Question

Una solución que contiene 0.10 moles de HC2H3O2 y 0.2 moles de NaC2H3O2 en 1L se tratan con 0.010 moles de NaOH. Suponga que no hay cambio en el volumen de la solución. A a. ¿Cuál sería el pH original de la solución? b. ¿Cuál sería el pH de la solución después de añadir el NaOH? Ka=1.8 x 10-5

Answer 1

Se trata de una solución reguladora; puedes aplicar directamente la ecuación de Henderson-Hasselbalch o bien razonarlo así (ojo con los superíndices +, porque parecen -):

Conc. inicial de HA = 0,10 M
Conc. inicial de NaA = 0,2 M

Ecuac. del equil.  HA + H2O  ↔  A⁻ + H₃O⁺
Inicial                  0,10                  0,2      0    Considero nula la [H₃O⁺] del agua
Reacción              -x                    +x      +x
Equilibrio          0,10-x              0,2+x      x

1,8·10⁻⁵ = (0,2+x)·x / (0,10-x)
Despreciando x frente a 0,2 y frente a 0,10 queda

1,8·10⁻⁵ = 0,2·x / 0,10

de donde x = [H₃O⁺] = 9·10⁻⁶

pH = - log 9·10⁻⁶ = 5,05

Al añadir una cantidad moderada de NaOH, los OH- que aporta reaccionan con los H3O+ de la solución, pero esto hace que el equilibrio del acético se desplace hacia la derecha, reponiendo los H3O+ y haciendo que el pH apenas varíe. Si el desplazamiento de la reacción hace que desaparezca 0,010 mol de HA y se formen 0,010 mol más de A-, la nueva concentración de H3O+ en el nuevo equilibrio será

     HA                    A-      H3O+
0,10-0,01         0,2+0,01     x

1,8·10⁻⁵ = (0,2+0,01)·x / (0,10-0,01)

x = [H3O+] = 7,71·10^(-6) M

pH = 5,11

Como se ve, el pH apenas varió debido al carácter regulador de la solución. (Compárese con lo que variaría añadiendo 0,010 mol de NaOH a 1 L de agua pura: su pH pasaría de 7 a 12)