Esercizio kps

Si vuole precipitare Al(OH)3 a 15 ºC da una soluzione acquosa di Al2(SO4)3 0,15 M mediante aggiunta di NaOH. A quale pH inizierà la precipitazione di Al(OH)3? Kps=2,0x10^-33.

Grazie a chi risponderà !

È opportuno che tu scriva prima la tua risoluzione anche se incerta.

Il problema è che non riesco proprio ad avviarlo. Esercizi simili ho capito il meccanismo, ma non capisco a cosa serve e come posso usare l'aggiunta di NaOH.

Quando vengono mescolati due reagenti, ognuno dei quali contiene uno degli ioni che formano il composto poco solubile, il composto poco solubile solido si forma solo quando la concentrazione molare dei due ioni (ognuna elevata al suo coefficiente stechiometrico) è maggiore o uguale alla Ks.

L'equilibrio di solubilità dell'Al(OH)3 solido è:

Al(OH)3(s) <--> Al3+ + 3 OH-

la cui costante è:

Ks = [Al3+]·[OH-]^3

Una soluzione 0,15 M di Al2(SO4)3 fornisce in soluzione una concentrazione molare di Al3+ pari a:

[Al3+] = 2·[Al2(SO4)3] = 2·0,15 = 0,30 M

Dato che Ks deve rimanere costante, la concentrazione molare di OH- deve essere:

[OH-] = radice cubica (Ks/[Al3+])

[OH-] = (2,0·10^-33/0,30)^1/3 = 1,9·10^-11 mol/L

pOH = -log 1,9·10^-11 = 10,73

pH = 14 - 10,73 = 3,71

Questo significa che l'Al(OH)3, nonostante sia un idrossido, inizia a precipitare già a pH acido.

Si può anche calcolare il pH di fine precipitazione: in generale si ritiene che uno ione sia precipitato completamente quando [Al3+] nella soluzione acquosa si abbassa fino a 10^-5 - 10^-6 mol/L.

[OH-] = radice cubica (Ks/[Al3+])

[OH-] = (2,0·10^-33/1,0·10^-6)^1/3 = 1,3·10^-9 mol/L

pOH = -log 1,3·10^-9 = 8,90

pH = 14 - 8,90 = 5,10