Question

Calcular el pH final de una solución 0'4 normal y 50 mililitros de ácido acético a la que se agregan 50 mililitros de acetato sódico 0'2 normal constante de acidez 1'8 × 10 ^ -5

Answer 1

Para calcular el pH hay dos formas, haremos la más sencilla y rápida

Utilizaremos la ecuación Henderson-Hasselbach

$pH= pK_{a} +log(\frac{B}{HB})$

La cual se obtiene de la siguiente manera

$HB = H^{+}  + B^{-}$

Donde la B es la base conjugada del ácido, en este caso la base conjugada del ácido acético es CH3OO- (el ion acetato)

Teniendo eso en cuenta, planteamos la constante de equilibrio

$K_{a}=\frac{(H^{+})(B^{-})}{(HB)}$

Sacamos los logaritmos de ambos lados, y multiplicamos por -1

$log(K_{a})=log(\frac{(H^{+})(B^{-})}{(HB)})\\\\log(K_{a})=log(\frac{(B^{-})}{(HB)})+log(H^{+})\\\\multiplicamos \ por \ -1\\\\-log(K_{a})=-log(\frac{(B^{-})}{(HB)})-log(H^{+})\\\\pasamos  el  logaritmo  de  las  concnetraciones  al otro lado\\-log(K_{a})+log(\frac{(B^{-})}{(HB)})=-log(H^{+})\\\\pH= pK_{a}+log(\frac{(B^{-})}{(HB)})$

Y solamente aplicamos la fórmula, el -logKa se convierte en pKa igualmente que el menos logaritmo de la concentración de H+ (-logH+) es igual al pH

Introducimos las concentraciones y el pKa

$pH= -log(1.8x10^{-5} )+log(\frac{0.2N}{0.1N})\\\\pH=4.7+0.301 =5.045$