Qual(is) sistemas a seguir apresenta(m) o efeito do íon comum? Justifique.
a) Ácido acético e acetato de sódio em água;
b) Ácido nítrico e nitrato de potássio em água;
c) Hidróxido de sódio e cloreto de sódio em água;
d) Hidróxido de amônio e cloreto de amônio em água.

Passo 1

O enunciado pede que eu identifique quais dos sistemas listados apresentam o efeito do íon comum e que eu justifique a resposta. Os sistemas dados são:
a) Ácido acético e acetato de sódio em água — ou seja, \mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{CH_3COONa} em água.
b) Ácido nítrico e nitrato de potássio em água — ou seja, \mathrm{HNO_3} + \mathrm{KNO_3} em água.
c) Hidróxido de sódio e cloreto de sódio em água — ou seja, \mathrm{NaOH} + \mathrm{NaCl} em água.
d) Hidróxido de amônio e cloreto de amônio em água — ou seja, \mathrm{NH_4OH} (ou \mathrm{NH_3} aquoso) + \mathrm{NH_4Cl} em água.
Informações relevantes que vamos usar: cada substância se dissocia/estabelece um equilíbrio em água (se é forte, dissocia-se praticamente por completo; se é fraca, existe um equilíbrio de ionização). A pergunta é sobre o efeito do íon comum: presença de um íon produzido pelo sal que coincide com um dos íons do equilíbrio do ácido/base fraca.

Passo 2

Explicando didaticamente o que é o efeito do íon comum (aula rápida e com conta):
  • O efeito do íon comum ocorre quando um equilíbrio químico envolvendo íons é deslocado ao se adicionar um sal que contém um dos íons do equilíbrio. Aplicamos o princípio de Le Chatelier: adicionar um produto (um íon já presente) desloca o equilíbrio no sentido de consumir esse produto (ou seja, para a esquerda), reduzindo a ionização/solubilidade do composto que estava se ionizando.
  • Vamos ver a forma matemática no caso de um ácido fraco genérico \mathrm{HA} que se ioniza em água:
\mathrm{HA \rightleftharpoons H^+ + A^-}
A constante de acidez é
K_a=\frac{[H^+][A^-]}{[HA]}.
Se inicialmente temos concentração de ácido C_a e, além disso, adicionamos um sal que fornece [A^-]_0=C_s (íon comum), no equilíbrio escrevemos:
[HA]=C_a-x,\qquad [H^+]=x,\qquad [A^-]=C_s+x,
onde x é a fração ionizada do ácido. Substituindo em K_a:
K_a=\frac{x\,(C_s+x)}{C_a-x}.
Se C_s for significativamente maior que x, podemos aproximar C_s+x\approx C_s e C_a-x\approx C_a, obtendo
K_a\approx\frac{x\,C_s}{C_a}\quad\Rightarrow\quad x\approx\frac{K_a\,C_a}{C_s}.
Repare: x (que é [H^+] e mede a ionização) diminui quando C_s aumenta. Ou seja, adicionar o sal que fornece \mathrm{A^-} reduz a ionização do ácido — esse é o efeito do íon comum, demonstrado com a fórmula.
  • Para uma base fraca \mathrm{B} que reage como
\mathrm{B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-},
a constante de base K_b=\dfrac{[BH^+][OH^-]}{[B]} e a análise é análoga: adicionar um sal que fornece \mathrm{BH^+} (íon comum) aumenta [BH^+] e, pelo mesmo raciocínio, reduz a ionização da base (isto é, reduz [OH^-]).
  • Observação importante: o efeito do íon comum só é significativo quando o ácido ou base envolvido é fraco — porque só assim há um equilíbrio sensível a ser deslocado. Quando a substância é forte (dissociação praticamente completa), não há equilíbrio apreciável para deslocar, então não falamos de efeito do íon comum (ou ele é desprezível).

Passo 3

Análise do item (a): \mathrm{CH_3COOH} (ácido acético) e \mathrm{CH_3COONa} (acetato de sódio).
  • Equilíbrio do ácido fraco:
\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons H^+ + CH_3COO^-}.
  • O sal \mathrm{CH_3COONa} fornece o íon \mathrm{CH_3COO^-} em solução. Isso é exatamente o íon conjugado do ácido acético, ou seja, é o íon comum.
  • Aplicando o raciocínio do Passo 2: ao aumentar [CH_3COO^-] por meio do sal, o equilíbrio desloca-se para a esquerda e a ionização de \mathrm{CH_3COOH} diminui (menor [H^+]). Portanto o efeito do íon comum ocorre aqui.
  • Em termos da expressão:
K_a=\frac{[H^+][CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]},
um aumento de [CH_3COO^-] implica que, para manter K_a constante, [H^+] deve diminuir (ou [CH_3COOH] aumentar), ou seja, ionização reduzida.

