loreT815
2020-06-13 21:43
Ciao a tutti
Ho il seguente problema
Partendo da una soluzione 0,032 M di ioni Fe2+:
a) a quale pH inizia a precipitare l’idrossido ferroso Fe(OH)2?
b) A quale pH la precipitazione sarà completa al 99,99%?
L'esempio svolto, nota la Kps tabulata e considerando che Kps=[Fe2+][OH-]^2, sostituisce la concentrazione di ione ferro iniziale di 0,032M e trova con la formula inversa [OH-]. Non capisco come mai. Inizialmente non siamo in un stato di equilibrio e quindi io mi aspetterei che il prodotto [Fe2+][OH-] sia diverso da Kps (in particolare maggiore dato che si sta formando un precipitato). Se inizialmente fosse già uguale a Kps ci troveremmo già all'equilibrio e quindi staremmo lì, senza la formazione di un precipiatato. Inoltre mi aspetterei che la soluzione (quando inizia a precipiatare) sia acida, poichè un po di OH- hanno reagito con Fe2+. Invece esce che è che una soluzione basica, e non capisco perchè.
Quello che avevo fatto io era considerare la concentrazione iniziale di [OH-]=10^-7 M (quella presente in acqua pura dovuta all'autoprotolisi dell'acqua). In questo modo però [Fe2+][OH-] è minore di Kps e così non si formerebbe mai precipitato. Quindi non capisco...
Vi ringrazio in anticipo per l'aiuto
Lorenzo
