Reazione di neutralizzazione

75 ml di una soluzione contengono 15.5 mmoli di HCHO2 e 8.50 mmoli di NAHCOO.

Dopo aver calcolato il ph (questo sono riuscita e viene 3.48), calcolarlo se vengono aggiunti alla soluzione 1.05 ml di HCl 12 M. 

Io ho provato a impostare la tabella IVE con il numero di moli ma mi ritrovo un numero negativo per le moli di HCOO-, come è possibile?

È possibile perché non è più l'HCl ad essere il reagente limitante, ma è l'HCOO-:

HCOO- + H+ --> HCOOH

8,50......12,6........15,5

-8,50.....-8,50.....+8,50

0...........4,10........24,00

Dopo reazione, rimane una soluzione di acido debole HCOOH in presenza di un acido forte HCl.

Prova a continuare tu.

Se io poi utilizzo la formula per il calcolo del ph:

Ph= pka+ log [base coniugata] / [acido] 

Cosa metto per [base coniugata] visto che è zero?

Benedetti studenti!!! Non solo tu ovviamente... sempre pronti a studiare formule a memoria senza capire il loro significato.

Non è più una soluzione tampone, quindi non puoi utilizzare la formula di Henderson-Hasselbach, che non è altro che la forma logaritmica dell'equazione della costante di dissociazione di un acido debole.

Cosa succede all'equilibrio di dissociazione di un acido debole se in soluzione è presente anche un acido forte???

La concentrazione totale degli H+ in soluzione a cosa è dovuta??

Prova a completare la tabella IVE dell'equilibrio:

HCOOH + H2O <--> H3O+ + HCOO-

24,00/75...../........4,10/75......0