(2) = 2 . α(1)

Conclusão: você dobrou a quantidade de íons, mas a concentração caiu quatro vezes. Então, mesmo aumentando a ionização, a concentração dos íons continuará menor!

Como isso pode aparecer em uma questão? A questão pode perguntar os seguintes conceitos:

• O que acontece com a quantidade de íons após uma diluição?

• O que acontece com a concentração de íons após uma diluição?

Para a primeira pergunta, a quantidade de íons sempre aumenta, pois se você tem um deslocamento no sentido direto, você aumenta a quantidade de mols dos produtos (íons).

Já para a segunda pergunta, a concentração dos íons sempre diminui, pois o aumento no número de mols é menor que a diluição.