Calcular las concentraciones de cada una de las especies presentes en una solución formada por mezclas entre un ácido y una base.

No todas las posibilidades de ión común se producen por la adición de una sal. Algunas son el resultado de la reación entre ácido y base.
Considerémos: HC₂H₃O₂ (aq) + OH- (aq) C₂H₃O₂- (aq) + H₂O (l)
Si la concentración molar de HC₂H₃O₂ es mayor que la de OH-, la reacción liberará un exceso de HC₂H₃O₂! Eso significa que la solución puede contener tanto iones HC₂O3H₂ como C₂H₃O₂- y el efecto del ión común se producirá.

Ejemplo: Calcular el pH de una solución producida por mezclar 0.60 l de NH4Cl 0.10 M con 0.40L de NaOH 0.10 M

Paso 1: Identificar la/s reacción/es de equilibrio más significativa/s: NH4+ y OH- NH4+ (aq) + OH- (aq) NH₃ (aq) + H₂O (l)
(Una reacción entre un ácido débil y una base fuerte, formará un compuesto)
Paso 2: Cálculo estequiométrico:

#moles NH4+ reacción BEFoE: (0.10 mol/L)(0.60L) = 0.060 moles
#moles OH- reacción BEFoE: (0.10 mol/L)(0.40L) = 0.040 moles
Cálculo estequiométrico (referido al agente limitador):
NH4+ (aq) + OH- (aq) NH₃ (aq) + H₂O (l) NH4+ OH- NH₃
Al Inicio 0.060 mol 0.040 mol 0 mol Al Cambio -0.040 mol -0.040 mol +0.040 mol Al Final 0.020 mol 0 mol 0.040 mol
NH4+ es el agente en exceso
¡Todos los iones OH- (agente limitador) son usados!
El volúmen total de solución es 1.00L. Además [NH₃] = 0.040 mol/1.00L = 0.040 M, y [NH4+] = 0.020 mol/1.00L = 0.020 M

Paso 3: Cálculo en el Equilibrio:
Una vez conocidas las concentraciones de cada reactivo, podemos determinar el efecto del ión común.
NH4+ (aq) H+ (aq) + NH₃ (aq)
Preparar una tabla:
NH4+ (aq) H+ (aq) + NH₃ (aq) NH4+ H+ NH₃
Al Inicio 0.020 M 0 M 0.040 M En el cambio -x M +x M +x M En el equilibrio (0.020 - x) M x M (0.040 + x) M
Ka de NH4+ es 5.6 x 10-10 = { [H+][NH₃] / [NH4+] } = { x(0.040) / (0.020) }
x << 0.020
Resolviendo x, x = [H+] = 2.8 x 10-10 M, cuyo valor es menor de un 5% de 0.020. De nuevo, es aceptable la simplificación.
pH = -log(2.8 x 10-10) = 9.55

Fórmulas a aplicar:

10^-14 = [H⁺]* [OH^-]
pH=-log [H⁺] = -log [10^-14]/ [OH^-]
pOH=-log [OH^-] = -log [10^-14]/ [H⁺]
Conocido [H⁺] = 0.2 M obtendremos el pH y pOH
pH=-log 0.2=0.70
pOH=14-pH=13.30 ó a partir de [OH^-]=10^-14/[H⁺] = 10^-14/0.2=5 *10^-14
Si [H⁺]=1*10^-14/1=10^-14
[OH^-]=1 M pOH=-log 1=0 pH=14-0=14 Disolución fuertemente básica
Si [H⁺]=1*10^-14=10^-14
pH=13 pOH=-log 1=0 pH=14-13=1 Disolución fuertemente básica

