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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:
b) $0,12$ moles de $HCl$. (Suponga que no hay cambios en el volumen). $\mathrm{Ka}=1,8 \times 10^{-5}$

Respuesta

Esto es similar a la segunda parte del ítem anterior, solamente que ahora, en lugar de añadir una base fuerte al buffer, estamos agreando un ácido fuerte.

Cuando agregamos un ácido fuerte ($\mathrm{HCl}$) a un buffer, este reacciona con el componente base del buffer ($\mathrm{CH_3COO^-}$), convirtiéndolo en su ácido conjugado ($\mathrm{CH_3COOH}$).

1. La reacción que se da es:
$\mathrm{CH_3COO^-} \quad + \quad \mathrm{H_3O^+} \quad \longrightarrow \quad \mathrm{CH_3COOH} \quad + \quad \mathrm{H_2O}$

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 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:

Moles de $\mathrm{CH_3COOH} = 1,00 \mathrm{~mol}$
Moles de $\mathrm{CH_3COO^-} = 1,00 \mathrm{~mol}$
Moles de $\mathrm{H_3O^+}$ agregados $= 0,12 \mathrm{~mol}$

Cambio en los moles después de la reacción:

El ácido fuerte ($\mathrm{H_3O^+}$) consume base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$) y produce ácido ($\mathrm{CH_3COOH}$).
Moles de $\mathrm{CH_3COO^-}_{final} = 1,00 \mathrm{~mol} - 0,12 \mathrm{~mol} = 0,88 \mathrm{~mol}$
Moles de $\mathrm{CH_3COOH}_{final} = 1,00 \mathrm{~mol} + 0,12 \mathrm{~mol} = 1,12 \mathrm{~mol}$

Nuevas concentraciones:

Como el volumen sigue siendo $1,00 \mathrm{~L}$ (no hay cambio en el volumen), las concentraciones son:
$[\mathrm{CH_3COO^-}]_{final} = 0,88 \mathrm{M}$
$[\mathrm{CH_3COOH}]_{final} = 1,12 \mathrm{M}$


De nuevo, esto mismo podes volcarlo en una tablita si te parece más fácil:

$\mathrm{ CH_3COOH_{(aq)}}$ $\mathrm{ H_3O^+_{(aq)}}$ $\longrightarrow$ $\mathrm{CH_3COO^-_{(aq)}}$ $\mathrm{H_2O_{(l)}}$
Inicial 1,00 0,12 1,00
Cambio −0,12 −0,12 +0,12
Final 0,88 0 1,12


3. Ahora sí, calculemos el pH final:

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

$\mathrm{pH} = 4,74473 + \log \left(\frac{0,88}{1,12}\right)$


$\mathrm{pH} = 4,74473 + \log(0,78571)$

$\mathrm{pH} = 4,74473 - 0,10476 = 4,63997$


✅ pH = 4,64
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