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

Ka14,2 ∙10^‒7 Kb1 10^-14/ 4,2 ∙10^‒7 2,3 x 10^-8
Ka24,8·10^-11 Kb2 10^-14/ 4,8·10^-11 2,1 x 10^-4
Ka1-24,4 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-

inizialeall’equilibrio
[ HCO3- ] 0,59 0,59 – X
[ H2CO3 ] 0X
[ OH- ] 0X

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-

inizialeall’equilibrio
[ HCO3- ] 0,59 0,59 – X
[ H2CO3 ] 0X
[ OH- ] 0X

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.