Il carbonato di ammonio è un sale derivante da acido debole e base debole pertanto per il calcolo del pH di una soluzione bisogna tenere conto di entrambi gli equilibri.
Esercizi
1) Calcolare la concentrazione di tutte le specie presenti in una soluzione 0.500 M di (NH4)2CO3. Dati: KNH3 = 1.81 ∙ 10-5 ; Ka2= 4.84 ∙10-11 per l’equilibrio HCO3– ⇌ H+ + CO32-
Innanzi tutto assumiamo una completa dissociazione del carbonato di ammonio:
(NH4)2CO3 → 2 NH4+ + CO32-
La concentrazione iniziale dello ione carbonato è 0.500 M mentre quella dello ione ammonio è 2 ∙ 0.500 = 1.00 M.
Lo ione ammonio idrolizza secondo la reazione:
NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+
Mentre lo ione carbonato idrolizza secondo la reazione:
CO32- + H2O ⇌ HCO3– + OH–
assumiamo che tutto lo ione H+ prodotto dalla prima reazione si combini con lo ione OH– ottenuto dalla seconda reazione:
H+ + OH– → H2O
La reazione netta ottenuta sommando le tre reazioni è:
NH4+ + CO32- ⇌ NH3 + HCO3–
Costruiamo una I.C.E. chart:
| NH4+ | CO32- | ⇌ | NH3 | HCO3– | |
| Stato iniziale | 1.00 | 0.500 | |||
| Variazione | -x | -x | +x | +x | |
| Equilibrio | 1.00-x | 0.500-x | x | x |
In cui K = [NH3][HCO3–]/ [NH4+][CO32-] = (x)(x)/ (1.00-x) (0.500-x)
Il problema che si pone è relativo alla determinazione del valore numerico di K. Moltiplichiamo numeratore e denominatore per [H+][OH–] e abbiamo:
K = [NH3][HCO3–][H+][OH–] / [NH4+][CO32-][H+][OH–] =
= [H+][OH–]/ [NH4+][OH–][CO32-][H+]/ [NH3][HCO3–] = Kw/ KNH3 Ka2 =
= 1.00 ∙10–14 /(1.81 ∙ 10–5)( 4.84 ∙10-11)=11.4
Da cui 11.4 = (x)(x)/ (1.00-x) (0.500-x)