La escala de pH es una escala logarítmica. El "factor pH" se define como el log de la concentración molar de los iones Hidrógenos o hidronio

pH = -log[H+]
pCl = -log[Cl-]
pKa = -log Ka
pKw = -log Kw
pAg = -log[Ag+]
Para ácidos fuertes la concentración molar es igual o menor que 1, el valor del pH varía de 0-14.
En una solución se cumple que [H+] [OH-] = Kw = 1 * 10^-14. Si la concentración del ión Hidrógeno es de 0.1 moles/litro entonces el [OH-] puede calcularse despejando de la expresión de arriba:
[OH-] = 1 * 10^-14 / 1 * 10^-1 = 1 * 10^-13
El pOH = -log[OH-] = -log(1 * 10^-13) = -(log 1 + log 10^-13) = -(0 + -13) = -(-13) = 13
Para [H+] = 0.1 = 1 * 10-1
Por tanto el pH = -log 1 * 10^-1 = -(0 + -1) = 1
Y como además pH + pOH = 14
Si hallamos valores de pH negativos corresponderán a un ácido fuerte de concentración mayor que 1 mole/litro.
Para 10 M [H+] pH =-log(1 * 10¹) = -(0 + 1) = -1
La mayoría de las sustancias básicas o ácidas tienen un rango de pH que oscila entre 0-14. No confundir el término ácido fuerte con el del pH. La fuerza de un ácido se debe a la concentración inicial de protones que se ionizan en disolución. Si se ioniza un porcentaje mayor de protones que el original se deberán a protones hidratdos procedentes del agua.Son ácido fuertes los ácidos clorhídrico,bromhídrico, Nítrico, Sulfúrico, y Perclórico. En cada una de estas moléculas ácidas el porcentaje de ionización es del 100%.

Determinacion de pH

pH = -log[H3O+] El signo negativo debe considerarse como un factor -1

¿Cual es el pH de una solución de [H3O+] = 1 * 10^{-4 M}

pH = - log[1 * 10-4] = - [ log 1 + log 10-4 ]
log 1=0
log 10x = x * log 10-4 = -4
de dónde deducimos:pH = - [ 0 + (-4) ] = - [-4 ] = +4

Calcular el pH de una solución que tiene [H3O+] = 2.5 * 10-9

pH = - log [H3O+]= - [ log 2.5 + log 10-9 ]
log 2.5 puede calcularse con calculadora de funciones log:
Entre 2.5, pulse tecla log, lea el valor que debe ser para este caso .3979
log 10-9 = -9 por tanto pH = - [ .3979 + -9 ] = - [ - 8.602 ] = + 8.602

El pH en las bases:
Calcular el pH de una solución que tiene [OH-] = 1 * 10-5 M

Determinaremos el pOH
pOH = - log [OH- ] = - [log 1 + log 10-5 ] = - [ 0 + -5 ] = - [-5] = +5
Hallaremos el pH conociendo que pH + pOH = 14
pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9
Determinamos la concentración de [H3O+] dado el pH

¿Cual será la concentración de [H3O+] en una solución que tiene un pH = 5.4

[H3O+] = Antilog (-pH) = Antilog (-5.4) = 3.98 * 10-6
Nota: El cálculo de antilogaritmos se efectúa así con una calculadora: antilog(-5.4)
Entre 5.4 y signo +/- y compruebe que en la pantalla cambia a -5.4
Pulse la función inversa (inv)
Pulse tecla log (o pulse shift+log, según calculadora)
Lea el resultado
Hallar [OH-] dado pOH

Calcular [OH-] de una solución que tiene un pOH = 8.2

[OH-] = Antilog (-pOH) = Antilog ( - 8.2 ) = 6.31 * 10-9
Hallar [H3O+] dado [OH-]