Passo 4

Análise do item (b): \mathrm{HNO_3} (ácido nítrico) e \mathrm{KNO_3} (nitrato de potássio).
  • \mathrm{HNO_3} é um ácido forte: em água ele praticamente se dissocia completamente
\mathrm{HNO_3 \longrightarrow H^+ + NO_3^-}
(na prática não há um equilíbrio significativo à esquerda porque a reação é praticamente completa).
  • O sal \mathrm{KNO_3} fornece o íon \mathrm{NO_3^-}, que é o anião conjugado do ácido. No entanto, como \mathrm{HNO_3} já está completamente dissociado, não existe um equilíbrio de ionização reversível sensível que possa ser deslocado significativamente pela adição de \mathrm{NO_3^-}.
  • Conclusão: não há efeito do íon comum significativo aqui (ou seja, a ideia do efeito do íon comum, que supõe um equilíbrio apreciável, não se aplica para um ácido forte como \mathrm{HNO_3}). Podemos dizer: não apresenta efeito do íon comum relevante.

Passo 5

Análise do item (c): \mathrm{NaOH} (hidróxido de sódio) e \mathrm{NaCl} (cloreto de sódio).
  • \mathrm{NaOH} é uma base forte e se dissocia praticamente por completo:
\mathrm{NaOH \longrightarrow Na^+ + OH^-}.
  • O sal \mathrm{NaCl} fornece \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}. O íon que seria “comum” com \mathrm{NaOH} seria \mathrm{Na^+}, mas o que importa para a basicidade/ionização é o \mathrm{OH^-}. Como \mathrm{NaOH} é forte, não há um equilíbrio de ionização que seja deslocado sensivelmente pela presença adicional de \mathrm{Na^+}. Além disso, \mathrm{Cl^-} é o conjugado de um ácido forte ( \mathrm{HCl}) e não promove reações que afetem a basicidade aqui.
  • Conclusão: não se espera um efeito do íon comum significativo neste sistema (qualquer efeito prático seria muito pequeno e relacionado a mudanças de atividade em soluções concentradas, não ao efeito clássico do íon comum sobre equilíbrio ácido/base fraco).

Passo 6

Análise do item (d): \mathrm{NH_4OH} (hidróxido de amônio / solução de \mathrm{NH_3} em água) e \mathrm{NH_4Cl} (cloreto de amônio).
  • A base fraca (amônia em água) estabelece o equilíbrio
\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}.
(ou escrito como \mathrm{NH_4OH \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}, que é a mesma ideia prática).
  • O sal \mathrm{NH_4Cl} fornece o íon \mathrm{NH_4^+}, que é exatamente o íon conjugado da base fraca \mathrm{NH_3}. Assim, existe um íon comum entre o sal e o equilíbrio da base.
  • Pelo mesmo raciocínio do Passo 2 (com K_b agora): aumentar [NH_4^+] desloca o equilíbrio para a esquerda, reduzindo [OH^-] (ou seja, reduz a ionização da base). Portanto o efeito do íon comum ocorre aqui.
  • Em termos de constante de base:
K_b=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]},
um aumento de [NH_4^+] favorece uma redução de [OH^-] em equilíbrio.

Passo 7

Resumo conceitual rápido e palavra de incentivo (para você lembrar na prova):
  • Efeito do íon comum = só faz sentido quando há um equilíbrio reversível envolvendo um ácido ou base fraca. Adicionar um sal que contém o íon conjugado desloca o equilíbrio, diminuindo a ionização.
  • Para ácidos/base fortes (dissociação praticamente completa) não há equilíbrio sensível a deslocamentos, então não falamos de efeito do íon comum.
  • Você já pode decorar: sistemas com ácido/base fraca + sal do seu íon conjugado → efeito do íon comum (a e d neste exercício). Vai dar certo na prova — respira, você já entendeu a ideia-chave!

Resposta

a) Sim.
b) Não.
c) Não.
d) Sim.

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