Il ridiscioglimento dei precipitati non è
nient’altro che l’inverso della precipitazione
selettiva.
INTRODUZIONE
Com’è possibile far precipiatare selettivamente
i sali, così è anche possibile ridiscioglierli. Per
farlo, basta coinvolgere il precipitato in una
reazione acido-base, oppure, coinvolgere gli ioni
all’equilibrio in una complessazione cosicchè
si scioglie altro sale per compensare alla perdita.
Quando si sequestra, o si coinvolge uno ione
in un nuoco equilibrio, la solubilità del sale
aumenta per compensare.
Invece, quando si fanno reagire i precipitati e le
sospensioni con acidi o basi si aumenta la
concentrazione di uno ione in soluzione.
Si badi bene, quando si sottrae uno ione la
solubilità aumenta, al contrario, riduce.
Allora perchè si utilizza l’acido-base?
Perchè la solubilità è influenzata sia dalla
temperatura che dall’acidità. Abbassando il pH,
o alzando la temperatura aumenterà la solubilità
del sale.
RIDISCIOGLIMENTO DEI PRECIPITATI – ESEMPIO
Una soluzione da un litro contiene 1 g di
solfuro di zinco non disciolto, ma “sospeso”.
Per portare in soluzione il sale viene fatto
gorgogliare acido cloridrico gassoso.
Si calcoli a quale pH la soluzione non
presenta più la sospensione.
Il Kps è: 2,93 • 10-20.
Sospeso vuol dire che il sale smette di
sciogliersi, però, invece di precipitare
come corpo di fondo, “galleggia”,
fluttua solido nella soluzione.
Schematizziamo la traccia:
\footnotesize \!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\! \begin{matrix} 2,93\cdot 10^{-20}\, M^{2}=[Zn^{2+}]\cdot [S^{2-}] \\ \\ \textbf{le moli di sospensione sono:}\\ \frac{1g}{97,4\frac{g}{mol}}=1,03\cdot 10^{-2}mol_{ZnS} \end{matrix}
Per prima cosa, calcoliamo dal prodotto
di solubilità le moli massime di ioni:
\scriptsize \!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix} X^{2}\!=\!2,93\!\cdot \!10^{-20}\, M^{2}\!=\![Zn^{2+}]\!\cdot \![S^{2-}] \\ \\ X\!=\!\sqrt{2,93\!\cdot \!10^{-20}}\!=\!1,71\!\cdot \!10^{-10}\!=\![Zn^{2+}] \end{matrix}
La concentrazione degli ioni all’equilibrio
è 1,71 • 10-10 M (o mol se moltiplichiamo per 1 l)
Adesso eseguiamo l’acido-base:
\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix} ZnS\!+\!HCl\!\to \!H_{2}S\!+\!Zn^{2+}\\ \\ n_{ZnS}=n_{HCl}=n_{Zn^{2+}} \end{matrix}
L’acido solfidrico formato andrà in parte
via, ed in parte rimarrà in soluzione.
Le moli di sale sospeso sono: 1,03 • 10-2 mol,
al chè si comprende la precipitazione, le moli
sono di 8 ordini di grandezza quelle previste:
\Large \!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix} \frac{1,03\cdot {\color{Red} 10^{-2}}}{1,71\cdot 10^{{\color{Red} -10}^{-8}}}\\ \\ 0,88\!\cdot \!10^{8}\!=\!\frac{[Zn^{2+}]_{neu.}}{[Zn^{2+}]_{eq.}} \end{matrix}
Ignoriamo lo Zn(II) che viene dal primo
equilibrio perchè è 0,88 • 108 volte più piccolo
di quello che deriva dalla neutralizzazione,
e valutiamo il solfuro che può presentarsi
in equilibrio:
\Large \!\!\!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix} \frac{2,93\cdot 10^{-20}}{[Zn^{2+}]_{neu.}}=[S^{2-}]\\ \\ =2,84\cdot 10^{-18}M \end{matrix}
Come volevasi dimostrare, il solfato all’equilibrio
da 1,71 • 10-10 è sceso a 2,84 • 10-18.
Ricordiamo che il solfuro l’acido solfidrico è pari allo
zinco(II) rilasciato in soluzione dalla neutralizzazione.
Non dimentichiamo, poi, la definizione di tampone:
\Large \!\!\!\!\!\!\!\!\!\begin{matrix} H_{2}S\rightleftharpoons S^{2-}\, Ka\\ \\ Ka=\frac{[S^{2-}][H^{+}]^{2}}{[H_{2}S]}\\ \\ \sqrt{\frac{Ka\cdot [H_{2}S]}{[S^{2-}]}}=[H^{+}] \end{matrix}
Ricaviamo l’Equazione di Henderson:
\large \!\!\!\!\!\!\!\!\!\! \begin{matrix} pH=-log(\sqrt{\frac{Ka\cdot [H_{2}S]}{[S^{2-}]}})\\ \end{matrix}
\scriptsize \!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\!\! \begin{matrix} Ka=Ka_{(H_{2}S/HS^{-})}\cdot Ka_{(HS^{-}/S^{2-})}=\\ =1,1\cdot 10^{-20}\\ \end{matrix}
\Large \begin{matrix} C_{H_{2}S}=C_{Zn^{2+}}\\ \\ pH=2,2 \end{matrix}
CONCLUSIONI
- superati C= √Ks il sale forma una sospensione;
- sciolto con acido equimolare, la sospensione
aumenta lo ione zinco; - per rispettare il ks riduce proporzionalmente
la quantità di solfato; - si forma un tampone fra il solfuro residuo e
l’acido solfidrico; - si scioglie altro sale > 2,2 > ricomincia a formarsi
la sospensione.
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