Calcolo del ph di un sale

Buon pomeriggio, gentilmente vorrei un aiuto sul seguente esercizio: 

Calcolare il ph di una soluzione 0,150 M di NaHCO3 sapendo che per l'acido carbonico k1=4,30x10^-7 e k2=5,61x10^-11.

Prima di tutto vorrei chiarire dei dubbi:

-Premettendo di sapere che, lo ione idrogenocarbonato assume un comportamento anfotero, (per cui in un caso si comporta da acido cedendo un H+ e nell'altro caso da base acquistando un H+), provando a seguire lo svolgimento che mi hanno proposto ho notato che nel secondo caso l'equilibrio dello ione idrogenocarbonato dà tra i prodotti CO2 + OH-. Perchè? Non mi è molto chiaro.

-Come calcolo la concentrazione degli idrogenioni ai fini del pH?

Allego, la foto del mio procedimento. 

Ringrazio anticipatamente.

La dissociazione basica dello ione HCO3(-) è:

HCO3(-) + H2O <--> H2CO3 + OH-

Poiché, già a temperatura ambiente, l'H2CO3 si decompone in:

H2CO3 --> H2O + CO2(g)

avremo:

HCO3(-) <--> CO2(g) + OH-

Nella dimostrazione che segue preferisco lasciare H2CO3.

[quote=

LuiCap pid='106007' dateline='1586429479']

La ringrazio moltissimo, mi è stata davvero d'aiuto..

Nella foto che ho allegato di seguito ho fatto un ragionamento un po' più semplificato; potrebbe dirmi se è comunque corretto?

Sì, è corretto.

Mi sembra però che sia molto più semplice ricordare la formula:

[H+] = radq (K1 · K2)

A meno che il docente non richieda la dimostrazione.

Ad esempio, sapendo che le tre costanti di dissociazione dell'H3PO4 sono:

K1 = 6,9·10^-3

K2 = 6,2·10^-8

K3 = 4,8·10^-13

Il pH di una soluzione a qualsiasi concentrazione di NaH2PO4 è:

[H+] = radq (6,9·10^-3 · 6,2·10^-8) = 2,07·10^-5 mol/L

pH = -log 2,07·10^-5 = 4,68

Il pH di una soluzione a qualsiasi concentrazione di Na2HPO4 è:

[H+] = radq (6,2·10^-8 · 4,8·10^-13) = 1,73·10^-10 mol/L

pH = -log 1,73·10^-10 = 9,76