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Química 05

2025 IDOYAGA

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QUÍMICA 05 CBC
CÁTEDRA IDOYAGA

Unidad 14: Reacciones Ácido-Base

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9. Dadas las siguientes disoluciones: a. $0,250 \mathrm{M}$ de $\mathrm{HNO}_{3}$ b. $0,110 \mathrm{M}$ de $\mathrm{HBr}$  

c. $0,010 \mathrm{M}$ de $\mathrm{Fe(OH)}_{3}$ Ordenar las soluciones según acidez creciente. Considerar que todas las disoluciones están a $25^{\circ} \mathrm{C}$ y que se disocian completamente en agua.

Respuesta

Este ejercicio puede aparecer en un parcial. En este caso es bastante fácil porque nos piden considerar disociación total, o sea, se trata de ácidos y bases fuertes. Andá mirándolos para ir reconociéndolos cada vez que aparezcan. Pero sería más complicado si nos metieran algún ácido o base débil, donde tendríamos que hacer algunas cuentas más para obtener el valor del pH. Solución a: $\mathrm{0,250 \, M}$ de $\mathrm{HNO}_{3}$
$\mathrm{HNO_3(aq) + H_2O(l) \longrightarrow H_3O^+(aq) + NO_3^-(aq)}$
Como la disociación es total y la estequiometría es 1:1 entre $\mathrm{HNO_3}$ y $\mathrm{H_3O^+}$, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ va a ser igual a la concentración inicial del ácido.
$\mathrm{[H_3O^+] = 0,250 \, M}$
Calculemos el pH:
$\mathrm{pH = -log[H_3O^+]}$
$\mathrm{pH = -log(0,250)}$
$\mathrm{pH = 0,60}$
✅ pH de la Solución a: $\mathrm{0,60}$ Solución b: $\mathrm{0,110 \, M}$ de $\mathrm{HBr}$
$\mathrm{HBr(aq) + H_2O(l) \longrightarrow H_3O^+(aq) + Br^-(aq)}$
Como la disociación es total y la estequiometría es 1:1 entre $\mathrm{HBr}$ y $\mathrm{H_3O^+}$, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ va a ser igual a la concentración inicial del ácido.
$\mathrm{[H_3O^+] = 0,110 \, M}$
Calculemos el pH:

$\mathrm{pH = -log[H_3O^+]}$
$\mathrm{pH = -log(0,110)}$
$\mathrm{pH = 0,96}$ ✅ pH de la Solución b: $\mathrm{0,96}$ Solución c: $\mathrm{0,010 \, M}$ de $\mathrm{Fe(OH)}_{3}$
$\mathrm{Fe(OH)_3(s) \longrightarrow Fe^{3+}(aq) + 3OH^-(aq)}$
Por cada mol de $\mathrm{Fe(OH)_3}$ que se disocia, se producen $\mathrm{3 \, moles}$ de $\mathrm{OH^-}$.
$\mathrm{[OH^-] = 3 \cdot [Fe(OH)_3]}$
$\mathrm{[OH^-] = 3 \cdot 0,010 \, M}$
$\mathrm{[OH^-] = 0,030 \, M}$

Calculemos el pOH:
Primero, calculamos el $\mathrm{pOH}$:
$\mathrm{pOH = -log[OH^-]}$
$\mathrm{pOH = -log(0,030)}$
$\mathrm{pOH = 1,52}$

Y ahora, calculamos el pH:
$\mathrm{pH = 14 - pOH}$
$\mathrm{pH = 14 - 1,52}$
$\mathrm{pH = 12,48}$
✅ pH de la Solución c: $\mathrm{12,48}$ c. Ordenar las soluciones según acidez creciente
Para ordenar por acidez creciente, recordá que:
A menor pH, mayor acidez (o menor basicidad). A mayor pH, menor acidez (o mayor basicidad).
Solución a ($\mathrm{HNO_3}$): $\mathrm{pH = 0,60}$ Solución b ($\mathrm{HBr}$): $\mathrm{pH = 0,96}$ Solución c ($\mathrm{Fe(OH)_3}$): $\mathrm{pH = 12,48}$ Ahora, los ordenamos de menor a mayor acidez (o de mayor a menor $\mathrm{pH}$): 1. Menor acidez (mayor $\mathrm{pH}$): Solución c ($\mathrm{pH = 12,48}$) 2. Acidez intermedia: Solución b ($\mathrm{pH = 0,96}$) 3. Mayor acidez (menor $\mathrm{pH}$): Solución a ($\mathrm{pH = 0,60}$)

✅ Orden de acidez creciente: $\mathrm{Solución \, c < Solución \, b < Solución \, a}$
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