La precipitazione selettiva non è affrontata in
maniera esaustiva nell’esame di stechiometria,
questo perchè viene approfondita in chimica
analitica.
INTRODUZIONE
Abbiamo già trattato la simbiosi dell’acidità
con la solubilità. Qui, invece, si studia
l’andamento della precipitazione col pH.
La precipitazione selettiva è molto usata
nelle industrie per studiare il pH a cui le
specie sono inerti, così da tamponare a quel
valore cosicchè da garantire una lunga
scadenza di scatolame e cosmetici.
PRECIPITAZIONE SELETTIVA – ESERCIZIO D’ESEMPIO
Data una soluzione di ione magnesio (II)
e ione ferro (III) 0,025 equimolare, si calcoli
a quale pH l’idrossido ferrico è
“quantitativamente” precipitato.
Siano messi a disposizione:
KpsMg(OH)2 : 5,62 • 10-12
KpsFe(OH)3: 2,64 • 10-39
Quantitativamente vuol dire: “si può
considerare del tutto precipitato perchè i
l residuo è trascurabile”.
Quindi, si badi bene che quantitativamente
è diverso, se pur sovrapponibile, a totalmente.
Fissiamo meglio i dati:
\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\! \begin{matrix} \!5,62\!\cdot \!10^{-12}\!=\![Mg^{2+}]\!\cdot \![OH^{-}]^{2}\\ \\ \!\!\!2,64\!\cdot \!10^{-39}\!=\![Fe^{3+}]\!\cdot \![OH^{-}]^{3}\\ \\ \!\!\!\!\textbf{0,025\, M}\!=\![Mg^{2+}]\!=\![Fe^{3+}] \end{matrix}
Cominciamo calcolando lo ione ossidrile nel
primo e secondo equilibrio:
\scriptsize \!\!\!\!\! \!\!\! \!\!\! \!\!\!\begin{matrix} C_{[OH^{-}]}\!=\!\sqrt{\frac{5,62\cdot 10^{-12}}{[Mg^{2+}]}}\!=\!\sqrt{\frac{5,62\cdot 10^{{\color{Red} -12}^{-10}}}{2,5\cdot {\color{Red} 10^{-2}}}}\\ \\ C_{[OH^{-}]}\!=\!\sqrt[3]{\frac{2,64\cdot 10^{-39}}{[Fe^{3+}]}}\!=\!\sqrt[3]{\frac{2,64\cdot 10^{{\color{Red} -39}^{-37}}}{2,5\cdot {\color{Red} 10^{-2}}}} \end{matrix}
Il risultato sarà:
\small \!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix}\textit{Per l'idrossido di magnesio:}\\ C_{OH^{-}}=1,5\cdot 10^{-5}\\ pH=14+log(OH^{-})=\textbf{9,17}\\ \\ \textit{Per l'idrossido ferrico:}\\ C_{OH^{-}}=4,72\cdot 10^{-13}\\ pH=14+log(OH^{-})=\textbf{1,67} \end{matrix}
Per pH > 9,17 inizia a precipiatare Mg(OH)2
A pH > 1,67 comincia a formarsi un corpo di
fondo di Fe(OH)3
Siccome l’idrossido ferrico comincia a
precipitare per valori superiori di 1.67,
quanto ione Fe(III) sarà presente a pH 9,17?
É semplice, basta calcolare la concentrazione
di Fe3+ a pH limite dell’idrossido di magnesio:
\large \!\!\!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix} C_{[Fe^{3+}]}\!=\!\frac{2,64\!\cdot \!10^{-39}}{[OH^{-}]_{9,17}^{3}}\\ \\ \!\frac{2,64\!\cdot \!10^{{\color{Red} -39}^{-24}}}{(1,5)^{3}\!\cdot \!{\color{Red} (10^{-5})^{3}}}\!=\!7,8\!\cdot \!10^{-25}M \end{matrix}
La concentrazione estremamente diluita è
trascurabile, possiamo, quindi, considerare
l’idrossido ferrico come del tutto precipitato.
A tale pH possiamo tamponare la soluzione.
A tale concentrazione di OH– sarà presente quantitativamente solo l’idrossido di magnesio.