IDROLISI DI ANFOLITI

Un anfolita è un elettrolita che in soluzione acquosa funziona sia come acido sia come base a seconda delle condizioni di pH.

Partendo dai valori delle costanti di dissociazione dell’acido ortofosforico che sono Ka1= 7∙10-3   Ka2= 6.2∙10-8   Ka3= 4.4∙10-13 , proponiamoci di risolvere i due casi che seguono.

In entrambi i problemi una trattazione rigorosa dovrebbe tener conto del fatto che in soluzione abbiamo 5 specie chimiche in soluzione con i loro valori di concentrazione , che vanno determinati con la risoluzione di un sistema di 5 equazioni. Per fortuna sono verificate queste due importanti condizioni :

(*)  Cs >> Ka1    e    CS Ka2>> Kdove Cs = concentrazione iniziale sale

Ciò significa che , a partire dal sistema, riusciremo ad ottenere un’ equazione per il calcolo del pH piuttosto semplificata grazie al fatto che la concentrazione di H2PO4 (1° problema)  o HPO42-  (2° problema) è molto maggiore delle altre. Ma è possibile anche un approccio alternativo.

a) Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di NaH2PO4

In soluzione acquosa il sale in questione è completamente dissociato in ioni Na+ , che non producono idrolisi acida, e anioni H2PO4. Quest’ultimo è la base coniugata di H3PO4 , ma anche un acido diprotico. Può dar vita ai due seguenti equilibri:

1) H2PO4 + H2O ↔ H3PO4 + OH–                                                                                                                     2) H2PO4 + H2O ↔ HPO42-+ H3O+

Tanto per cominciare , i valori delle costanti di questi due equilibri ci suggeriscono che dovremo trovarci, nei calcoli a seguire, con valori di pH acidi. Infatti Ka2 >> Kidrolisi.

Ci conviene semplificare anzichè trattare simultaneamente i due equilibri precedenti in cui compaiono 5 concentrazioni incognite. Ciò è possibile grazie a (*). Infatti possiamo affermare (approssimando) che per ogni molecola di fosfato biacido che, per idrolisi, forma una molecola di acido H3PO4, contemporaneamente una molecola di fosfato biacido ne produce una di fosfato monoacido. Questo si traduce nella somma delle reazioni 1 e 2, ovvero:

2 H2PO4↔ H3PO4 + HPO42-   K = Ka2/Ka1= 8.7∙10-6

8.7∙10-6 = x2/ (0.1 – 2x)2 = x2/ (0.01 + 4x2 – 0.4x)    ovvero                                      x2 + 3.48∙10-6x – 8.7∙10-8 = 0   da cui                                                                                x= 2.9∙10-4 = [H3PO4] = [HPO42-]  e [H2PO4] ≈0.1

Possiamo a questo punto ricavare [H3O+] sostituendo i valori delle concentrazioni di equilibrio così trovati nella 2:

2) H2PO4 + H2O ↔ HPO42-+ H3O+    Ka2 = 6.2∙10-8                                          6.2∙10-8 = [H3O+]∙2.9∙10-4 / 0.1    da cui [H3O+] = 2.14∙10-5       pH= 4.67

b) Calcolo del pH di una soluzione 0.1 M di Na2HPO4

Si tratta di un caso decisamente simile al precedente, trattabile allo stesso modo.

1) HPO42- + H2O ↔ H2PO4+ OH–                                                                                       2) HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+

ovvero, semplificando:  2 HPO42- ↔ H2PO4+ PO43-   K = Ka3/Ka2 = 7∙10-6

7∙10-6 = x2/ (0.1 – 2x)2 = x2 / 0.01 + 4x2 – 0.4x                                                              x2 + 2.8∙10-6x – 7∙10-8 = 0            da cui x = 2.63∙10-4= [H2PO4] = [PO43-

Quindi ricaviamo il pH dalla 2:

2) HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+       Ka3= 4.4∙10-13 = [H3O+]∙ 2.63∙10-4 / 0.1

[H3O+]= 1.67∙10-10   pH= 9.78

Nel caso di concentrazioni CS molto più basse l’approccio adoperato nei due problemi porta a risultati poco accettabili. A proposito di questo, il prof. Rodomontano suggerisce una formula utile per tutte le concentrazioni :

[H3O+] = ((Ka1*Ka2*Cs + Ka1*Kw)/ (Ka1 + Cs))^0.5

Per  approfondimenti e dimostrazioni  : http://rodomontano.altervista.org/downloads/Anfoliti.pdf

Chimitutor -06 Novembre 2017