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QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO. IES Ribera de Castilla. TEMA 3 Pág 1

UNIDAD 3

EL EQUILIBRIO QUÍMICO

Reacciones reversibles e irreversibles.

Reacciones irreversibles o completas.

Reacciones reversibles.

Equilibrio químico

Constante de equilibrio.

Ley de acción de masas. Constante Kc.

Kc para reacciones que transcurren en varias etapas.

Cociente de reacción Q.

Desplazamiento de la reacción según el valor de Q.

Estequiometría y constante de equilibrio.

Convenio para escribir la reacción.

Equilibrios heterogéneos.

Otra expresión de la constante de equilibrio: la constante Kp.

Relación entre Kc y Kp.

El grado de disociación α.

Factores que modifican el equilibrio.

Principio de le Châtelier.

Concentración.

Presión.

Temperatura.

Adición de un gas inerte.

Catalizadores.

Termodinámica y equilibrio.

Expresión de Kc y Kp en función de la energía libre de Gibbs G.

Variación de la constante de equilibrio con la temperatura.

Equilibrios heterogéneos.

Solubilidad.

Producto de solubilidad.

Precipitación.

Efecto del ión común.

OBJETIVOS

Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz de:

Comprender el equilibrio como un estado en el que la velocidad del proceso directo es igual a la del proceso inverso.

Comprender que en el equilibrio no se observan variaciones en las magnitudes macroscópicas (concentración, presión), pero que sí hay variaciones a nivel molecular (se está produciendo de forma continua una reacción química).

Expresar las constantes de equilibrio Kc y Kp de cualquier proceso, homogéneo o heterogéneo. Expresar correctamente sus unidades.

Determinar, en una mezcla de gases, la presión parcial de cada gas en función de su fracción molar y de la presión total. Conocer que en las mezclas de gases, la presión parcial de cada uno, el número de moles, su fracción molar, su concentración molar y su % en volumen son proporcionales. ( Repaso de la unidad 1. Ley de Dalton de las presiones parciales).

Determinar, conociendo las concentraciones y/o presiones parciales de todas las sustancias si el sistema está en equilibrio, y en caso contrario, en que sentido evolucionará para alcanzar este estado.

Calcular, a partir de las concentraciones y/o presiones parciales iniciales, las concentraciones y/o presiones parciales finales de cada sustancia cuando se ha establecido el equilibrio.

Establecer los factores que afectan al equilibrio, en concreto la variación de la concentración de alguna de las sustancias, de la presión total o parcial de alguna de ellas, de la temperatura y de la adición de una gas inerte. Saber que los catalizadores no afectan al equilibrio, sino sólo a la velocidad con que se llega a éste.

Relacionar las constantes Kc y Kp con la variación de energía libre de Gibbs G. Explicar a partir de la relación anterior cómo varían las constantes de equilibrio con la temperatura.

Dar ejemplos en los que se muestre la importancia de procesos en equilibrio y conocer diferentes formas mediante las que puede mejorarse su rendimiento.

Conocer los conceptos de disolución saturada y solubilidad. (Repaso de la unidad 1).

Determinar la constante del producto de solubilidad para un compuesto iónico.

Calcular la solubilidad de una sustancia a partir de su producto de solubilidad.

Establecer las condiciones para que una sal precipite o cristalice. Explicar la influencia del ión común.

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PROBLEMAS DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Escribir y ajustar la reacción.

Escribir la expresión de la constante de equilibrio.

Debajo de la reacción, plantear siempre: Moles iniciales

Moles en el equilibrio

Concentraciones en el equilibrio

Cuando se trata de una reacción en la que intervienen gases, y se trabaja con Kp, plantear:

Presiones parciales iniciales

Presiones parciales en el equilibrio

Si inicialmente solo hay reactivos y hay cero moles de productos, el sistema siempre reaccionará hacia la derecha.

Si inicialmente tenemos reactivos y productos, primero se debe comprobar si el sistema se encuentra en equilibrio, y si no lo está, ver hacia que lado reaccionará.

Para ello, se determina el cociente de reacción Q. (Problemas 6, 15)

Si Q > K, el sistema evoluciona hacia la izquierda, formando mas reactivos.

Si Q < K, evoluciona hacia la derecha formando mas productos.

Hay que tener en cuenta que los moles, las concentraciones y las presiones parciales, aumentan o disminuyen proporcionalmente a los coeficientes estequiométricos de cada sustancia.

Por ejemplo, para la reacción:

N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3 − Si reacciona una cantidad x de N2, reaccionarán 3x de H2 y se formarán 2x de NH3. Estas cantidades se sumarán o restarán a las cantidades iniciales.