Calcular [H3O+] si [OH-] = 3.2 * 10-3

El agua sólo se ioniza ligeramente dando el siguiente equilibrio:
H2O (l) + H2O(l) =H3O+(aq) + OH-(aq)
Según las leyes químicas de equilibrio:
Kc =[H3O+] [OH-] / [H2O(l)]2
Nota: La concentración Kc para el agua pura es constante 55.5
Por tanto sustituyendo el valor de la constante Kc para [H2O]2 resultará otra constante:
Kc [H2O]2 = Kw =[H3O+] [OH-] = 1.0 * 10-14
Kw = 1 * 10-14 =[H3O+]3][OH-13]
Nota: Kw es la constante de ionización en el equilibrio para el agua pura cuyo valor es siempre constante y 1 * 10-14 a 25 ºC.
Kw = 1 * 10-14 =[H3O+] [ 3.2 * 10-3]
[H3O+] = 1 * 10-14 / 3.2 * 10-3 = 3.125 * 10-12
¿Existen diferencias según el ácido o base utilizado?
Pues sí, si son fuertes la disociación de estos es del 100%
Por ejemplo, HCl está clasificado como un ácido fuerte y por tanto:
HCl + H2O ----> H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Si comienzo con HCl 0.1 M,tendré 0.1 M H3O+ ya que por cada HCl perdido se forma un H3O+ y un Cl-. En el caso de reactivos fuertes con ionización total todo puede transformarse a H3O+.
Son ácidos fuertes comunmente: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4
Bases fuertes : Todos los hidróxidos de metales del Grupo 1 2: LiOH, NaOH, KOH, etc y Be(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2, etc

¿Cual será la concentración de [OH-] que dará una solución de NaOH 2 M?

NaOH + H2O ----> Na+(aq) + OH- (aq)
NaOH 0.2 M produce 0.2 M OH- ya que todo se ioniza al 100%
¿Cual será la concentración de [OH-] que dará una solución de Ca(OH)2 0.3 M
Ca(OH)2 + H2O -----> Ca+2 (aq) + 2 OH- (aq)
M Ca(OH)2 0.3 M deben de producir OH- 0.6 M porque por cada Ca(OH)2 aportado produce DOS iones OH-

Dada una solución de Ba(OH)2 0.02M:
a) Hallar [OH-]
b) Hallar [H3O+]
c) Hallar pH
d) Hallar pOH

Escribimos la reacción de disociación:
Ba(OH)₂ + H₂O ----> Ba+2 + 2OH-
a) Hallamos la concentración de hidróxido que por ser fuerte se disocia al 100%
[Ba(OH)2] = .02 M
Cada 1 Ba(OH)₂ se disocia en dos OH-
[OH-] = 2(.02) = .04 M

b)Kw = 1 * 10-14 = [H3O+] [OH-]
[OH-] = 0.04 M (step 2)
1 * 10-14 =[H3O+] [0.04]
[H3O+] = 1 * 10-14/ .04 = 2.5 * 10-13
c) pH = -log[H3O+] = -log[ 2.5 * 10-13]
pH = -[-12.6] = 12.6
d) pH + pOH = 14
12.6 + pOH = 14
pOH = 1.4
http://members.aol.com/logan20/pfactor.html

Programa sencillo para un calculador de pH
Un programa que recogiese los datos e incógnitas y provisto de cálculo con funciones sería similar a este:

A partir de la fórmula pH=-log[H⁺]
DEF FN LOGDEC(x)=-log(x)/log(10)
Borrar,Texto="Calculo pH a partir de concentración [H⁺]dada en moles/litro"
Entrar dato"Dar [H⁺]moles/litro";H
ph=FN Logdec(1/H)
Comentario: Resultado redondear a dos decimales
Texto="El pH de una solución que contiene " H " moles/litro de H⁺] es "pH

Calcular concentración iones pCl en disolución de ClNa 2.00*10^-3 M. y 5.4*10^-4 M en HCl.

pH=-log[H+]=-log(5.4*10^-4)=-log 5.4-log10^-4=-0.73-(4)=3.27
pNa=-log(2.00*10^-3)=log 2.00-log 10^-3=-3.01-(3.00)=2.699
[Cl-]=2.00*10^-3 M
2.00*10^-3 M+0.54*10^-3 M=5.4*10^-4 M
pCl=-log 2.54*10^-3=2.595

