Determinar todas las concentraciones de todas las especies para una disolución de H3PO4 con una concentración de 3.00mol/L.
Ka1= 7.1 x 10^-3
Ka2= 6.3 x 10^-8
Ka3= 4.2 x 10^-13
Respuestas
Respuesta:
Explicación:
El ácido fosfórico se disocia, en su primera disociación, así:
H3PO4 + H2O ⇄ H2PO4⁻ + H3O⁺
Si la concentración inicial de H3PO4 es 3.00 mol/L y se disocian x₁ mol/L, en el equilibrio quedarán (3.00 - x₁) mol/L de H3PO4, x₁ mol/L de H2PO4⁻ y x₁ mol/L de H3O⁺. Por tanto,
7.1 · 10⁻³ = x₁ · x₁ / (3.00 - x₁)
Resolviendo la ecuación de segundo grado sin hacer aproximación alguna, porque el valor de Ka1 no es muy pequeño, obtenemos el valor de x, que es la concentración molar tanto del ion H2PO4⁻ como del H3O⁺:
x₁ = [H2PO4⁻] = [H3O⁺] = 0.14 mol/L
con lo que
[H3PO4] = 3.00 - 0.14 = 2.86 mol/L
Ahora hay en la disolución 2.86 mol/L de H3PO4, 0.14 mol/L de H2PO4⁻ y 0.14 mol/L de H3O⁺
Segunda ionización.
H2PO4⁻ + H2O ⇄ HPO4²⁻ + H3O⁺
Supongamos que de los 0.14 mol/L de H2PO4⁻ se disocian x₂ mol/L; en el equilibrio quedarán 0.14 - x₂ mol/L de H2PO4⁻, x₂ mol/L de HPO4²⁻ y x₂ mol/L de H3O⁺.
6.3 · 10⁻⁸ = x₂ · x₂ / (0.14 - x₂)
Como ahora este ácido es muy débil (Ka2 muy pequeño), podremos despreciar x₂ frente a 0.14, con lo que
6.3 · 10⁻⁸ = x₂² / 0.14
de donde
x₂ = [HPO4²⁻] = [H3O⁺] = 9.4 · 10⁻⁵ mol/L
La concentración de H2PO4⁻ y de H3O⁺ quedan prácticamente sin variación con respecto a lo obtenido en la primera disociación, dado el pequeño valor de x₂: quedan en 0.14 mol/L.
La tercera disociación se trata de forma análoga, pero con los valores aún más pequeños:
HPO4²⁻ + H2O ⇄ PO4³⁻ + H3O⁺