En muchos problemas resulta útil sumar todos los moles o todas las presiones parciales en el equilibrio. Con ello se obtiene una ecuación que servirá para resolver el problema. (Problemas 16, 17, 19, 20, 27)

Es conveniente recordar que la presión parcial de un gas se calcula multiplicando su fracción molar por la presión total:

p.p. = x . PT (Problemas 14, 17, 20)

Si un sistema está en equilibrio y se añade o retira alguna de las sustancias, se suman o restan las cantidades añadidas o retiradas a las que había en el equilibrio y éstas son las nuevas condiciones iniciales. Se analiza hacia que lado reaccionará el sistema, se plantea la constante de equilibrio y se resuelve el problema. (Problema 26)

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EL GRADO DE DISOCIACIÓN α.

RELACIÓN ENTRE α Y LAS CONSTANTES KC y KP

El grado de disociación α se define como la fracción (expresada en tanto por uno) de sustancia que ha reaccionado en un equilibrio químico.

Siempre varía entre 0 y 1.

0 significa que no ha reaccionado nada y 1 que ha reaccionado toda la sustancia. En este último caso se trata de una reacción irreversible y por lo tanto no es un equilibrio. Todos los reactivos se han transformado en productos y al final de la reacción sólo existen éstos últimos.

Al multiplicar α por 100, se obtiene su valor en %. Por ejemplo, si α = 0,2, significa que ha reaccionado un 20% de la sustancia y que queda sin reaccionar (1 − α) = 0,8 (80%)

α se aplica en los equilibrios donde una sustancia se descompone en otras más simples y en todos los equilibrios de ácidos y bases débiles.

Para una reacción genérica, del tipo a A ⇄ b B + c C, se pueden plantear las siguientes relaciones:

a A ⇄ b B + c C

moles no (1 − α) o

bn

a o

cn

a → nT

concentraciones Co (1 − α) o

bC

a o

cC

a

presiones Po (1 − α) o

bP

a o

cP

a → PT

En el primer caso, sumando los moles de todas las sustancias en el equilibrio nos dará nT

En el tercer caso, sumando todas las presiones, nos dará PT

El segundo caso, con concentraciones, es el que se utilizará para los equilibrios ácido−base débiles.

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PROBLEMA EJEMPLO

A la temperatura de 480 ºC, el NH3 (g) se encuentra disociado en N2 (g) y en H2 (g)

según el siguiente equilibrio: 2 NH3 (g) ⇄ N2 (g) + 3 H2 (g)

En un recipiente cerrado, se introduce una cierta cantidad de amoníaco, y se observa que al alcanzar el equilibrio, la presión total en el recipiente es de 1 atm y el NH3 se ha disociado en un 66%. Determinar:

a) Las presiones parciales de cada uno de los gases en el equilibrio.

b) Las constantes KC y KP

Solución: Primero se plantea la relación de presiones en el equilibrio:

2 NH3 ⇄ N2 + 3 H2

Presiones Po (1 − α) oP

2

o3P

2

En el equilibrio, la suma de las presiones de todos los gases es:

T o o

T o o

To

1 3P P 1 P 1

2 2

P P 1 y de esta ecuación se obtiene P

P 1P 0,602atm

1 1 0,66

Las correspondientes presiones parciales son:

3

2

2

NH o

oN

oH

P P (1 ) 0,062·(1 0,66) 0,205atm

P 0,602·0,66P 0,199 atm

2 23 P 3·0,602·0,66

P 0,596 atm2 2

Las constantes de equilibrio son (teniendo en cuenta que ∆n = 2):

2 2

3

3 3N H 2

P 2 2NH

4PC n 2

P .P 0,199·0,596K 1,002 atm

P 0,205

K 1K 2,62·10

RT 0,082·753

Los problemas 18,19 y 28 se deben resolver aplicando el grado de disociación α.

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CURVAS DE SOLUBILIDAD

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Solubility Product Constant (Ksp) Values at 25 oC

Salt Ksp Salt Ksp Salt Ksp

Fue

nte:

h

ttp://

user

s.st

lcc.