Acidos y Bases: Acidez de soluciones acuosas

Una solución acuosa de ácido no está completamente ionizada, por definición, ya que siempre hay una parte que no se ha transformado a la forma protónica H3+
Para un ácido fluorhídrico HF el equilibrio vendrá dado por
HF(aq) + H₂O <--> H₃O+(aq) + F-(aq) para una constante de ionización
Ka = 6.94 x 10-4 = [H3O+][F-]/[HF].
Si la disolución tiene una concentracion de 0.1 molar, parte de ella está presente como F- y parte como HF. Por el principio de conservación de la materia, o en este caso sencillo el estado en el que se presenta el FH será, [HF] + [F-] = 0.1; [HF] = 0.1 - [F-]
Sustituyendo la constante en la de ionización:
6.94 x 10-4 = [H3O+][F-]/(0.1 - [F-])
6.94 x 10-5 - 6.94 x 10-4[F-] = [H3O+][F+]
Para cada anión F-, se produce otro H₃O+ según la ecuación completa ajustada. Si sólo hay una fuente de protones, y se considera despreciable la ionización del agua, entonces:
[H3O+] = [F-] y 6.94 x 10-5 - 6.94 x 10-4[H3O+] = [H3O+][H3O+]
[H3O+]2 + 6.94 x 10-4[H3O+] - 6.94 x 10-5 = 0
ax2 + bx + c = 0, y resolviendo:
[H3O+] = (-6.94 x 10-4 +/- (raiz cuadrada de (48.16 x 10-8 + 27.76 x 10-5))/2
[H3O+] = (-6.94 x 10-4 +/- (raiz cuadrada de 2.776 x 10-4)/2
[H3O+] = (-1.74 x 10-2 or + 1.60 x 10-2)/2
Valores negativos de concentración, no tiene sentido físico, por tanto
[H3O+] = 8.0 x 10-3 y de allí log [H3O+] = - 3 + 0.90 = - 2.10 y pH = 2.10.
Esta solución es bastante ácida al no influir el agua contenida.
Puede hacerse un razonamiento más breve para una solución acuosa de un ácido débil y concentrado.
Si el ácido es tan débil, que prácticamente todo está sin ionizar, entonces es una buena aproximación [HF] = 0.1 y sustituyendo en la constante de ionización da: [H3O+][F-]/0.1 = 6.94 x 10-4 [H3O+][F-] = 6.94 x 10-5
Por contra, por cada F- producido se produce otro H₃O+ y la ionización del HF es la única fuente importante de H₃O+, una concentración equivale a la otra: [H3O+][H3O+] = 6.94 x 10-5 [H3O+] = 8.33 x 10-3, log[H3O+] = - 3 + 0.92, pH = 2.08
Una similar respuesta se obtiene por otra vía. El razonamiento del proceso es fácil y aproxima el resultado a +/- 1/2 unidad de pH.
Cuando una solución contiene ácidos fuertes y débiles, la acidez de la solución depende sólo de los ácidos débiles. Los ácidos fuertes se ionizan completamente, pero el H₃O+ impide, por el Principio de Le Chatelier, la ionización del ácido débil. Para razonables rangos de concentración en soluciones se considerán como soluciones de ácido fuerte únicamente. Si hay más de un ácido presente en la solución, la contribución dominante a la acidez es únicamente la del ácido más fuerte.

Ejemplo. Calcular el pH de una solución acuosa la cual es 0.01 molar en ácido acético y tambien 0.01 molar en ión amonio.

