Calcoliamo di una soluzione di carbonato di sodio Na2CO3 il pH, sapendo che questi un sale proveniente da ac.debole diprotico: l’acido carbonico H2CO3
l’acido carbonico H2CO3 in acqua > < H+ + HCO3- (Ka1: 4,2 x 10^-7)
lo idrogenocarbonato HCO3- in acqua > < H+ + CO3-2 (Ka2: 4,8 x 10^-11)
Il carbonato di sodio Na2CO3 in acqua libera il sodio e attrae a sè gli idrogeni H+, per cui l’effetto sulla soluzione è basico, ma la domanda è quanto è basico ?
Si parte dalle due Ka che vengono trasformate in Kb:
Kb1 = Kw / Ka2 = 10^-14 / 4,8 x 10^-11 = 2,08 x 10^-4
Kb2 = Kw / Ka1 = 10^-14 / 4,2 x 10^-7 = 2,38 x 10^-8
Si osserva che la Kb2 è 10.000 volte più piccola della Kb1, la seconda dissociazione praticamente non avviene, per cui tutti i calcoli si fanno con la prima dissociazione: Kb 2,08 x 10^-4
poi (rdq di 4 x 2,08 x 10^-4)/2 = 2,88*10^-2/2 = 1,44 10^-2
Per vedere tutta la trafila dei conteggi potete andare su questa pagina.
Se la soluzione ha molarità 1, cioè se aggiungiamo (23×2+ 12 + 16×3) 106 grammi di carbonato,
il pOH = -log 1,44 x 10^-2 = 1,84
pH = 14 – pOH = 14 – 1,84= 12,16
Calcolo del pH considerando le due Kb
Per pignoleria consideriamo le due Kb
Kb1 = 2,08 x 10^-4
Kb2 = 2,38 x 10^-8
Kb 1 e 2 = rdq ( 2,08 x 10^-4 x 2,38 x 10^-8) = 2,58 x 10 ^-6
X = rdq ( 2,58 x 10 ^-6 x 1) = 1,6 x 10^-3
pOH = 2,8
pH = 14 – 2,8 = 11,2
Perchè in questo caso viene un pH meno alcalino ?
Perchè mentre il Na2CO3 carbonato di sodio perde subito il primo sodio e quindi manifesta la sua azione alcalinizzante, ma poi NaHCO3 si comporta più da base per cui il pH si riabbassa.