Una mezcla se hace mediante la combinación de 110 mL de 0,15 M $\ce{HCl}$ y 215 mL de 0,055 M $\ce{HI}$. ¿Qué es el pH de la solución?
$$\ce{HCl -> H+ + Cl-}$ $ % $ De $$\ce{HI -> H+ + I-}$según lo que yo pensaba, la molaridad de $\ce{H+}$ es lo mismo que $\ce{HCl}$, porque es un ácido fuerte y la relación de mole. Por lo tanto, he añadido la molaridad de ambos ácidos: $0.15M + 0.055M = 0.205M$ $\ce{H+}$ en solución.
$$\ce{pH = -\log[H+]}$$ $$\ce{pH} = -\log[0.205]$$ $$\ce{pH} = 0.689$$
Tienes razón en el supuesto de los dos ácidos son ácidos fuertes y por lo tanto completamente disociado, pero usted puede ver fácilmente que también, por ejemplo, aquí. Por lo tanto, se puede asumir, que la concentración de protones es igual a la concentración del ácido. \begin{align} c_{\ce{HI}}(\ce{H+}) &= c(\ce{HI}) & c_{\ce{HCl}}(\ce{H+}) &= c(\ce{HCl}) & \end{align}
Ahora es necesario determinar la cantidad de protones en cada solución con $$n=c\cdot V.$$
Usted tiene que añadir la cantidad de protones en cada solución y determinar el volumen combinado. \begin{align} n_\mathrm{tot}(\ce{H+}) &= n_{\ce{HI}}(\ce{H+}) + n_{\ce{HCl}}(\ce{H+})& V_\mathrm{tot} &= V(\ce{HI}) + V(\ce{HCl}) \end{align}
Para calcular el pH resultante de la concentración, acaba de tomar el logaritmo negativo. $$\mathrm{pH} = -\log c_\mathrm{tot}(\ce{H+}) = -\log\left[\frac{n_\mathrm{tot}(\ce{H+})}{V_\mathrm{tot}}\right]$$
La solución debe ser $\mathrm{pH}=1.06$, redondeado a tres cifras significativas.
El enfoque que eligió sólo puede trabajar, si tienen volúmenes iguales de las dos soluciones.
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