Empecemos con las constantes de ionización del ácido acético y del ión amonio:
Ka = 1.75 x 10-5 = [H3O+][CH₃COO-]/0.01 Ka = 5.60 x 10-10 = [H3O+][NH₃]/0.01
1.75 x 10-7 = [H3O+][CH₃COO-] 5.60 x 10-12 = [H3O+][NH₃]
"Neglecteng" contribuciones a la concentración de H₃O+ del ión amonio y agua,
[H3O+]2 = 1.75 x 10-7 = 17.5 x 10-8 [H3O+] = 4.18 x 10-4, pH = 3.38
A este pH, [NH₃] = 5.60 x 10-12/4.18 x 10-4 = 1.34 x 10-8
[OH-] = 1.01 x 10-14/4.18 x 10-4 = 2.14 x 10-11
La concentración del ión hidrógeno producida por la formación de los iones amonio
(1.3 x 10-8) e hidróxido (2.14 x 10-11) is despreciable en comparación con la concentración del ión hidrógeno producido en la ionización de ácido acético (4.18 x 10-4)
http://www.chem.ualberta.ca/courses/plambeck/p101/p01153.htm

http://www.chem.ubc.ca/courseware/pH/endex.html

Calcular el pH para una solución de ácido fuerte en agua, dada la concentración del ácido y Ka; Calcular el Ka dada la concentración del ácido y pH.
Ejemplo: Calcular el pH de un 0.10 M solución de ácido acético. Consultano la tabla deducimos que Ka = 1.8 x 10-5.

Paso 1: Escribir el equilibrio de iónización para el ácido acético:
HC2H₃C₂ (aq) H+ (aq) + C₂H₃O2- (aq)

Paso 2: Representar en una gráfica y hallar la concentración desde la información dada en el enunciado:
HC₂H₃C₂ (aq) H+ (aq) + C₂H₃O2- (aq) HC₂H₃C₂ H+ C₂H₃O2-
Al Inicio 0.10M 0 0 En el Cambio -xM +xM +xM En el Equilibrio (0.10 - x) M xM xM

Paso 3: Sustituir las concentraciones en el equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio:
La expresión de la constante de equilibrio es:
Ka = { [H+][C₂H₃O2-] / [HC₂O3H₂] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 1.8 x 10-5
Una ecuación bicuadrada con una incognita

Paso 4: Debido a que el valor de Ka es demasiado pequeÑo, podemos considerar x muy pequeÑo (p.e. sólo una minima proporción del HC₂H₃O2 está disociado en este punto).
Si asumimos que x es mucho más pequeÑo (menor del 5%) que la concentración inicial de ácido, podremos permitirnos usar
la fórmula cuadrática, ya que cuando un número pequeÑo es restado de otro mucho mayor, el resultado es casi invariable y puede dejarse como la cantidad mayor. La ecuación quedará pues así:
1.8 x 10-5 = {(x)(x) / 0.10} y x = 1.3 x 10-3 M = [H+], la cual es menor de un 5% de 0.10M, que era la concenración inicial del ácid.

Paso 5: Hallamos el valor del pH: pH = -log(1.3 x 10-3M) pH = 2.89

Calcular el pH de una solución de Ba(OH)₂ 0.010 M

Paso 1: Calcular el [OH-]:
Debido a que cada molécula disociada da 2 iones hidróxidos y un catión Ba2+, la concentración de hidróxido en solución acuosa es el doble que la molaridad dada. Por tanto:
[OH-] = 0.020 M

Paso 2: Calcular el [H+]:
Como [H+][OH-] = Kw = 1.00 x 10-14 tenemos: [H+] = {1.00 x 10-14 / [OH-]} = {1.00 x 10-14 / 0.020M} = 5.0 x 10-13M

Paso 3: Calcular el pH:
pH = -log ( 5.0 x 10-13M) = 12.30

Dada la molaridad de un ácido débil en agua, calcular pH ó Kb, conocidas una de ellas.

Ejemplo:
Calcular el pH de una solución de NaClO 0.010 M. La Kb para el ClO- es 3.3 x 10-7.
NaClO (sal) disociada completamente como Na+ y ClO-, es una base débil. Na+ es a ión espectante en solución, y no debería modificar el pH.

