Or acontece alguma reacção que eu não saiba?

Existem três reacções, e você provavelmente está ciente de todas elas:

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$$$$$$tag{1}ce{H2O(l) <=> H+(aq) + OH-(aq)}$$$

$$$$$$tag{2}ce{HCl(aq) -> H+(aq) + Cl-(aq)}$$

$$$$$tag{3}ce{Ch3COOH(aq) <=> H+(aq) + CH3COO-(aq)}$$

A concentração de $\ce{H+}$ nessas três reacções é a mesma porque tudo acontece na mesma fase. Então o que acontece nas reações (1) e (2) influencia o equilíbrio da reação (3).

Posso simplesmente encontrar a liberação pela reação de CH3COOH com água e adicioná-las à liberação pelo HCl, adicionar as duas concentrações e então calcular o pH dessa forma?

Não, não pode porque se voltar à reacção (3), já não está em equilíbrio. Para evitar tentar fixar um equilíbrio enquanto estraga outro, há duas estratégias:

a) Coloque tudo num sistema de equações, e resolva-as de uma só vez (método preferido se estiver usando um solucionador de equações).

b) Comece com as espécies maiores ignorando espécies menores e reações que não influenciam muito as espécies maiores. Depois, passe para essas outras reações e para as espécies menores. Isto é preferível quando você tem que fazer os cálculos no papel e não precisa da solução exata.

A resposta aproximada

Após misturar e ignorar todas as reações de dissociação ácida, as concentrações são as seguintes:

c(ácido acético) = 50 / 125 * 0.3 M = 0.12 M

c(ácido clorídrico) = 75 / 125 * 0.2 = 0,12 M

Então aqui estão os passos:

1. Deixe o ácido clorídrico dissociar-se e obter a concentração de íons hidrogênio e pH
2. Verifica se o ácido acético se dissocia sensivelmente
3. Verifica se a água se dissocia sensivelmente

Para o primeiro passo, obtemos = 0,12 M, e pH = 0,92. Estes são tentativas porque não deixamos os outros ácidos (água e ácido acético) se dissociarem.

Para o segundo passo, ainda não estamos em equilíbrio (ainda sem acetato). Entretanto, o pH é muito baixo comparado com o pKa do ácido acético, então a menos que o pH mude muito, ele não irá dissociar muito. Vamos tentar calcular a concentração de acetato assumindo que a alteração na concentração de ácido acético e íon hidrogênio é insignificante.

$$ = K_a * / \ce{} = \pu{1.8e-5} * 0.12 / 0.12$$

Então não estamos cometendo um grande erro se dissermos que as concentrações de ácido acético e íons hidrogênio não mudaram muito devido à reação 2. Se quisermos, podemos atualizar a concentração de íons hidrogênio de 0,12 M para 0,120018 M,

Para o terceiro passo, fazemos o que sempre fazemos quando o pH é substancialmente ácido. Apenas calculamos a concentração de hidróxidos assumindo que a concentração do íon hidrogênio não é muito afetada pela dissociação da água. Sai como $\pu{8.3e-14}$. Se quisermos, podemos atualizar a concentração do íon hidrogênio de 0,120018 M para 0,120018000000013 M e um pH de 0,92075. (Nada disto faz sentido porque só tivemos 2 valores significativos para a constante de dissociação do ácido acético.)

Porque assumimos uma concentração de íon hidrogênio de 0,12 M para o segundo passo e de 0,120018 M para o terceiro, embora isto não seja bem verdade, as reações (2) e (3) não estão em equilíbrio para as concentrações que calculamos. O bom é que na maioria dos casos, isso não importa.