H2CO3(aq) + KOH(aq)→ K+(aq) + HCO3-(aq)
HCO3-(aq) + KOH(aq)→ K+(aq) + CO32-(aq)
Per stabilire in quale condizione ci si trova a fine reazione è necessario calcolare le quantità in moli delle specie reagenti.n H2CO3 = M·V = 0,20 mol/L · 25,0·10-3 L = 5,0·10-3 mol
n KOH = M·V = 0,100 mol/L · 50,0·10-3 L = 5,00·10-3 mol
La quantità in moli di KOH è uguale a quella di H2CO3 ed è pertanto sufficiente a completare la prima delle due reazioni, cioè a trasformare tutto l’acido carbonico in ione idrogenocarbonato. Il problema si riduce allora al calcolo del pH di una soluzione di uno ione anfolita, cioè di uno ione che può comportarsi sia da acido che da base. Poiché lo ione HCO3- è un acido debole (la sua Ka, che corrisponde alla Ka2 dell’acido carbonico, ha infatti un valore piccolo) ed è anche una base debole (la suaKb, che corrisponde a Kw / Ka1 H2CO3 = 2·10-8, ha infatti un valore piccolo), e la sua soluzione è sufficientemente concentrata, è possibile calcolarne in prima approssimazione la concentrazione degli ioni H+ applicando la seguente formula:[H+]2 = Ka1 H2CO3 · Ka2 H2CO3 = 10-Ka1 · 10-Ka2 = 10-6,2 · 10-10 = 6,3·10-17
[H+] = √6,3·10-17 = 7,9·10-9 mol/L
pH = - log [H+] = -log 7,9·10-9 = 8,1
In conclusione, il pH della soluzione a fine reazione è 8,1 e il valore coincide con il risultato proposto dal tuo libro.