Paso 1: Escribir la ecuación para ClO-:
ClO- (aq) + H₂O (l) HClO (aq) + OH- (aq)

Paso 2: Rellenar una tabla de datos:
ClO- (aq) + H₂O (l) HClO (aq) + OH- (aq)
ClO- HClO OH-
Al Inicio 0.010M 0 0 En el Cambio -xM +xM +xM En el Equilibrio (0.010 - x)M xM xM

Paso 3: Sustituir las concentraciones en el equilibrium en la La expresión de la constante de equilibrio:
Kb = 3.3 x 10-7 = { (x)(x) / (0.010 - x) }

Paso 4: Debido a que el valor de Kb es despreciable, podemos asumir que x es tan pequeÑo que su valor es un infinitésimo (~0) y teniéndolo en cuenta reescribiremos la ecuación así:
3.3 x 10-7 = { x2 / 0.010 } y rewsolviendo la ecuación de segundo grado: x = 5.7 x 10-5 M = [OH-]

Paso 5: Determinar el pH:
[H+] = { 1.0 x 10-14 / [OH-] } = { 1.0 x 10-14 / 5.7 x 10-5 } = 1.8 x 10-10 M
pH = -log[ H+ ] = -log( 1.8 x 10-10 M ) = 9.75

Predecir el comportamiento de la sal Na₂HPO₄, ¿dará soluciones ácidas o básicas, al ser disuelto en agua.

Conocemos que para HPO₄^(2-) Ka=4.2 x 10-13 y para H₂PO₄- Ka=6.2 x 10-8.
El Na+,un ión expectante, no afecta a la acidez-basicidad de la solución, pero el HPO4- pòdría hacerlo. Hay dos posibles reacciones que afectarían a la acidez-basicidad:
Reacción A: HPO₄^(2-)- (aq) H+ (aq) + PO₄^(3-) (aq)
Reacción B: HPO₄^(2-)- (aq) + H₂O (l) H₂PO4- (aq) + OH- (aq)
Comoquiera que este ión si que podría modificar la ácidez-alcalinidad según el Ka y Kb de la solución resultante Ka mayor en A que Kb en B.
Para HPO₄^(2-) Ka=4.2 x 10-13. H₂PO4- Ka=6.2 x 10-8.
El Kb de la reacción B es dependiente del Ka de H₂PO₄- según la ecuación Kb = Kw / Ka: Kb = { 1.0 x 10-14 / 6.2 x 10-8 } = 1.6 x 10-7 para HPO₄^(2-)-
Kb > Ka, Por tanto deducimos que la solución será alcalina.

Determinación cualitativa del pH
Podemos predecir el comportamiento de una solución y decir si será ácida, alcalina o neutra por una identificación cualitativa del pH

1. Sal procedente de ácido fuerte y base fuerte: No hay hidrólisis del catión o del anión, pH = 7.00
2. Sal procedente de base fuerte y ácido débil: Hay hidrólisis de unión desde el ácido débil ( para producir iones OH-), pH > 7.00 ( básico )
3. Sal procedente de base débil y ácido fuerte: Hay hidrólisis del catión procedente base débil (para producir iones H+), pH < 7.00 ( ácida)
4. Sal procedente de base débil y ácido débil: Ambos catión y anión se hidrolizan siempre que Kb de hidrólisis del anión sea mayor que el Ka de la hidrólisis del catión, la solución será básica, (pH > 7.00), y viceversa.

Predecir cualitativamente y calcular el efecto sobre el pH, de adición de un ión común a una solución acuosa de un ácido o de una base débil.
El efecto del ión común se da en el equilibrio cuando un ión "ya está presente" ý se añade más.

Ejemplo: Si 0.100 moles de NaC₂H₃O₂ son aÑadidos a 1.00 l de solución de ácido ácetico, HC₂H₃O₂, 0.100 ¿Cuasl será el pH resultante?

