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Química 05

2025 IDOYAGA

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QUÍMICA 05 CBC
CÁTEDRA IDOYAGA

Unidad 15: Buffer y equilibrio de solubilidad

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9. Calcule el pH de $1,00 \mathrm{~L}$ de una disolución amortiguadora de $\mathrm{CH}_{3} \mathrm{COONa}   1,00 \mathrm{M}$/$\mathrm{CH_3COOH}$ $1,00 \mathrm{M}$ antes y después de agregar:
a) $0,080$ moles de $\mathrm{NaOH}$

Respuesta

Cuando agregamos una base fuerte ($\mathrm{NaOH}$) a un buffer, esta se disocia completamente, y el $\mathrm{OH^-}$ reacciona con el componente ácido del buffer ($\mathrm{CH_3COOH}$), convirtiéndolo en su base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$, llamada acetato).


Empecemos calculando el pH inicial de la solución buffer (amortiguadora). Esto sería, antes de agregarle nada. Para eso vamos a usar la ecuación Henderson-Hasselbalch:

$\mathrm{pH} = \mathrm{pKa} + \log \left(\frac{[\mathrm{Base}]}{[\mathrm{Ácido}]}\right)$


Los datos que tenemos son: · Concentración de ácido acético $[\mathrm{CH_3COOH}] = 1,00 \mathrm{M}$ · Concentración de acetato $[\mathrm{CH_3COO^-}] = 1,00 \mathrm{M}$ (ya que la sal acetato de sodio se disocia completamente, por lo tanto, como  $[\mathrm{CH_3COONa}] = 1,00 \mathrm{M}$, entonces $[\mathrm{CH_3COO^-}] = 1,00 \mathrm{M}$) · $K_a = 1,8 \times 10^{-5}$


Reemplazamos los valores en la fórmula para obtener el pH inicial:

$\mathrm{pH}_{inicial} = 4,74473 + \log \left(\frac{1,00 \mathrm{M}}{1,00 \mathrm{M}}\right)$

$\mathrm{pH}_{inicial} = 4,74473 + \log(1)$

$\mathrm{pH}_{inicial} = 4,74473 + 0$



✅ pH inicial = 4,74






Ahora calculemos pH después de añadir 0,080 moles de NaOH.

Cuando agregamos una base fuerte ($\mathrm{NaOH}$) a un buffer, esta reacciona (particularmente los iones $\mathrm{OH^-}$) con el componente ácido del buffer ($\mathrm{CH_3COOH}$), convirtiéndolo en su base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$).


1. La reacción que se da es esta:
$\mathrm{CH_3COOH} \quad + \quad \mathrm{OH^-} \quad \longrightarrow \quad \mathrm{CH_3COO^-} \quad + \quad \mathrm{H_2O}$


Es decir, que la concentración de ácido ($\mathrm{CH_3COOH}$) y la base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$) van a variar, por lo tanto, el pH va a cambiar. Y para calcularlo vamos a tener que plantear nuevamente la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
$\mathrm{pH} = \mathrm{pKa} + \log \left(\frac{[\mathrm{Base}]}{[\mathrm{Ácido}]}\right)$




2. Calculemos las nuevas concentraciones de ácido y base:

Moles iniciales en el buffer:

Como el volumen es $1,00 \mathrm{~L}$, las concentraciones molares son iguales a los moles.
Moles de $\mathrm{CH_3COOH} = 1,00 \mathrm{~mol}$
Moles de $\mathrm{CH_3COO^-} = 1,00 \mathrm{~mol}$
Moles de $\mathrm{OH^-}$ agregados $= 0,080 \mathrm{~mol}$

Cambio en los moles después de la reacción:

La base fuerte ($\mathrm{OH^-}$) consume ácido ($\mathrm{CH_3COOH}$) y produce base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$).
Moles de $\mathrm{CH_3COOH}_{final} = 1,00 \mathrm{~mol} - 0,080 \mathrm{~mol} = 0,920 \mathrm{~mol}$
Moles de $\mathrm{CH_3COO^-}_{final} = 1,00 \mathrm{~mol} + 0,080 \mathrm{~mol} = 1,080 \mathrm{~mol}$

Nuevas concentraciones:
Como el volumen sigue siendo $1,00 \mathrm{~L}$ (no hay cambio en el volumen), las concentraciones son:
$[\mathrm{CH_3COOH}]_{final} = 0,920 \mathrm{M}$
$[\mathrm{CH_3COO^-}]_{final} = 1,080 \mathrm{M}$



Te dejo una tablita donde se muestra esto mismo por si te sirve:
 
$\mathrm{ CH_3COOH_{(aq)}}$ $\mathrm{ OH^-_{(aq)}}$ $\longrightarrow$ $\mathrm{CH_3COO^-_{(aq)}}$ $\mathrm{H_2O_{(l)}}$
Inicial 1,00 0,080 1,00
Cambio −0,080 −0,080 +0,080
Final 0,92 0 1,08



3. Calculemos el pH final:

$\mathrm{pH} = \mathrm{pKa} + \log \left(\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]_{final}}{[\mathrm{CH_3COOH}]_{final}}\right)$

$\mathrm{pH} = 4,74473 + \log \left(\frac{1,080}{0,920}\right)$


$\mathrm{pH} = 4,74473 + \log(1,17391)$


$\mathrm{pH} = 4,74473 + 0,06965 = 4,81438$



✅ pH = 4,81 -> luego de agregar los 0,800 moles de NaOH

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