BLOQUE III

QUÍMICA II (1º)
BLOQUE 3.1
Equilibrios ácido-base
Equilibrios hidrólisis sales
Equilibrios disoluciones tampón
Profesor: Mª del Carmen Clemente Jul
TEORÍA ÁCIDO – BASE DE ARRHENIUS
ÁCIDO: SUSTANCIA QUE LIBERA H+ CUANDO SE DISUELVE
EN AGUA
• HIDRÁCIDOS
• OXÁCIDOS
BASE: SUSTANCIA QUE LIBERA OH- CUANDO SE DISUELVE
EN AGUA
REACCIONES ÁCIDO-BASE
ACIDO + BASE
SAL + AGUA
• REACCIÓN ENTRE ÁCIDO Y BASE FUERTES
HCl + NaOH
NaCl + H2O; H+ + Cl- + Na+ + OH-
Na+ + Cl- + H2O
• REACCIÓN ENTRE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
HNO3 + NH3
NH4NO3; H+ + NO3-+ NH3OH
NH4+ + NO3- + H2O
TEORÍA ÁCIDO – BASE DE BRONSTED
ÁCIDO: SUSTANCIA DONADORA DE H+
CLASIFICACIÓN:
• POR EL Nº DE H+ QUE LIBERAN
MONOPRÓTICOS: HNO3
DIPRÓTICOS: H2SO4
TRIPRÓTICOS: H3PO4
• POR LA CALIDAD DE SU IONIZACIÓN
FUERTES: H2SO4
H+ + HSO4-
DÉBILES: HSO4-
H+ + SO4 2-
BASE: SUSTANCIA QUE ACEPTA H+
• NH3 + H2O
NH4+ + OH-
• NO2- + H+
HNO2
• NaOH
Na+ + OH+
H+
H2O
REACCIONES ÁCIDO – BASE (PARES ÁCIDO – BASE CONJUGADOS)
TODO ÁCIDO DE BRONSTED TIENE UNA BASE CONJUGADA Y TODA BASE DE
BRONSTED TIENE UN ÁCIDO CONJUGADO
CH3COO- + HCN
b1
HF
a1
a2
+ NH3
b2
HCO3- + HCO3b1
a2
H2PO4- + NH3
a2
b1
HOCl + CH3NH2
a1
CH3COOH + CN-
b2
a1
b2
NH4+ + Fa2
b1
H2CO3 + CO32a1
b2
HPO42- + NH4+
b2
a1
CH3NH3+ + ClOa2
b1
CO3 2- + H2O
b2
HCO3- + OH-
a1
a2
CH3COO- + H2O
b2
a1
b1
CH3COOH + OHa2
b1
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
H+ + OH-
H2O
[H ][OH ]
=
+
Kc
−
[H 2O]
K c × [H 2O] = K w = [H + ][OH − ]
KW, PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
A 25 ºC EN AGUA PURA
[H ] = [OH ] = 1,0 × 10
+
−
−7
M
K W = (1, 0 × 10 − 7 )(1, 0 × 10 − 7 ) = 10 −14
AUTODISOCIACIÓN DEL AGUA
H2O
H+ + OH-
SEGÚN LA TEORÍA DE BRONSTED:
H3O + H2O
a1
b2
H3O+ + OHa2
b1
ESCALA DE pH
pH = -log [H+]
DISOLUCIONES
ÁCIDAS:
[H+] > 10-7; pH < 7
BÁSICAS:
[H+] < 10-7; pH > 7
NEUTRAS:
[H+] = 10-7; pH = 7
pOH = -log [OH-]
Kw = 10-14 = [H+] [OH-] ; -14 = log [H+] + log [OH-]
14 = pH + pOH
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS
FUERZA DE UN ÁCIDO, ES LA CAPACIDAD DE CEDER UN PROTÓN
(QUE ES CAPTADO POR EL DISOLVENTE)
SE PUEDE MEDIR POR EL GRADO DE DISOCIACIÓN α , QUE
REPRESENTA A LA FRACCIÓN DE MOLÉCULAS QUE SE DISOCIAN
