Vorrei proporre, come prima spiegazione, una tipologia di esercizio di chimica, che per livello di difficoltà ed interesse, ritengo sia “al top”, degli esercizi sul pH(!):

                                    "A ritroso in neutralizzazione":

Esercizio 1 ( da me ideato): 

Calcolare quanti ml di una soluzione di NaOH 0,2 M,

devono essere mescolati con

100 ml di una soluzione di CH₃COOH 0,2 M,

affinché il pH della soluzione risultante sia 4,05.

Ka di CH3COOH = 1,8 ·10-5.

Innanzi tutto trascuri, ai fini del pH, lo ione Na⁺, in quanto “ione spettatore nel pH”; cioè essendo Na⁺ derivante dalla base forte NaOH, secondo la reazione “a freccia unica” : NaOH--> Na⁺ + OH^- , non sarà possibile la reazione inversa, cioè non sarà possibile che Na⁺ dia un qualsivoglia contributo al pH della soluzione.

Quindi ti rmangono in soluzione, l'acido debole CH₃COOH, e OH^- , la base più forte che ci sia,

i quali reagiscono tra loro secondo la seguente reazione di neutralizzazione :

_________CH3COOH____+____OH-__--->__CH3COO-__+__H2O

moli iniz.0,2m·0,1L=0,02n____0,2M·V_________--
__________eccesso__________difetto

moli finali___0,02-0,2V________---___________0,2V____________

(devi presupporre in difetto OH-, in quanto dal testo dell'esercizio si sa che il pH della soluzione poi risultante dovrà essere acido!)
Quindi metti le due specie rimaste alla fine della neutralizzazione,

CH3COOH e CH3COO-,

in un unico equilibrio in cui siano coinvolte entrambe in soluzione acquosa,

e questo è l'equilibrio di dissociazione di CH3COOH:

________CH3COOH____+__H2O_<=>___CH3COO-__+___H3O+

Miniz:__0,02-0,2V/Vtot._______________0,2V/Vtot.________--

Mequil.0,02-0,2V/Vtot.-x______________0,2V/Vtot.+x_____x=10-4,05(dal pH dato 4,05!)

[questa è una soluzione tampone, in cui cioè hai la presenza contemporanea dei 2 coniugati,

l'acido debole CH3COOH, ed il suo anione coniugato CH3COO-]
V incognito è il volume della soluzione di NaOH da trovare,
Vtot. Chiaram.= 0,1L+V

trascuri -x e +x perché piccole rispetto alle Miniziali, e hai:
Ka=1,8·10-5= 0,2V/Vtot. · 10-4,05/ 0,02-0,2V/Vtot. (si elide Vtot.)
1,8·10-5·(0,02-0,2V) = 1,78·10-5V
3,6·10-7-3,6·10-6V =1,78·10-5V

3,6·10-7= 2,14·10-5V
V=0,0168 litri = 16,8 ml

Esercizio 2 (postato in rete):

Ad una soluzione di 100ml di NaOH 0.15M si aggiunge tanto NH₄Cl_(solido)

(e si presuppone che il volume resti costante) sino a raggiungere un pH=9.3.

Quanti grammi di NH₄Cl sono stati aggiunti?

Kb NH₃ = 1,8∙10^-5.

Togliendo per ora Na⁺ e Cl^- (ioni “spettatori nel pH”, perché coniugati di elettroliti forti..),  ti rimangono in soluzione, NH₄⁺ e OH^-, che reagisono tra loro secondo la seguente neutralizzazione:

______NH₄⁺__+____ OH^-______-->__NH₃__+__H₂O

n_i_____n_i(?)____0,15M∙0,1L=0,015n____--

_____eccesso______difetto

n_f ___n_i-0,015_______--___________0,015

( presupponi in difetto OH^-, perché in tal modo rimangono NH₃ E NH₄⁺, a costituire una soluzione tampone, in accordo col valore del pH debolmente basico 9,3 che dovrà diventare, tipico di un tampone basico la cui Kb è dell'ordine di 10^-5!

Vediamo:

_______NH₃__+__H₂O__<=>__NH₄⁺___+____ OH^-

Mi___0,015n/0,1L_____________(n_i-0,015)/0,1L______--

Meq_0,015n/0,1L-x___________(n_i-0,015)/0,1L+x_____x[=10^-pOH=10^-4,7, dal pH 9,3 che deve

                                                                                                                                        risultare!]

trascuri -x e +x

Kb= 1,8∙10^-5=(n_i-0,015)/0,1L ∙ 10^-4,7

                            0,015/0,1L

1,8∙10^-5 ∙ 0,015 = (n_i-0,015) ∙ 10^-4,7

2,7∙10^-7 = 1,99∙10^-5n_i – 2,99∙10^-7

n_{i NH4+}=0,0286n≡n _NH4Cl ∙ PM _NH4Cl= g NH4Cl che si devono aggiungere....

{Se avessimo fatto (sbagliando!):

______NH₄⁺__+____ OH^-______-->__NH₃__+__H₂O

ni_____ni________0,015n__________--

______difetto_____eccesso

nf______--______0,015-ni__________ni

e pH direttamente dagli OH^-:

cioè (0,015-ni) / 0,1L = 10^-4,7

10^-4,7 ∙ 0,1 = 0,015 - n_i

n_i = 0,015-1,99∙10^-6 = 0,015n, il che è assurdo, ovvero come se non ci fosse stato né eccesso né difetto tra NH₄⁺ e OH^-...

Solo se il pH da ottenere fosse stato ben più basico, es. 12, avremmo potuto ritenere in eccesso la base forte OH^-, e quindi responsabile di tale pH:

______NH₄⁺__+____ OH^-______-->__NH₃__+__H₂O

ni_____ni________0,015n__________--

______difetto_____eccesso

nf______--______0,015-ni__________ni [tali n di NH₃, base debole, nulla possono, in aggiunta alla base forte OH^-, ai fini di un contributo ad un pH così basico, ovvero ad una concentrazione degli OH^- così alta!(10^-2M)]

e pH direttamente dagli OH^-:

cioè [OH^-] = (0,015-ni) / 0,1L =10^-pOH=10^-2 M (dal pH 12)

10^-2 ∙ 0,1 = 0,015 - n_i

n_i=0,015 – 0,001 = 0,014n ok! }

Esercizio 3 ( ideato):

Quanti grammi di CH₃COONa devono essere aggiunti

a 100 ml di una soluzione 0,19M di acido bromidrico HBr,

perché il pH risulti = 2.

Ka CH₃COOH= 1,8∙10^-5.

Togli per ora gli “spettatori nel pH” Na⁺ e Br^-...

e la reazione in soluzione è 

una neutralizzazione tra lo ione CH₃COO^- e H⁺, l'acido più forte che ci sia:

____CH₃COO^-__+_____H⁺______-->___CH₃COOH

n_i____n_i(?)______0,19M∙0,1L=0,019n_______--

____difetto__________eccesso

n_f____--____________0,019-ni_____________ni

Presupponi in eccesso gli H⁺, perché solo essi possono essere responsabili di un pH così acido, e il contributo dato a tale pH 2, dall'acido debole CH₃COOH, è praticamente trascurabile!

Quindi:

[H⁺] = 0,019-ni / 0,1L = 10^-pH = 10^-2M (dal pH 2 che devi ottenere)

10^-2 ∙ 0,1 = 0,019 - n_i

da cui trovi n_i= 0,018n _CH3COO- ≡ n _CH3COONa ∙ PM _CH3COONa = grammi CH₃COONa che

devono essere aggiunti!