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Home Chimica

pH di una soluzione di NaHCO3

di Chimicamo
26 Giugno 2022
in Chimica, Stechiometria
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0
pH di una soluzione di NaHCO3-chimicamo

pH di una soluzione di NaHCO3-chimicamo

La determinazione del pH di una soluzione di NaHCO3 può essere ottenuta considerando tutti gli equilibri e calcolando le relative costanti

Sommario nascondi
1 Calcolo delle costanti di equilibrio
2 Esercizio
3 Calcolo del pH

Il carbonato acido di sodio si dissocia totalmente in Na+ e HCO3– e pertanto si devono considerare gli equilibri a cui va incontro lo ione idrogeno carbonato.

Lo ione HCO3– partecipa a due equilibri.

Nel primo equilibrio lo ione si comporta da acido:
HCO3– + H2O ⇌ CO32- + H3O+

e la costante relativa a tale equilibrio è pari alla Ka2 essendo

Ka2 = [CO32-][ H3O+]/[ HCO3–]

Nel secondo equilibrio lo ione si comporta da base:

HCO3– + H2O ⇌ H2CO3+ OH–

La costante relativa a questo equilibrio vale

K = [H2CO3][ OH–]/[ HCO3–]

Moltiplicando numeratore e denominatore per [H3O+] si ha:

K = [H2CO3][ OH–]  [H3O+] /[ HCO3–][H3O+]

Essendo [ OH–]  [H3O+] = Kw si ha

K = [H2CO3]Kw  /[ HCO3–][H3O+]

Ricordando Ka1 relativa alla prima dissociazione dell’acido carbonico che avviene secondo l’equilibrio:
H2CO3 + H2O ⇌  HCO3– + H3O+

è data dall’espressione Ka1 = [HCO3–][ H3O+]/[ H2CO3]

si può notare che l’espressione di Ka1 contiene le stesse specie che compaiono in K in cui sono invertiti numeratore e denominatore pertanto

K = Kw/Ka1

La costante K viene indicata con Kb2 pertanto Kb2 = Kw/Ka1

Calcolo delle costanti di equilibrio

In definitiva gli equilibri e le relative costanti sono:

HCO3– + H2O ⇌ CO32- + H3O+    Ka2 = [CO32-][ H3O+]/[ HCO3–]   (1)

HCO3– + H2O ⇌ H2CO3+ OH–    Kb2 = Kw/Ka1   (2)

Per avere un’indicazione se una soluzione di NaHCO3 è acida o basica  si valutano numericamente e se, come avviene in questo caso Kb2 è maggiore di Ka2 la soluzione è basica.

E’ quindi il valore relativo delle due costanti di dissociazione dell’acido debole H2CO3 il fattore che determina il pH della soluzione.

  Costante di equilibrio di reazioni in sequenza

Sommiamo l’equilibrio (1) e l’equilibrio (2):

2 HCO3– + 2 H2O ⇌ CO32- + H2CO3+ H3O+   + OH–

Essendo H3O+   + OH– = 2 H2O e semplificando si ha:

2 HCO3– ⇌ CO32- + H2CO3

La costante relativa a questo equilibrio è data da:

K = [CO32][ H2CO3] /[ HCO3–]2

Moltiplichiamo numeratore e denominatore per [H3O+] e raggruppando abbiamo

K = {[CO32][H3O+]  /[ HCO3–] } { [ H2CO3] [H3O+]  / [HCO3–]} = Ka2/Ka1 =

= 5.61 ∙ 10-11/4.30 ∙ 10-7 = 1.30 ∙ 10-4

Esercizio

Calcolare il pH di una soluzione  di NaHCO3 avente concentrazione 0.100 M.

Consideriamo nuovamente l’equilibrio

2 HCO3– ⇌ CO32- + H2CO3

e costruiamo una I.C.E. chart:

2 HCO3–

⇌

CO32-

H2CO3

Concentrazione iniziale

0.100

//

//

Variazione

– 2x

+ x

+ x

Equilibrio

0.100 – 2x

x

x

Sostituiamo tali valori nell’espressione della costante K
K = 1.30 ∙ 10-4  = (x)(x)/ (0.100-2x)2 = x2/(0.100 – 2x)2

Estraiamo la radice da ambo i membri:

0.0114 = x/ 0.100 -2x

0.00114 – 0.0228 x = x

0.00114 = 1.0228 x

Da cui x = 0.00111

Quindi: [CO32-] = [H2CO3] = 0.00111 M

e  [HCO3–] = 0.100 – 2 ( 0.00111) = 0.0978 M

Calcolo del pH

A questo punto la concentrazione di H3O+ può essere ottenuta indifferentemente sostituendo i dati noti nell’espressione della Ka1 o della Ka2.

Ka1 = 4.30 ∙ 10-7 = [H3O+][HCO3–]/ [H2CO3] = [H3O+] 0.0978/ 0.00111

Da cui [H3O+] = 4.94  ∙  10-9 M

Da cui pH = – log 4.94  ∙  10-9 = 8.31

Una formula che può essere usata è:

[H3O+] = √ Ka2CNaHCO3 + Kw/ 1 + (CNaHCO3/Ka1 )= √(5.61 ∙ 10-11  ∙ 0.100) + 10-14  / 1 + (0.100/4.30 ∙ 10-7)  = 4.94  ∙  10-9 M

Tale formula non ha validità se la soluzione è molto diluita o se in generale il valore di Ka2 o il rapporto Kw/Ka1 è relativamente grande.

Tags: acido carbonicobicarbonato di sodiocostante di equilibrioI.C.E. chart

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Maurizia Gagliano, Dottore in Chimica e Docente. Massimiliano Balzano, Dottore in Scienza e Ingegneria dei Materiali.

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Il Progetto Chimicamo

Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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