α=
CONCENTRAC IÓN ÁCIDO DISOCIADO EN EL EQUILIBRIO
× 100
CONCENTRAC IÓN INICIAL DE ÁCIDO
LOS ÁCIDOS FUERTES, HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, SE DISOCIAN EN
AGUA AL 100 % (TOTALMENTE)
LA MAYORÍA DE LOS ÁCIDOS SE CLASIFICAN COMO DÉBILES
FUERZA RELATIVA DE BASES
ES LA CAPACIDAD DE ACEPTAR UN PROTÓN PROCEDENTE DEL
DISOLVENTE
SE PUEDE MEDIR POR EL GRADO DE DISOCIACIÓN, α , QUE
REPRESENTA A LA FRACCIÓN DE MOLÉCULAS QUE SE DISOCIAN
α=
CONCENTRAC IÓN BASE DISOCIADO
CONCENTRAC IÓN INICIAL
EN
DE
EL EQUILIBRIO
× 100
BASE
LAS BASES FUERTES, NaOH, KOH, Ba (OH)2, SE DISOCIAN
TOTALMENTE EN AGUA (AL 100 %)
LA MAYORÍA DE LAS BASES SE CLASIFICAN COMO DEBILES
FUERZA RELATIVA DE PARES CONJUGADOS ÁCIDO – BASE
• SI UN ÁCIDO ES FUERTE SU BASE CONJUGADA NO TIENE
FUERZA MEDIBLE
• SI UN ÁCIDO ES DÉBIL CUANTO MÁS FUERTE SEA MÁS DÉBIL
SERÁ SU BASE CONJUGADA
HNO2
a1
NO2- + H+
b1
HCOOCH3
a2
-
COOCH3 + H+
b2
a1 MÁS FUERTE QUE a2
b1 MÁS DÉBIL QUE b2
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
ÁCIDO: SUSTANCIA CAPAZ DE ACEPTAR UN PAR DE eBASE: SUSTANCIA CAPAZ DE DONAR UN PAR DE eF3 B + N&&H 3 → F 3BNH 3
•
a
b
F3B CON HIBRIDACIÓN sp2 EN EL B CUYO ORBITAL 2p SIN
HIBRIDAR ACEPTA EL PAR DE e- NO ENLAZANTES DEL N
DEL NH3
• CO2 + H2O
a
H2CO3
b
CO2 ACEPTA EL PAR DE e- NO ENLAZANTES DEL O DEL H2O
•
&& H 3
Co 3+ + 6 N
Co( NH 3 )36+
Co3+ ACEPTA 6 PARES DE e- DE LOS 6NH3
EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
TRATAMIENTO CUANTITATIVO DE LA DISOCIACIÓN DE LOS ÁCIDOS
Y LAS BASES EN AGUA BASADO EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO EN
DISOLUCIÓN
ÁCIDOS DÉBILES Y CONSTANTES DE IONIZACIÓN ÁCIDA
H3O+ + A-
HA + H2O
ó
HA
Ka =
H+ A−
HA
H+ + A-
CONSTANTE DE IONIZACIÓN ÁCIDA
GRADO DE DISOCIACIÓN, α
EL PORCENTAJE DE DISOCIACIÓN DE LOS ÁCIDOS DÉBILES
MONOPRÓTICOS (HA) SE PUEDE EXPRESAR COMO
%DISOCIACIÓN =
%DISOCIACIÓN =
H+ EN
EL EQUILIBRIO
HA INICIAL
A− EN
×100
EL EQUILIBRIO
HA INICIAL
×100
BASES DÉBILES Y CONSTANTE DE DISOCIACIÓN BÁSICA
B+ + OH-
BOH
Kb =
B+ OH −
CONSTANTE DE DISOCIACIÓN BÁSICA
BOH
GRADO DE DISOCIACIÓN, α
α=
OH −
EQUILIBRIO
BOH INICIAL
Ó
α=
B+
EQUILIBRIO
BOH INICIAL
CÁLCULO DE Ka, pH Y CONCENTRACIONES DE LAS ESPECIES