Paso 1: Identificar todas las especies posibles y presentes en la solución.en solución:
HC₂H₃O₂ (ácido débil)
Na+ (nunca es un catión de efecto alcalino ni ácido sino expectante)
C₂H₃O₂- (base conjugada de áciod débil)
H₂O (muy débilmente ácida o básica, amfótera)

Paso 2: Identificar la/s reacción/es de equilibrio más significativa/s. En estos casos es una reacción que engloba ambas posibilidades como ácido débil y sus bases conjugadas:
HC₂H₃O₂ (aq) H+ (aq) + C₂H₃O₂- (aq)

Paso 3: Preparar una tabla para gráfico determinando las concentraciones de las sustancias en el equilibrio:
HC₂H₃O₂ (aq) H+ (aq) + C₂H₃O₂- (aq) HC₂H₃O₂ H+ C₂H₃O₂-
Al Inicio 0.100 M 0 0.100 M En el Cambio -x M +x M +x M En el Equilibrio (0.100 - x) M x M (0.100 + x) M

Paso 4: Determinar y resolver la expresión de la constante de equilibrio:
Ka = 1.8 x 10-5 = { [H+][C₂H₃O₂-] / [HC₂H₃O₂] } 1.8 x 10-5 = { x(0.100+x) / (0.100-x) }

Ahora asumiremos que x << 0.100 M porque Ka x 1000 es menor que la concentración inicial de ambos, tanto HC₂H₃O₂ como C₂H₃O₂-: 1.8 x 10-5 = { x(0.100) / (0.100) }
x = [H+] = 1.8 x 10-5, cuyo valor es mucho menor de 0.100M. La simplificación es aceptable.

Paso 5: Calcular el pH: pH = -log(1.8 x 10-5) = 4.74
La adición de un ión común puede tambien afectar a la disociación de una base débil de una forma similar.

Variación del pH en agua destilada o en solución tampón por adición de ácido o base.

Por adición de ácido a agua destilada:

Pesemos una solución de 0.1 g de a.clorhídrico y lo aÑadimos a un litro de agua destilada.
0.1 g HCl -->0.1/36.5 eq-g~0.0027 eq-g HCl
[H+]=0.0027 iones/litro pH=log (1/[H+])=2.57
La variación de pH ha sido de 7 a 2.57, un salto de 4.5 unidades de pH.

Por adición de ácido a una solución tampón de a.acético -acetato sódico (CH3COOH - CH3COONa) =0.05 Molar y pH=4.75 según cálculos siguientes:

Ki=1.77*10(-5)^=[CH3COO-]*[H+]/[CH3-COOH] 1/[H+]=1 acet./Ki aci. log 1/[H+]=log(1/k)+log (acet./aci.)=4.75
log(acet./aci.)~log 1~0
1.77*10^(-5)=(0.05-0.0027)*[H+]/(0.05+0.0027)*e' 1/[H+]=0.0473*10^(-5)/(0.0527*1.77)
log [1/[H+]=pH=4.7

La variación de pH ha sido de 4.75 a 4.7 , un salto de 0.05, por lo que queda claro que la solución tampóm hace de
amortiguación ante la adición de un ácido.

Por adición de una base a agua destilada:

0.1 g NaOH sólido (lentejas) aÑadidos a 1 L. de agua destilada
0.1 g HaOH --> 0.1/40eq-g=0.0025 eq-g NaOH=25/10000 eq-g
[OH-]=25/10000 pOH=4-1.4=2.6 pH=14-2.6=11.4
Variación del pH de 7 a 11.4-->4.4 unidades de pH

Por adición de una base a una solución tampón:

0.1 g NaOH sólido (lentejas) aÑadidos a 1 L. de solución tampón.
1.77*10^(-5)=0.0525[H+]/0.0475 1/[H+]=525/475+1.05/1.77=1.105+0.593=1.698 [H+]=0.5889
pH=4.8
Variación del pH de 4.75 a 4.8 --> 0.05 unidades de pH