É possível separar os íons ferrosos dos manganosos de sua solução por precipitação como sulfeto? (A precipitação de FeS não é quantitativa quando MnS começar a precipitar. Portanto, a separação não pode ser feita).
Em que pH cada íon começa a se precipitar? (FeS ). Dados: e .

Passo 1

Vamos lá! Você tem uma solução com íons ferrosos ( ) e manganosos ( ), cada um na concentração de . A pergunta é sobre separar esses íons por precipitação de sulfeto ( ) e descobrir em que pH cada um começa a se precipitar. Para resolver isso, vamos usar o conceito de produto de solubilidade ( ) e entender como o pH influencia na precipitação dos sulfetos.

Passo 2

Primeiro, precisamos entender o que é o produto de solubilidade ( ). Ele indica o quanto de um sal pode se dissolver em água antes de começar a formar um precipitado. Quando o produto das concentrações dos íons em solução ultrapassa o , ocorre a precipitação.

Passo 3

A reação de precipitação dos sulfetos para cada íon é:
Fe^2+ + S^2- <=ftharpoons FeS(s)
Mn^2+ + S^2- <=ftharpoons MnS(s)
Nosso objetivo é encontrar o pH em que a concentração de é suficiente para que cada uma dessas reações comece a ocorrer.

Passo 4

Sabemos que:
Kps = [Metal^2+][S^2-]
Então, para encontrar a concentração de [S^2-] = Kps[Metal^2+] necessária para a precipitação, rearranjamos a equação:
Vamos calcular isso para e .

Passo 5

Para Kps(FeS) = 5,0 times 10^-18 :
[Fe^2+] = 0,010 mol/L
[S^2-] = 5,0 times 10^-180,010 = 5,0 times 10^-16 mol/L
Kps(MnS) = 2,5 times 10^-13
Para [Mn^2+] = 0,010 mol/L :
[S^2-] = 2,5 times 10^-130,010 = 2,5 times 10^-11 mol/L

Passo 6

Agora, sabemos que H2O <=ftharpoons H^+ + OH^- está relacionado ao S^2- + H2O <=ftharpoons HS^- + OH^- pela equação da água:
Mas como estamos lidando com , precisamos considerar a reação com água para formar e :
O equilíbrio dessa reação está relacionado ao pH da solução.

Passo 7

Para simplificar, podemos assumir que a formação de pH = 14 - pOH depende diretamente do pH. Quanto mais básico o pH, mais estará presente, facilitando a formação de .
Portanto, para encontrar o pH em que cada sulfeto começa a precipitar, podemos utilizar a relação:
E considerando que .

Passo 8

Vamos calcular o pH para cada caso usando a concentração de [S^2-] = 5,0 times 10^-16 mol/L encontrada:
Para [S^2-] = 2,5 times 10^-11 mol/L :
pOH = -log[OH^-]
Para pH = 14 - pOH :
Assumindo que (uma simplificação para facilitar o cálculo):

Passo 9

Calcular o pH:
Para pOH = -log(5,0 times 10^-16) = 15,3 :
pH = 14 - 15,3 = -1,3
pOH = -log(2,5 times 10^-11) = 10,6
Isso não faz sentido fisicamente, indicando que pH = 14 - 10,6 = 3,4 não precipita em condições normais de pH.
Para :

Resposta

A precipitação do sulfeto de manganês ( ) começa a ocorrer a pH aproximadamente 3,4, enquanto o sulfeto de ferro ( ) não precipita em condições normais de pH. Portanto, a separação dos íons e por precipitação de sulfeto não é viável.

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