PRESENTES EN EL EQUILIBRIO 3.1.1b, 3.1.1c Y 3.1.2
3.1.1a)
a) LAS CONCENTRACIONES DE TODAS LAS ESPECIES EN EL
EQUILIBRIO SE EXPRESAN EN FUNCIÓN DE LA CONCENTRACIÓN
INICIAL DE ÁCIDO Y DE UNA SOLA INCÓGNITA x QUE ES EL
CAMBIO DE LA CONCENTRACIÓN
CH3COOH + H2O
INICIO
10-1 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
CH3-COO- + H3O+
0
0
-x M
+x M
+x M
(10-1 – x) M
+x M
+x M
b) Ka SE ESCRIBE EN TÉRMINOS DE LAS CONCENTRACIONES EN
EQUILIBRIO. SI SE CONOCE EL VALOR DE Ka SE PUEDE
RESOLVER LA ECUACIÓN Y OBTENER EL VALOR DE x
x2
x2
Ka = 1,8.10 = −1
= ; x = 1,34.10 −3
10 − x 0,1
−5
c) CON x SE CALCULAN LAS CONCENTRACIONES DE LAS
ESPECIES EN EL EQUILIBRIO Y EL pH DE LA DISOLUCIÓN:
|H+| = 1,34.10-3 ; pH = 2,87
CÁLCULO DE Kb, pH, pOH, CONCENTRACIONES DE LAS ESPECIES
PRESENTES EN EL EQUILIBRIO Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN
3.1.5; 3.1.6; 3.1.7
3.1.5.
..
CH3NH2 + H2O
INICIO
10-1 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
0
0
-x M
+x M
+x M
(10-1 – x) M
+x M
+x M
+
Kb = 4,4.10
−4
CH3-NH3+ + OH-
=
CH 3 − NH 3 OH −
CH 3 NH 2
x2
x2
= −1
= −1
10 − x 10
x = 6,6.10-3
|OH-| = 6,6.10-3; pOH = 2,18; pH = 14-2,18 = 11,82
APROXIMACIONES EN EL CÁLCULO DE EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
SI LA Ka,O LA Kb, ES MENOR O IGUAL A 10-4 Y LA
CONCENTRACIÓN DEL ÁCIDO, O DE LA BASE, ES MAYOR O IGUAL
A 0,1 M:
Co-x = Co (Co = CONCENTRACIÓN INICIAL DEL ÁCIDO, O BASE)
CALCULADO x SE COMPRUEBA SI ES MENOR, O IGUAL, AL 5% DE
Co
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
1)
2)
H2X
HX-
HX- + H+
X2- + H+
Ka1 > Ka2
Ka1 =
Ka 2 =
HX − H +
H2X
X 2− H +
HX −
3.1.35
SOLUCIÓN ACUOSA SATURADA DE CO2 A 25 ºC: 0,145 g CO2/100
mL solucion.
a) EN 1 L. (1000 mL) LA SOLUCIÓN ACUOSA SATURADA DE CO2
CONTIENE 1,45 g CO2
[CO 2 ]0 = n º molesCO2 = 1,45 gCO 2 ×
1L.
1L.
1molCO 2 1,45
=
= 0,033moles / L
PmCO 2 (g ) 44
= 0,033M
b) LEY DE HENRY: LA SOLUBILIDAD DE UN GAS EN UN LÍQUIDO ES
PROPORCIONAL A LA PRESIÓN DEL GAS SOBRE LA DISOLUCIÓN
c = K. p (c ES LA CONCENTRACIÓN MOLAR DEL GAS DISUELTO, p ES
LA PRESIÓN DEL GAS EN ATMÓSFERAS Y K ES LA CONSTANTE DE
HENRY = 4,49.10-5 M/Torr)
3.1.35
P CO 2 (Torr ) =
0,033M
2
=
7
,
3
.
