Se o Kps do sulfeto de prata (Ag2 S) é 8,0 times 10^-5 em água pura, como o Kps mudaria se a solução contiver 0,1 mol / L de NaCl ? Explique o conceito de efeito do íon comum.
5) Em um laboratório de química analítica, deseja-se separar seletivamente os cátions Z n^2+ e C u^2+ de uma solução aquosa utilizando precipitação com íons sulfeto ( S^2- ). Sabe-se que a solubilidade dos sulfetos desses metais depende fortemente do p H da solução, conforme as seguintes constantes do produto de solubilidade (Kps):
  • ZnS: Kps=3,0 times 10^-23
  • CuS: Kps=6,3 times 10^-36
O ín sulfeto provém da dissociação do H2 S, que apresenta as seguintes constantes de dissociação:
  • Ka1(H2 S H^++HS^-)=9,1 times 10^-8
  • Ka2(H S^- H^++S^2 -)=1,3 times 10^-13
    A) Determine o pH máximo para que C u S comece a precipitar.
    B) Determine o pH mínimo para que Z n S precipite sem precipitação simultânea de CuS.
    C) Explique, com base nas equações de equilíbrio, como opH influencia a precipitação seletiva desses íons.

Passo 1

Resumindo, a questão 4 pede o que acontece com o valor do produto de solubilidade (Kps) de Ag2S quando se adiciona NaCl 0,1,mol/L – em particular, se o Kps muda e por quê (efeito do íon comum). A questão 5 aborda a precipitação seletiva de Cu^2+ e Zn^2+ com S^2- proveniente de H2S. Para isso precisamos:
bul<=t para (A) e (B), relacionar a concentração crítica de S^2- que inicia a precipitação com o pH via as constantes de dissociação de H2S;
bul<=t para (C), entender como o pH desloca os equilíbrios de H2S<=ftarrows HS^-<=ftarrows S^2-.

Passo 2

O produto de solubilidade termodinâmico Kps depende apenas da temperatura e da química intrínseca do sal. Ele não varia se eu adicionar outro sal, mesmo que solte um “íon comum”. Assim, mesmo em presença de 0,1,mol/L de NaCl, o valor de
Kps(Ag2S) = 8,0times10^-5
continua o mesmo.

Passo 3

O efeito do íon comum refere-se à diminuição da solubilidade de um sal quando se adiciona um dos íons já presentes no equilíbrio de dissolução. No caso de Ag2S:
Ag2S(s)<=ftarrows 2,Ag^+ + S^2-,
se eu adicionar Cl^-, formam-se sólidos de AgCl e cai [Ag^+], o que faz o equilíbrio acima “retroceder” e diminui a solubilidade de Ag2S. Mas o Kps continua fixo.

Passo 4

Para a precipitação de CuS precisamos que
[Cu^2+],[S^2-]eq ;=; Kps(CuS) = 6,3times10^-36
Logo a concentração crítica de S^2- é
[S^2-]crit,Cu = Kps(CuS)[Cu^2+]
Como H2S dissocia em duas etapas
H2Sxright<=ftharpoons[;Ka2;] HS^-xright<=ftharpoons[;Ka1;] S^2-,
temos em regime estacionário, aproximando [H2S] constante:
[S^2-] = Ka1,Ka2,[H2S][H^+]^2
Igualando a [S^2-]crit,Cu e isolando [H^+]:
[H^+]^2 = Ka1,Ka2,[H2S],[Cu^2+]Kps(CuS) Longrightarrow pHmax;=;tfrac12l(pKa1+pKa2;-;log[H2S]-log[Cu^2+]+log Kps(CuS)r)

Passo 5

De modo análogo, para ZnS a condição de precipitar sem que CuS também o faça é que
[S^2-]crit,Zn = Kps(ZnS)[Zn^2+] e [S^2-]crit,Zn < [S^2-]crit,Cu
A partir do mesmo raciocínio de equilibrar com H2S, obtemos
pHmin;=;tfrac12l(pKa1+pKa2;-;log[H2S]-log[Zn^2+]+log Kps(ZnS)r)

Passo 6

O pH controla a fração de S^2- livre, pois à medida que [H^+] cai, mais H2S se converte em HS^- e S^2-. Como CuS tem Kps muito menor que ZnS, basta uma concentração de S^2- menor (isto é, um pH menos alto) para iniciar a precipitação de CuS. Para separar, ajustamos o pH entre o valor em que CuS começa a precipitar ( pHmax) e aquele em que ZnS precipita ( pHmin), garantindo que no intervalo só saia CuS.

Resposta

4) O Kps(Ag2S) não muda: continua 8,0times10^-5. O efeito do íon comum reduz a solubilidade, mas não altera o produto de solubilidade termodinâmico.
5A)
pHmax^CuS =tfrac12l(pKa1+pKa2-log[H2S]-log[Cu^2+]+log Kps(CuS)r)
5B)
pHmin^ZnS =tfrac12l(pKa1+pKa2-log[H2S]-log[Zn^2+]+log Kps(ZnS)r)
5C) O pH regula a dissociação de H2S em HS^- e S^2-. Como CuS requer menos S^2- para precipitar, basta um pH menor para formá-lo. Ajustando o pH entre os valores de início de precipitação, podemos obter CuS sem precipitar ZnS.

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