Calcular el pH final de una solución 0'4 normal y 50 mililitros de ácido acético a la que se agregan 50 mililitros de acetato sódico 0'2 normal constante de acidez 1'8 × 10 ^ - 5?

Para calcular el pH hay dos formas, haremos la más sencilla y rápidaUtilizaremos la ecuación Henderson - Hasselbach<img src="https://tex.z-dn.net/?f=pH%3D%20pK_%7Ba%7D%20%2Blog%28%5Cfrac%7BB%7D%7BHB%7D%29" />La cual se obtiene de la siguiente manera<img src="https://tex.z-dn.net/?f=HB%20%3D%20H%5E%7B%2B%7D%20%20%2B%20B%5E%7B-%7D%20%5C%5C" />Donde la B es la base conjugada del ácido, en este caso la base conjugada del ácido acético es CH3OO - (el ion acetato)Teniendo eso en cuenta, planteamos la constante de equilibrio<img src="https://tex.z-dn.net/?f=K_%7Ba%7D%3D%5Cfrac%7B%28H%5E%7B%2B%7D%29%28B%5E%7B-%7D%29%7D%7B%28HB%29%7D" />Sacamos los logaritmos de ambos lados, y multiplicamos por - 1<img src="https://tex.z-dn.net/?f=log%28K_%7Ba%7D%29%3Dlog%28%5Cfrac%7B%28H%5E%7B%2B%7D%29%28B%5E%7B-%7D%29%7D%7B%28HB%29%7D%29%5C%5C%5C%5Clog%28K_%7Ba%7D%29%3Dlog%28%5Cfrac%7B%28B%5E%7B-%7D%29%7D%7B%28HB%29%7D%29%2Blog%28H%5E%7B%2B%7D%29%5C%5C%5C%5Cmultiplicamos%20%5C%20por%20%5C%20-1%5C%5C%5C%5C-log%28K_%7Ba%7D%29%3D-log%28%5Cfrac%7B%28B%5E%7B-%7D%29%7D%7B%28HB%29%7D%29-log%28H%5E%7B%2B%7D%29%5C%5C%5C%5Cpasamos%20%20el%20%20logaritmo%20%20de%20%20las%20%20concnetraciones%20%20al%20otro%20lado%5C%5C-log%28K_%7Ba%7D%29%2Blog%28%5Cfrac%7B%28B%5E%7B-%7D%29%7D%7B%28HB%29%7D%29%3D-log%28H%5E%7B%2B%7D%29%5C%5C%5C%5CpH%3D%20pK_%7Ba%7D%2Blog%28%5Cfrac%7B%28B%5E%7B-%7D%29%7D%7B%28HB%29%7D%29" />Y solamente aplicamos la fórmula, el - logKa se convierte en pKa igualmente que el menos logaritmo de la concentración de H + ( - logH + ) es igual al pHIntroducimos las concentraciones y el pKa<img src="https://tex.z-dn.net/?f=pH%3D%20-log%281.8x10%5E%7B-5%7D%20%29%2Blog%28%5Cfrac%7B0.2N%7D%7B0.1N%7D%29%5C%5C%5C%5CpH%3D4.7%2B0.301%20%3D5.045" />.