10
Torr
−5
4,49.10 M / Torr
COMO 1 Torr = 1mm Hg y 1 atm = 760 mmHg = 760 torr
p CO 2 (atm) = 7,3.10 2 Torr.
c)
CO2 + H2O
H2CO3
0,033M
0,033M
H2CO3 + H2O
HCO3- + H2O
1atm
= 0,97atm
760Torr
HCO3- + H3O+
CO32- + H3O+
Ka1 = 4,3.10-7
Ka2 = 4,7.10-11
COMO Ka1 >> Ka2, LA (H+) Y EL pH SERÁN LAS PROCEDENTES DE
LA PRIMERA DISOCIACIÓN
3.1.35
HCO3- + H3O+
H2CO3 + H2O
INICIAL
0,033M
0
0
CAMBIO
-x M
+x M
+x M
EQUILIBRIO
(0,033-x)M
+x M
+x M
Ka1 = 4,3.10
−7
=
HCO3− H 3O +
H 2 CO 3
x2
x2
=
≈
0,033 − x 0,033
x = H + = 1,19.10 −4 M; pH = 3,92
HIDRÓLISIS DE SALES
SAL:
COMPUESTO IÓNICO QUE SE FORMA POR LA REACCIÓN
ENTRE UN ÁCIDO Y UNA BASE.
SON ELECTROLITOS FUERTES QUE SE IONIZAN
TOTALMENTE EN AGUA
LA HIDRÓLISIS DE LA SAL ES LA REACCIÓN DEL ANIÓN O
CATIÓN DE LA SAL CON EL AGUA, INFLUYE EN EL pH DE LA
DISOLUCIÓN
HIDRÓLISIS DE SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES NEUTRAS
SALES CON ANIÓN DE ÁCIDO FUERTE Y CATIÓN DE BASE FUERTE
NaNO3
H2O
Na+ + NO3-
(no reacciona
con el agua)
pH = 7
(no reacciona
con el agua)
HIDRÓLISIS DE SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES BÁSICAS
SALES CON ANIÓN DE ÁCIDO DÉBIL Y CATIÓN DE BASE FUERTE
CH COONa H2O
CH -COO- + Na+
3
3
CH3COO- + H2O
Kh = Kb =
CH3-COOH + OH-
CH 3COOH OH −
CH 3 − COO −
LA BASE CH3COO- TIENE COMO ÁCIDO CONJUGADO CH3COOH
CUYA Ka = 1,8.10-3
Kw
Kh = K
=
= 5,6 × 10 −10
−
b CH 3COO
Ka
GRADO DE HIDRÓLISIS
αH =
OH −
EQUILIBRIO
−
CH 3COO
INICIAL
HIDRÓLISIS DE SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES ÁCIDAS
SALES CON ANIÓN DE ÁCIDO FUERTE Y CATIÓN DE BASE DÉBIL
H2O
NH4Cl
NH4+ + ClNH4+ + H2O
Kh = Ka =
NH4OH + H+
NH 4 OH H +
NH +4
EL ÁCIDO NH4+ TIENE COMO BASE CONJUGADA NH4OH CUYA Kb =
1,8 x 10-5
K w 1x10 −14
−10
Kh = K
=
=
=
5
,
6
x
10
+
a NH 4
K b 1,8x10 −5
GRADO DE HIDRÓLISIS
αH =
H+
EQUILIBRIO
+
4 INICIAL
NH
RELACIÓN ENTRE LAS CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE PARES
CONJUGADOS ÁCIDO – BASE
A− H+
Ka =
HA
A- + H+
HA
−
HA
OH
A + H2O
HA + OH
Kb =
A−
Ka • Kb =
A− H+
Ka =
HA
Kw
Kb
•
HA OH −
A−
= H + OH − = K w
Kb =
Kw
Ka
LA IONIZACIÓN DEL AGUA, SE IGNORA SI
|H+|W = |H+| PROCEDENTES DE LA IONIZACIÓN DEL AGUA <= 5% |H+| TOTAL
|H+|TOTAL = [H+] PROCEDENTES DE LA IONIZACIÓN DEL ÁCIDO + [H+]W
Ej.: SI |H+] PROCEDENTES DEL ÁCIDO = 10-3 Y LA |H+|W = 10-7
NO SE CONSIDERA LA IONIZACIÓN DEL AGUA
REACCIONES ÁCIDO – BASE
REACCIONES DE ÁCIDO Y BASE FUERTES
H+ + Cl- + Na+ + OH-
Na+ + Cl- + H2O
