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Precipitazione selettiva e pH- chimicamo

Precipitazione selettiva e pH

  |   Chimica, Stechiometria

La precipitazione selettiva è una tecnica utilizzata per separare gli ioni con la stessa carica e solubilità sufficientemente diverse dalla soluzione utilizzando lo stesso reagente. La precipitazione selettiva è una tecnica usata anche per separare le proteine sfruttando la loro diversa solubilità.

Il calcolo della solubilità di un sale poco solubile derivante da un acido debole non è dei più semplici ma la cosa si complica se si vuole conoscere la solubilità a un determinato pH.

Il problema è ulteriormente più difficile se si vuole operare una precipitazione selettiva variando il pH. Viene presentato un problema che si presenta ad elevato grado di difficoltà ma risolvibile facendo le opportune considerazioni.

Esercizio

Una soluzione acida contiene lo ione Fe2+ a concentrazione 0.055 M, lo ione Co2+ a concentrazione 0.015 M e H2S a concentrazione 0.100 M e il pH della soluzione è aumentato con gradualità. Si determini il pH a cui si verifica la precipitazione del solfuro di ferro, il pH a cui si verifica la precipitazione di solfuro di cobalto e il pH a cui avviene la migliore separazione dei due ioni I valori dei prodotti di solubilità sono rispettivamente:

(FeS) = 6.0 ∙ 10-19

(CoS) = 5.0 ∙ 10-22

Ka1 (H2S) = 9.5 ∙ 10-8

Ka2 (H2S) = 1.0 ∙ 10-19

Poiché i due elettroliti hanno la stessa stechiometria è possibile confrontare i due prodotti di solubilità pertanto il solfuro di cobalto che è il meno solubile precipita per primo.

Calcoliamo il pH a cui si verifica la precipitazione di FeS

Gli equilibri da considerare sono:

FeS(s) ⇌ Fe2+(aq) + S2-(aq)

Kps = 6.0 ∙ 10-19 = [Fe2+][ S2-]

H2S ⇌ H+ + HS

HS⇌ H+ + S2-

Per l’equilibrio di dissociazione dell’acido solfidrico:

H2S ⇌ 2 H+ + S2- il valore della costante di equilibrio è K = Ka1∙ Ka2 = 9.5 ∙ 10-8 ∙ 1.0 ∙ 10-19 = 9.5 ∙ 10-27 = [H+]2[S2-]/[H2S]

Sostituendo nell’espressione del prodotto di solubilità [Fe2+] si ha:

Kps = 6.0 ∙ 10-19 = (0.055) [S2-] si ha:

[S2-] = 1.09 ∙ 10-17 M

Consideriamo l’equilibrio H2S ⇌ 2 H+ + S2- di cui è nota la costante e la concentrazione dello ione solfuro. All’equilibrio [H2S] = 0.100-x

Sostituendo nell’espressione della costante di equilibrio si ha

K = 9.5 ∙ 10-27 = [H+]2[S2-]/[H2S] = (x)2(1.09 ∙ 10-17)/0.100-x

Trascurando la x sottrattiva al denominatore:

K = 9.5 ∙ 10-27 = (x)2(1.09 ∙ 10-17)/0.100

Da cui x2 = 8.72 ∙ 10-11

Escludendo la radice negativa x =[H+] =9.34 ∙ 10-6 M

Da cui pH = – log 9.34 ∙ 10-6 = 5.03

 

Calcoliamo il pH a cui si verifica la precipitazione di CoS in modo del tutto analogo a quanto fatto per FeS. Vengono quindi riportati solo i calcoli

Kps = 5.0 ∙ 10-22 = [Co2+][ S2-] = (0.015) [S2-]

Da cui [S2-] = 3.33 ∙ 10-20 M

K = 9.5 ∙ 10-27 = [H+]2[S2-]/[H2S] = (x)2(3.33 ∙ 10-20)/0.100-x

K = 9.5 ∙ 10-27 = [H+]2[S2-]/[H2S] = (x)2(3.33 ∙ 10-20)/0.100

Da cui x2 = 2.85 ∙ 10-8

Da cui x = [H+] = 1.69 ∙ 10-4 M

pH = – log 1.69 ∙ 10-4 = 3.77

In conclusione aumentando il pH della soluzione iniziale a pH = 3.77 precipita CoS e successivamente a pH = 5.03 precipita FeS.

Il pH a cui avviene la migliore separazione  dei due ioni è intermedio tra i due ed è ragionevole supporre che esso sia pari alla loro semisomma

 

 

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