Teorías ácido-base e hidrólisis

a) El pH aumenta.

El ácido acético es débil y está parcialmente disociado:$$\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$El acetato de sodio es una sal soluble que se disocia totalmente y aporta ion común $\text{CH}_3\text{COO}^-$:$$\text{CH}_3\text{COONa} \longrightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{Na}^+$$Por el principio de Le Châtelier, el exceso de acetato desplaza el equilibrio hacia la izquierda, consumiendo protones:$$[\text{H}_3\text{O}^+] \downarrow \;\Longrightarrow\; \textbf{pH} \uparrow$$Cuantitativamente, con la ecuación de Henderson-Hasselbalch:$$\text{pH} = \text{p}K_a + \log\frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}$$Al aumentar el numerador, el pH sube. La mezcla resultante es una disolución reguladora (tampón), capaz de resistir la adición de pequeñas cantidades de ácido o de base.

b) El pH disminuye.

El cloruro de sodio procede de un ácido fuerte ($\text{HCl}$) y una base fuerte ($\text{NaOH}$), así que ninguno de sus iones se hidroliza: la disolución de partida es neutra, con $\text{pH} = 7$.$$\text{Na}^+ + \text{H}_2\text{O} \;\nrightarrow\; \qquad \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O} \;\nrightarrow\;$$El $\text{HCl}$ es un ácido fuerte y se disocia por completo:$$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \longrightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$$$[\text{H}_3\text{O}^+] \uparrow \;\Longrightarrow\; \textbf{pH} \downarrow$$Conviene subrayar que no hay efecto tampón: el $\text{NaCl}$ no puede neutralizar el ácido añadido, porque el $\text{Cl}^-$ es una base conjugada nula. El $\text{HCl}$ actúa como si se añadiese a agua pura.

c) El pH aumenta (de $1{,}00$ a $1{,}48$).

Situación inicial. El $\text{HNO}_3$ es un ácido fuerte:$$[\text{H}_3\text{O}^+]_0 = 0{,}1 \text{ M} \;\Rightarrow\; \text{pH}_0 = -\log(0{,}1) = 1{,}00$$Moles de cada especie:$$n(\text{H}_3\text{O}^+) = 0{,}1 \cdot 0{,}020 = 2{,}0\cdot 10^{-3} \text{ mol}$$$$n(\text{OH}^-) = 0{,}1 \cdot 0{,}010 = 1{,}0\cdot 10^{-3} \text{ mol}$$Neutralización, mol a mol:$$\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$$$$n_{\text{exceso}}(\text{H}_3\text{O}^+) = 2{,}0\cdot 10^{-3} - 1{,}0\cdot 10^{-3} = 1{,}0\cdot 10^{-3} \text{ mol}$$Concentración final, en el volumen total $V = 20 + 10 = 30$ mL:$$[\text{H}_3\text{O}^+] = \frac{1{,}0\cdot 10^{-3}}{0{,}030} = 3{,}33\cdot 10^{-2} \text{ M}$$$$\text{pH} = -\log(3{,}33\cdot 10^{-2}) = \mathbf{1{,}48}$$El pH sube, aunque la disolución sigue siendo claramente ácida: la base añadida no llega para neutralizar todo el ácido, y además el volumen total aumenta, lo que diluye el exceso.