DISOLUCIÓN: pH NEUTRO
REACCIONES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
CH3COOH + Na+ + OHCH3-COO- + H2O
CH3-COO- + Na+ + H2O
CH3-COOH + OH-
DISOLUCIÓN: pH BÁSICO
REACCIONES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
H+ + NO3- + NH4OH
NH4+ + H2O
NH4+ + NO3- + H2O
NH4OH + H+
DISOLUCIÓN: pH ÁCIDO
REACCIONES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
CH3COOH + NH3
CH3-COO- + NH4+
CH3-COO- + H2O
CH3-COOH + OH-
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
DISOLUCIÓN: pH NEUTRO, BÁSICO Ó ÁCIDO
HIDRÓLISIS DE SALES PROCEDENTES DE UN ÁCIDO DÉBIL Y UNA
BASE DÉBIL
• SI Kb > Ka
anión se hidroliza más
que el catión
• SI Ka > Kb
catión se hidroliza más
que el anión
• SI Ka = Kb
disolución neutra
disolución básica
disolución ácida
CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN EN EL CÁLCULO DE LOS
EQUILIBRIOS ÁCIDO – BASE
1) C 0 − x ≈ C 0
SI C0 > 100 x
Ka
C0 = CONCENTRACIÓN INICIAL
Kb
Kh
2) LA IONIZACIÓN DEL AGUA NO SE CONSIDERA |H+|w
SI
Ka
Kb X
Kh
Co > 10-13
CÁLCULO DEL pH DE SALES HIDROLIZABLES 3.1.9; 3.1.10;3.1.1
3.1.8.
NaAc
Na+ + Ac-
Ac- + H2O
Kh = Kb =
HAc + OH-
HAc OH −
Ac−
K w 1.10 −14
−10
=
=
=
5
,
53
.
10
K a 1,8.10 −5
COMO NaAc SE DISOCIA TOTALMENTE Y [NaAc]0 = 0,1 M
[Ac Na] = [Ac-] = 0,1 M
Ac- + H2O
HAc + OH-
INICIO
0,1M
0
CAMBIO
-x M
+x M +x M
EQUILIBRIO
(0,1-x) M
+x M +X m
0
[
]
x2
x2
K h = K b = 5,55.10 =
= ; x = OH − = 7,4.10 −6 M
0,1 − x 0,1
pOH = 5,13 ⇒ pH = 14 − 5,13 = 8,87
−10
CÁLCULO DEL pH DE SALES HIDROLIZABLES
3.1.13
1) Na2CO3
NaCO3- + Na+
Ka1 = 4,4.10-7 (H2CO3)
2) NaCO3-
CO32- + Na+
Ka2 = 4,7.10-11 (HCO3-)
10-2 M
1) NaCO3- + H2O
NaHCO3 + OH-
INICIO
10-2 M
0
0
CAMBIO
-x M
+x M
+x M
EQUILIBRIO
(10-2 – x)M
+x M
+xM
Kw
1.10 −14
x2
x2
−8
Kh1 = Kb1 =
=
= 2,2.10 = −2
≈ −2
−7
Ka1 4,4.10
10 − x 10
x = OH − = 1,5.10 −5 ; pOH = 4,83; pH = 9,17
3.1.13
2)
CO3 2- + H2O
HCO3- + OH-
INICIO
10-2 M
0
0
CAMBIO
-y M
+y M
+y M
EQUILIBRIO
(10-2 – y)M
+y M
+y M
Kw
1.10 −14
y2
Kh 2 = Kb 2 =
=
= −2
−7
Ka 2 4,7.10
10
pOH = 2,84; pH = 11,16
CÁLCULO DEL pH DE SALES HIDROLIZABLES
3.1.17
3.1.16. DATOS: Ka HF = 1,1.10-3; Kb NH3 = 2,5.10-5
NH4F
0,10M
NH4+ + F-
F- + H2O
NH4+ + H2O
F- + NH4+
HF + OHNH3 + H3O+
HF + NH3
HF NH 3
Kh = −
(1)
+
F NH 4
SI MULTIPLICAMOS EL NUMERADOR Y EL DENOMINADOR DE (1)
POR EL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA:
HF
NH 3
1
1
Kw
+
−
Kh = − + •
•
H
OH
=
•
Kw
=
Ka Kb
Ka • Kb
F H
NH +4 OH −
10 −14
−7
Kh =
=
3
,
636
.
