Il Bicarbonato di sodio in soluzione si dissocia completamente.
Deriva dall’acido carbonico che è un acido poliprotico, per cui bisogna considerare i due protoni.
Il Bicarbonato CO3– + H2O >>> < HCO3– + OH-
L’idrogenocarbonato HCO3- + H2O > < H2CO3– + OH-
Il primo equilibrio è più spostato a destra del secondo.
Il bicarbonato privato del sodio è una base che attrae protoni e quindi alcalinizza, per cui ho bisogno della Kb.
Tabella dei Ka e Kb dell’acido carbonico
| Ka1 | 4,2 ∙10^‒7 | Kb1 | 10^-14/ 4,2 ∙10^‒7 | 2,3 x 10^-8 |
| Ka2 | 4,8·10^-11 | Kb2 | 10^-14/ 4,8·10^-11 | 2,1 x 10^-4 |
| Ka1-2 | 4,4 x 10^-9 | Kb1-2 | 2,2 x 10^-6 |
Ka1-2 = (4,2 ∙10^‒7 x 4,8·10^-11= 4,4 x 10^-9
Una soluzione di 50 g Bicarbonato di sodio NaHCO3 in un litro di acqua a 25 °C che pH avrà ?
Il bicarbonato di sodio ha massa molecolare: 23 + 1 + 12 + 16×3 = 84, quindi in 50 grammi ci sono
50/84 = 0,59 moli di NaHCO3.
Il Bicarbonato di sodio NaHCO3 si dissocia in Na+ e HCO3-.
Il sodio è l’ac.coniugato debole dell’NaOH.
Lo ione idrogenocarbonato HCO3- è la base coniugata forte del debole ac.carbonico H2CO3.
Quindi la soluzione sarà alcalina.
Risoluzione partendo dalla dissociazione acida
L’acido carbonico è un acido poliprotico, perchè può perdere 2 H+ con due costanti di dissociazione:
Ka1 dell’acido carbonico è 4,2 ∙10^‒7 e Ka2 è 4,8·10^-11.
Quindi si mette sotto radice il prodotto delle due Ka1 x Ka2 =
K = Rdq di 4,2 ∙10^‒7 x 4,8·10^-11 = 4,4 x 10^-9
La Ka è già la concentrazione di ioni H+:
[ H ] = 4,4 x 10^-9
quindi il pH = -log 4,4 x 10^-9 = 8,35 come previsto.
Risoluzione partendo dalla prima dissociazione basica
La base HCO3- idrolizza l’acqua e si forma un po’ di H2CO3 e un po’ di OH-
Kb = 10^-14 / 4,2 ∙10^‒7 = 2,3 x 10^-8
La reazione è HCO3- + H2O >< H2CO3 + OH-
| iniziale | all’equilibrio | |
| [ HCO3- ] | 0,59 | 0,59 – X |
| [ H2CO3 ] | 0 | X |
| [ OH- ] | 0 | X |
Keq =[ H2CO3 ] x [ OH- ] / [ HCO3- ]
Alla fine della reazione si sono formate uguali concentrazioni molari di H2CO3 e OH-
Keq = 2,3 x 10^-8 = [ X ] x [ X ] / [ 0,59- X ]
2,3 x 10^-8 = [ X^2 ] / [ 0,59- X ]
2,3 x 10^-8 x [ 0,59- X ] = [ X^2 ]
abbiamo un’equazione di secondo grado: aX^2 + bX + c = 0
Siccome la variazione è minima si può soprassedere e scrivere più semplicemente
X^2 = 2,3 x 10^-8 x 0,59
X^2 = 1,4 x 10^-8
X = 1,18 x 10^ -4
-log di 1,18 x 10^ -4 = pOH 3,9
pH = 14 – 3,9 = 10,1
Se considero solo la dissociazione del primo sodio ho ph 10,1
Risoluzione partendo dalla prima e seconda dissociazione basica
La base HCO3- idrolizza l’acqua e si forma un po’ di H2CO3 e un po’ di OH-
Kb = 10^-14 / 2,2 x 10^-6 = 4,5 x 10^-9
La reazione è HCO3- + H2O >< H2CO3 + OH-
| iniziale | all’equilibrio | |
| [ HCO3- ] | 0,59 | 0,59 – X |
| [ H2CO3 ] | 0 | X |
| [ OH- ] | 0 | X |
Keq =[ H2CO3 ] x [ OH- ] / [ HCO3- ]
Alla fine della reazione si sono formate uguali concentrazioni molari di H2CO3 e OH-
Keq = 4,5 x 10^-9 = [ X ] x [ X ] / [ 0,59- X ]
4,5 x 10^-9 = [ X^2 ] / [ 0,59- X ]
4,5 x 10^-9 x [ 0,59- X ] = [ X^2 ]
abbiamo un’equazione di secondo grado: aX^2 + bX + c = 0
Siccome la variazione è minima si può soprassedere e scrivere più semplicemente
X^2 = 4,4 x 10^-9 x 0,59
X^2 = 2,6 x 10^-9
X = 5,5 x 10^ -5
-log di 5,5 x 10^ -5 = pOH 4,25
pH = 14 – 4,25 = 9,75
Se considero la dissociazione del primo e del secondo sodio (poliprotia) ho pH 7,95
Ovviamente il pH scende da 10,1 a 9,75.