Determine el pH si se añade un exceso de 0,5 mL de solución titulante:

a)

[Abreviaré el acético como HAc y el acetato como NaAc]

NaOH + HAc ---> NaAc + H2O

Como la reacción transcurre mol a mol, los 25·10^(-3) L · 0,1 mol/L = 2,5·10^(-3) mol de NaOH reaccionarán con 2,5·10^(-3) mol de HAc, que están contenidos en un volumen

V = nº de moles / molaridad = 2,5·10^(-3) mol / 0,2 mol/L = 1,25 · 10^(-2) L

Todos los moles de NaOH desaparecen; lo mismo ocurre con los moles de HAc, y se habrán formado 2,5·10^(-3) mol de NaAc.

Si ahora añadimos 5 · 10^(-3) L de HAc 0,2 M tendremos en la disolución lo siguiente:

V = 25·10^(-3) + 1,25 · 10^(-2) + 5 · 10^(-3) = 4,25 · 10^(-2) L

0 mol de NaOH

0 + 5 · 10^(-3) L · 0,2 mol/L = 10^(-3) mol de HAc

2,5·10^(-3) mol de NaAc

Y agua, naturalmente.

Es decir, tendremos en la solución un ácido débil y una sal de este ácido débil; por tanto, se trata de una solución reguladora, y para calcular su pH usaremos la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

[HAc] = 10^(-3) mol / 4,25 · 10^(-2) L = 2,35 · 10^(-2) M

[NaAc] = 2,5·10^(-3) mol / 4,25 · 10^(-2) L = 5,88 · 10^(-2) M

pH = pKa + log([sal]/[ácido]

pH = - log [1,75 · 10^(-5)] + log [5,88 · 10^(-2) / 2,35 · 10^(-2) = 4,76 + 0,40 = 5,16

b)

NaOH + HCl ---> NaCl + H2O

La reacción también transcurre mol a mol, por tanto reaccionarán todos los moles de NaOH con los mismos moles de HCl, formándose los mismos moles de NaCl.

Moles de NaOH = 25·10^(-3) L · 0,1 mol/L = 2,5·10^(-3) mol de NaOH

Moles de HCl = 2,5·10^(-3) mol; como la concentración es la misma que la del NaOH el volumen será el mismo: 25 · 10^(-3) L.

Tanto el NaOH como el HCl desaparecen, y se forman 2,5·10^(-3) mol de NaCl, que es una sal de ácido fuerte y base fuerte, por lo que no influye en el pH.

El volumen final, después de añadir 5·10^(-3) L de HCl 0,1 M, que corresponden a 5·10^(-4) mol, será

25·10^(-3) + 25·10^(-3) + 5·10^(-3) = 5,5 · 10^(-2) L

Tendremos en la solución 0 mol de NaOH, 0 + 5 · 10^(-4) mol de HCl y NaCl.

Por tratarse de un ácido fuerte, [H+] = concentración inicial del HCl

[H+] = [HCl] = 5 · 10^(-4) mol / 5,5 · 10^(-2) L = 9,1 · 10^(3)

pH = - log [H+] = 2,04

Ahora me doy cuenta de que he hecho los cálculos, por error, con 5 mL añadidos, cuando el enunciado dice 0,5 mL. Lo siento, pero debes cambiar eso.