Ejercicio de Buffer!!!!!!!!!!!!!!!!?

Antes que nada, como el volumen de la solución es 1 L, hablar de cantidades (moles) o de concentración es lo mismo (pero en caso contrario deberías hacerlo todo con las concentraciones). Aquí concentraciones y cantidades son NUMÉRICAMENTE iguales y las usaremos indistintamente.

Tienes que considerar que cuando agregas el ácido fuerte, sucede lo siguiente:

HCOO- (ac) + H+ (ac) ---> HCOOH (ac)

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i 0.75 0.008 0.75

eq 0.75 - 0.008 0 0.75 + 0.008

(se considera que la reacción es completa, y que por lo pronto la concentración final de H+ es 0, aunque en realidad no lo sea, esos H+ son los provenientes del ácido fuerte, y "formalmente" se consideran que se consumen completamente, el 0 no indica que la solución final tenga concentración de H+ = 0!!!)

Por lo tanto, la cantidad de HCOO- va a disminuir y la cantidad de HCOOH va a aumentar.

[HCOO-]final = 0.75 - 0.008 = 0.742 mol/L

y

[HCOOH]final = 0.75 + 0.008 =0.758 mol/L

Ahora puedes usar la ecuación de Henderson-Hasselbach para calcular el pH de la solución, o directamente la expresión de la constante del equilibrio. Yo nunca recuerdo la ecuación dichosa ésa, por eso siempre me gusta despejar la [H+] de la expresión de la constante:

Ka = 1.7e-4 = (H+)(HCOO-)/(HCOOH) =>

1.7e-4 = (H+)*0.742/0.758

(H+) = 1.74e-4

Como pH = -log (H+) = 3.76

Fíjate que el pH inicial del buffer era:

1.7e-4 = (H+)*0.750/0.750

(H+) = 1.7e-4 => pH = 3.77

Por lo tanto es razonable que haya bajado, pues agregaste un ácido, PERO LO HIZO MUY POCO (en comparación si hubieras agregado 0.008 mol de HCl a 1 L de agua pura (pH = 7): (H+) = 0.008 mol / 1 L = 0.008 mol/L => pH final agua pura = 2.09!!!). O sea, sin Buffer tienes un ΔpH aprox de 5 unidades, y con el Buffer APENAS de 0.01 unidad de pH.

Buffers are great! ;D