Tính pH của dung dịch NaHCO3 0,15 M. Biết: H2CO3 có K₁ = 4.3.10^(-7), K=4,8.10^(-11)

Để tính pH của dung dịch NaHCO3 0,15 M, trước tiên chúng ta cần hiểu rằng NaHCO3 là muối của axit yếu (H2CO3) và bazơ mạnh (NaOH). Trong dung dịch, NaHCO3 sẽ phân ly thành Na⁺ và HCO3⁻. HCO3⁻ có thể hoạt động như một bazơ và nhận proton từ nước, tạo ra H2CO3 và OH⁻. Phương trình phản ứng như sau: \[ \text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{OH}^- \] Để tính pH, chúng ta cần tính nồng độ của OH⁻ trong dung dịch. Sử dụng hằng số cân bằng Kb cho phản ứng này: \[ K_b = \frac{K_w}{K_a} \] Trong đó: - \( K_w = 1.0 \times 10^{-14} \) (hằng số ion hóa nước) - \( K_a \) là hằng số ion hóa của H2CO3, ở đây chúng ta sử dụng K1 = 4.3 × 10^(-7). Tính Kb: \[ K_b = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{4.3 \times 10^{-7}} \approx 2.33 \times 10^{-8} \] Bây giờ, chúng ta có thể thiết lập phương trình cân bằng cho HCO3⁻: \[ K_b = \frac{[H_2CO_3][OH^-]}{[HCO_3^-]} \] Giả sử nồng độ HCO3⁻ ban đầu là 0,15 M và x là nồng độ của OH⁻ sinh ra: \[ K_b = \frac{x^2}{0.15 - x} \] Vì x rất nhỏ so với 0,15, ta có thể bỏ qua x trong mẫu số: \[ K_b \approx \frac{x^2}{0.15} \] Thay Kb vào phương trình: \[ 2.33 \times 10^{-8} = \frac{x^2}{0.15} \] Giải phương trình để tìm x: \[ x^2 = 2.33 \times 10^{-8} \times 0.15 \] \[ x^2 = 3.495 \times 10^{-9} \] \[ x \approx 5.91 \times 10^{-5} \] Nồng độ OH⁻ là \( 5.91 \times 10^{-5} \) M. Từ đó, ta có thể tính pOH: \[ pOH = -\log(5.91 \times 10^{-5}) \approx 4.23 \] Cuối cùng, tính pH: \[ pH = 14 - pOH = 14 - 4.23 = 9.77 \] Vậy pH của dung dịch NaHCO3 0,15 M là khoảng 9.77.