Grado di dissociazione e ione in comune

Secondo il Principio di Le Chatelier  un sistema all’equilibrio reagisce a sollecitazioni esterne mediante uno spostamento dell’equilibrio che si oppone alla sollecitazione. Pertanto il grado di dissociazione di un elettrolita diminuisce a seguito dell’aggiunta di un elettrolita forte che contiene uno ione in comune.

La parziale dissociazione di un elettrolita debole quindi  diminuisce se in soluzione è presente un catione o un anione comune a quello presente nell’elettrolita. In tal caso si parla di effetto dello ione in comune. Generalmente gli esempi che vengono riportati sono relativi ad equilibri eterogenei ovvero agli equilibri di solubilità.

Ovviamente tale effetto viene risentito oltre che da sali poco solubili anche da acidi e da basi deboli. L’effetto dello ione in comune fa spostare l’equilibrio a sinistra con una diminuzione del grado di dissociazione α che è definito come il rapporto fra le moli dissociate nd e quelle iniziali no:

α = nd/no

e quindi una diminuzione di nd porta a una diminuzione di α. Spesso in luogo del grado di dissociazione si usa il grado di dissociazione percentuale che è dato da % α = (nd/no) · 100

Nel caso di acidi o di basi deboli l’aggiunta di uno ione in comune provoca la diminuzione della ionizzazione dell’acido o della base.

Consideriamo ad esempio l’equilibrio di dissociazione del generico acido debole HA:
HA + H2O ⇄ A + H3O+

Tale equilibrio è regolato da una costante acido Ka la cui espressione è:
Ka = [A][H3O+]/[HA]

Se la concentrazione di iniziale di HA è 0.0500 M e la Ka è pari a 1.60 x 10-5 si ha che, la concentrazione di HA all’equilibrio è pari a 0.0500- x e la concentrazione all’equilibrio di A e di H3O+ sono pari a x. Sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
1.60 ∙ 10-5 = (x)(x)/ 0.0500-x

Risolvendo rispetto a x si ottiene x = 8.94 x 10-4

Il grado di dissociazione α è dato da:
α = 8.94 ∙ 10-4 /0.0500 = 0.0179

Il grado di dissociazione percentuale è dato da:
% α = (8.94 ∙ 10-4 /0.0500 ) · 100 = 1.79 %

L’aggiunta di un acido forte a questa soluzione ovvero di ioni H3O+ fa spostare l’equilibrio a sinistra in accordo con il principio di Le Chatelier con conseguente diminuzione del grado di dissociazione.

Discorso analogo può essere fatto per una base debole se alla soluzione viene aggiunta una base forte.

Esempio:

Calcolare il grado di dissociazione dell’acido acetico:

1)  in una soluzione 0.20 M ( Ka = 1.8 · 10-5)

All’equilibrio: [CH3COOH] = 0.20-x e [CH3COO] = [H3O+]= x

Sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
1.8 ∙ 10-5 = (x)(x)/ 0.40-x

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Author: Chimicamo

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