Calcolo del pH del diidrogeno fosfato H2PO4-
Il diidrogeno fosfato H2PO4- è un anione che si forma dalla dissociare di un sale, come ad esempio il diidrogenofosfato di sodio. Supponiamo di voler calcolare il pH di una soluzione acquosa di NaH2PO4 avente una concentrazione di 0.100 M, tenendo conto che K^{a1} = 7.1 ∙ 10^{-3}; K^{a2} = 6.3 ∙ 10^{-8}; K^{a3} = 4.5 ∙ 10^{-13}.
Si può assumere che il fosfato biacido di sodio si dissocia completamente in Na+ e H2PO4- con una concentrazione di 0.100 M.
L’ione H2PO4- in presenza di acqua può comportarsi sia da acido secondo l’equilibrio H2PO4- + H2O ⇌ HPO4^{2-} + H3O+ regolato da K^{a2}, oppure può comportarsi da base secondo l’equilibrio H2PO4- + H2O ⇌ H3PO4 + OH-.
La costante di idrolisi, K, può essere calcolata come K = K^{w}/K^{a1} = 10^{-14}/7.1 ∙ 10^{-3} = 1.4 ∙ 10^{-12}. Dato l’ordine di grandezza diverso tra le due costanti, si può ritenere che il fosfato biacido si comporti da acido monoprotico.
Costruiamo una I.C.E. chart:
| | H2PO4- | H2O | ⇌ | HPO4^{2-} | H3O+ |
|——————-|——–|—–|—-|———–|——-|
| Stato iniziale | 0.100 | | | // | // |
| Variazione | -x | | | +x | +x |
| Equilibrio | 0.100-x| | | x | x |
Da K^{a2} = 6.3 ∙ 10^{-8} = [HPO4^{2-}][ H3O+]/[ H2PO4-] = (x)(x)/0.100-x,
deriviamo che x = [H3O+] = 7.9 ∙ 10^{-5} M.
Quindi, pH = – log (7.9 ∙ 10^{-5}) = 4.1.
