• In alternativa: siccome lo stato di equilibrio che un sistema raggiunge non dipende dalla direzione seguita per raggiungerlo, idealmente si puo' neutralizzare prima tutto l'acido acetico, e poi considerare l'idrolisi dello ione acetato cosi' formato. Anche in questo modo si conclude che il $pH$ al punto di equivalenza sara' basico ($>7$).
• Oltre il punto di equivalenza, le moli di ioni ossidrile aggiunte sono in eccesso rispetto a quelle di acido acetico inizialmente presenti: la reazione di neutralizzazione si puo' assumere nuovamente completa e la concentrazione di ioni ossidrile e' facilmente calcolabile:
  

  $$\begin{eqnarray*} \ConcOfIdx{{OH^-}}{V}&=&\frac{\mathrm{moli\ di\ ioni\ ossidril... ...}\\ &=&\frac{\CZeroOf{NaOH}V-\CZeroOf{{CH_3COOH}}V_0}{V_0+V}\\ \end{eqnarray*}$$

  
  

  
  Chiaramente, la concentrazione di ioni idronio e il $pH$ si ottengono grazie alla relazione: $\ConcOf{{H_3O^{+}}}=K_W/\ConcOf{{OH^-}}$.
• L'andamento della curva di titolazione che si puo' calcolare con le espressioni trovate per il caso della titolazione acido debole/base forte e' simile a quello gia' visto per il caso acido forte/base forte, ma il salto di $pH$ che si ha in corrispondenza al punto di equivalenza e' minore (perche', a parita' di concentrazione, l'acido debole e' meno ionizzato dell'acido forte e quindi il $pH$ di partenza e' maggiore). Inoltre, il $pH$ al punto di equivalenza e' basico ($>7$) a causa del fatto che la costante di equilibrio per la reazione di neutralizzazione e' minore di $1\TimesTenTo{14}$.