Bueno … en solución acuosa, no hay garantía de que todo el CO2 * necesariamente * sea emitido; depende del pH de la solución resultante que a su vez depende de la proporción de los reactivos.
La cosa es que si tienes un mol de cada reactivo obtienes
KHCO3 + H3PO4 → KH2PO4 + H2CO3
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Entonces, aquí tienes más o menos fosfato de potasio monobásico, que al ser ácido en solución tenderá a expulsar el CO2, dándote
KHCO3 + H3PO4 → KH2PO4 + H2O + CO2.
Está bien. Pero si tiene el doble de equivalentes de KHCO3, entonces:
2KHCO3 + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2CO3
Bueno, el fosfato de potasio dibásico (que se usa con frecuencia como solución tampón) es en realidad muy ligeramente básico, a pesar de que el ácido en cierto sentido no ha sido ‘completamente neutralizado’, porque el carbonato de potasio es una base fuerte, mientras que el ácido fosfórico es un ácido débil. . Entonces, el resultado neto aquí será que algunos de los iones de carbonato tenderán a permanecer en solución, resultando en un equilibrio dependiente de la temperatura. De hecho, en este punto ya no tiene sentido ver la reacción en términos de la ecuación anterior: tendríamos que ver todos los iones individuales en solución.
Se vuelve aún más complicado si intenta reaccionar tres equivalentes de KHCO3 con uno de H3PO4. En principio, puede parecer que debería obtener K3PO4, pero la reacción real es más cercana a la del fosfato de potasio dibásico, arriba; KHCO3 no es una base lo suficientemente fuerte como para tomar el último protón de K2HPO4. Bajo un fuerte calor (ebullición), que elimina el CO2, la reacción se completará de todos modos, pero en condiciones acuosas a temperatura ambiente, terminará con una solución ligeramente básica con muchos KHPO3 +, OH-, K2PO3 +, KCO2 + y así en flotar alrededor.
