H+ + CH3COO- → CH3COOH
Essendo l’acido acetico poco ionizzato, la reazione si può considerare in prima approssimazione completa. Il valore del pH della soluzione risultante dipende dalla quantità in moli di acetato e di acido cloridrico messe a reagire:n HCl = M·V = 0,16 mol/L · 0,150 L = 0,024 mol
n CH3COONa = n CH3COO- = M·V = 0,12 mol/L · 0,200 L = 0,024 mol
Poiché la quantità in moli dei due reagenti coincide e il rapporto molare di reazione è 1 : 1, nella soluzione risultante ci saranno 0,024 mol di acido acetico e 0,024 mol di ioni Na+ e Cl-; considerando additivi i volumi, il volume complessivo di soluzione è pari a (200 + 150) mL = 350 mL, per cui la concentrazione di acido acetico, che determina il valore del pH, è:[CH3COOH] = n/V = 0,024 mol/0,350 L = 0,069 mol/L
La concentrazione di ioni H+ in una soluzione di acido debole si può calcolare in prima approssimazione con la relazione [H+]2 = Ka · Ca:[H+]2 = 1,8·10-5 · 0,069 = 1,23·10-6
[H+] = 1,1·10-3 mol/L
pH = -log [H+] = -log 1,1·10-3 = 2,95
In conclusione, il pH della soluzione finale, espresso con il corretto numero di cifre significative, è 2,95; ricorda che nel numero risultante dal calcolo del pH sono significative soltanto le cifre a destra della virgola.