10
2,5.10 −5.1,1.10 −3
3.1.16
F- + NH4+
INICIO
CAMBIO
EQUIL.
0,1 M
HF + NH3
0,1M
0
-x M -x M
+x M +x M
(0,1 – x)M (0,1-x)M
Kh =
0
+x M + x M
x2
= 3,636.10 −7
2
(0,1 − x)
x 2 + 7,2.10 −8 x − 3,6.10 −9 = 0; x = 6.10 −5
F − = 0,1 − 6.10 −5 = 0,1
Ka =
F− H+
HF
= 1,1.10 −3 ; pH = 6,18
PRÁCTICA: HIDRÓLISIS DE SALES
1 • Ba ( NO ) 2 → Ba 2+ + 2 NO 3−
pH = 7
2 • K 2 CO 3 → KCO 3− + K + ; KCO 3− + H 2O
KHCO3 + OH −
pH > 7
KCO 3− → CO 32− + K + ; CO 32− + H 2 O
HCO 3− + OH −
pH > 7
3 • NH 4 Cl → NH 4+ + Cl − ; NH 4+ + H 2 O
NH 4 OH + H +
pH < 7
4 • NaAc → Ac− + Na + ; Ac− + H 2 O
HAc + OH −
pH > 7
5 • Al2 (SO 4 ) 3 → 2Al3+ + 3SO 24− ; Al3+ + 3H 2 O → Al(OH)3 + 3H +
pH < 7
6 • Na 2SO 4 → 2 Na + + SO 24−
pH = 7
1 Y 6: SAL DE ÁCIDO Y BASE FUERTES
2 Y 4: SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
3 Y 5: SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
HIDRÓLISIS DE SALES PROCEDENTES DE ANIÓN ANFOTÉRICO
(NaHCO3; NaH2PO4; NaHC2O4)
EN DISOLUCIÓN ACUOSA:
NaHCO3
Na+ + HCO3-
EL IÓN HCO3- ES UN ANFÓTERO YA QUE EN EL EQUILIBRIO:
• SE COMPORTA COMO UN ÁCIDO
HCO3- + H2O
H3O+ + CO32- ;
Ka2 =
H 3O + CO 32−
HCO3−
• SE COMPORTA COMO UNA BASE
HCO3- + H2O
H2CO3 + OH- ;
K b2 =
OH − H 2CO 3
HCO 3−
CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN
• |HCO3-|INICIAL >> Ka1
• |HCO3-|INICIAL x Ka2 >> Kw
H 3O + = Ka1 • Ka 2
1
pH = (pKa1 + pKa 2 )
2
NOTA:
• H2CO3
HCO3- + H+ (Ka1)
• HCO3-
CO3 2- + H+ (Ka2)
EX. CÁLCULO DE UNA DISOLUCIÓN DE NaHCO3 0,100 M ¿pH?
(3.1.18 Y 3.1.19)
(Ka1 = 4,3.10-7 ; Ka2 = 4,8.10-11 )
SOLUCIÓN:
COMPROBACIÓN DE CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN
|HCO3-|0 = 0,100 >> 4,3.10-7 = Ka1
|HCO3-|0 x Ka2 = 4,8.10-12 >> 1,0.10-14 = Kw
POR TANTO:
H 3O + = Ka1 • Ka 2 = 4,5.10 −9 M
pH = 8,34
3.1.18
CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA DE NaH2PO4 0,1 M
Ka1 = 1,0.10-2;
H3PO4
Ka2 = 2,7.10-7; Ka3 = 1,8.10-12
H2PO4- + H+
H2PO4-
HPO4 2- + H+
COMPROBACIÓN DE CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN
|H2PO4-|0 = 0,1 >>1,0.10-2 = Ka1
|H2PO4-|0 X Ka2 = 2,7.10-9 >> 1,0.10-14 = Kw
POR TANTO:
H 3O + = Ka1 • Ka 2 = 5,19.10 −5 M
pH = 5 − log 5,19 = 4,28