Ph finale soluzione 250 ml HCOOH + 150 ml NaOH +70 mg CaOH

HCOOH + NaOH ---> HCOONa + H₂O

0,250 L * 5* 10 -3 M mol/L = 1.25*10^-3 mol di HCOOH

200 mg NaOH : 1 L = x mg NaOH : 0,150 L
x = 30 mg di NaOH
0,03 g / 40 g/mol = 7.5*10^-4 mol di NaOH

All'equilibrio l'unica specie chimica presente è il formiato di sodio (HCOONa), che essendo un elettrolita forte, in soluzione sarà completamente dissociato.
Mentre lo ione sodio non influisce sul pH (si comporta da ione spettatore), lo ione formiato (HCOO⁻), essendo la base coniugata dell'acido debole HCOOH, dà una reazione di idrolisi basica, secondo lo schema
HCOO⁻ + H₂O <---> HCOOH + OH⁻

[OH⁻] = √(Kw/Ka * Cs)
dove Cs è la concentrazione dello ione formiato nella soluzione finale.

[HCOO⁻] = 1.25*10^-3 mol / (0.25 + 0.150) L = 3,125 * 10^-3 mol/L

pOH = 7 + ½ log Ka - ½ log Cs
pH = 7 - ½ log Ka + ½ log Cs

pH = 7 - ½ log (1.77*10⁻⁴) + ½ log (3,125 * 10^-3) = 3.88

Aggiungendo un ulteriore base forte cosa accade?
A rigore bisognerebbe considerare entrambi i contributi alla concentrazione degli ioni idrossido, ovvero sia quello dovuto all'idrossido di cesio che quello dovuto all'idrolisi basica dello ione formiato.
Tuttavia il contributo dell'idrolisi del formiato può essere trascurato, approssimando quindi il calcolo del pH alla situazione in cui in soluzione è presente solo l'idrossido di calcio.

0.070 g / 57 g/mol = 1.2*10^-3 mol
[CaOH] = 1.2*10^-3 mol / 0.350 L = 3.4*10^-3 mol/L

pOH = - log (3.4*10^-3) = 2.46
pH = 11.54