edu/

gkris

hnan

/ksp

tabl

e.ht

ml

Bromides Carbonates Oxalates

PbBr2 6.6 x 10-6 MgCO3 6.8 x 10-6 MgC2O4 4.8 x 10-6

CuBr 6.3 x 10-9 NiCO3 1.3 x 10-7 FeC2O4 2 x 10-7

AgBr 5.4 x 10-13 CaCO3 5.0 x 10-9 NiC2O4 1 x 10-7

Hg2Br2 6.4 x 10-23 SrCO3 5.6 x 10-10 SrC2O4 5 x 10-8

Chlorides MnCO3 2.2 x 10-11 CuC2O4 3 x 10-8

PbCl2 1.2 x 10-5 CuCO3 2.5 x 10-10 BaC2O4 1.6 x 10-7

CuCl 1.7 x 10-7 CoCO3 1.0 x 10-10 CdC2O4 1.4 x 10-8

AgCl 1.8 x 10-10 FeCO3 2.1 x 10-11 ZnC2O4 1.4 x 10-9

Hg2Cl2 1.4 x 10-18 ZnCO3 1.2 x 10-10 CaC2O4 2.3 x 10-9

Fluorides Ag2CO3 8.1 x 10-12 Ag2C2O4 3.5 x 10-11

BaF2 1.8 x 10-7 CdCO3 6.2 x 10-12 PbC2O4 4.8 x 10-12

MgF2 7.4 x 10-11 PbCO3 7.4 x 10-14 Hg2C2O4 1.8 x 10-13

SrF2 2.5 x 10-9 Hydroxides MnC2O4 1 x 10-15

CaF2 1.5 x 10-10 Ba(OH)2 5.0 x 10-3 Phosphates

Iodides Sr(OH)2 6.4 x 10-3 Ag3PO4 8.9 x 10-17

PbI2 8.5 x 10-9 Ca(OH)2 4.7 x 10-6 AlPO4 9.8 x 10-21

CuI 1.1 x 10-12 Mg(OH)2 5.6 x 10-12 Mn3(PO4)2 1 x 10-22

AgI 8.5 x 10-17 Mn(OH)2 2.1 x 10-13 Ba3(PO4)2 3 x 10-23

Hg2I2 4.5 x 10-29 Cd(OH)2 5.3 x 10-15 BiPO4 1.3 x 10-23

Sulfates Pb(OH)2 1.2 x 10-15 Sr3(PO4)2 4 x 10-28

CaSO4 7.1 x 10-5 Fe(OH)2 4.9 x 10-17 Pb3(PO4)2 7.9 x 10-43

Ag2SO4 1.2 x 10-5 Ni(OH)2 5.5 x 10-16 Chromates

Hg2SO4 6.8 x 10-7 Co(OH)2 1.1 x 10-15 CaCrO4 7.1 x 10-4

SrSO4 3.5 x 10-7 Zn(OH)2 4.1 x 10-17 SrCrO4 2.2 x 10-5

PbSO4 1.8 x 10-8 Cu(OH)2 1.6 x 10-19 Hg2CrO4 2.0 x 10-9

BaSO4 1.1 x 10-10 Hg(OH)2 3.1 x 10-26 BaCrO4 1.2 x 10-10

Acetates Sn(OH)2 5.4 x 10-27 Ag2CrO4 2.0 x 10-12

Ag(CH3COO) 4.4 x 10-3 Cr(OH)3 6.7 x 10-31 PbCrO4 2.8 x 10-13

Hg2(CH3COO)2 4 x 10-10 Al(OH)3 1.9 x 10-33

Fe(OH)3 2.6 x 10-39

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U.D. 3 EL EQUILIBRIO QUÍMICO 1. Escribe la expresión de las constantes de equilibrio Kc de las siguientes reacciones

y evalúa el rendimiento de las mismas:

H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) Kc = 1,59 T = 500 ºC

2 O3 (g) 3 O2(g) Kc = 2,54.1012 T = 2000 ºC

Cl2 (g) 2Cl (g) Kc = 1,4.10–38 T = 25 ºC

2 NO(g) + Br2(g) 2 NOBr (g) Kc = 2,55 T = 800 ºC 2. La constante de equilibrio de la siguiente reacción a 257 ºC es 100:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

¿Cuál es la concentración de amoniaco cuando las concentraciones de H2 y N2 en un sistema en equilibrio son 0,50 mol/l y 1,5 mol /L respectivamente.

S: 4,3 mol/L


3. En un recipiente se introducen 2,94 moles de yodo y 8,10 moles de hidrógeno,

estableciéndose el equilibrio cuando se han formado 5,6 moles de yoduro de hidrógeno. A la temperatura de la experiencia todas las sustancias son gaseosas y están integradas por moléculas diatómicas. Calcular:

a) Las cantidades de yodo e hidrógeno que han reaccionado. b) La constante de equilibrio de la reacción.

S: Kc = 42,26 4. La constante de equilibrio Kc del problema anterior vale 50 cuando la reacción tiene

lugar a 448 ºC. Si inicialmente partimos de 1 mol de yodo y 2 de hidrógeno, ¿qué cantidad de yoduro de hidrógeno se formará al alcanzar el equilibrio?.

S: 1,869 moles


5. Se introducen 1,4 moles de SO3 (g) en un recipiente de 2,0 litros a una temperatura de 100 ºC. Cuando se establece el equilibrio, la cantidad de SO2 en el recipiente es de 0,8 moles. Determinar Kc

2 SO3 (g) 2SO2 (g) + O2 (g) S: 0,355 6. La constante de equilibrio para la siguiente reacción es Kc = 0,9 a 700 ºC

SO2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g)

En un recipiente de 0,750 litros se introducen 3 moles de cada una de las cuatro sustancias.

a) ¿Está el sistema en equilibrio? b) ¿A que lado evolucionará el sistema? c) ¿Cuáles serán las concentraciones cuando se alcance el equilibrio?

S: [SO2] = [NO2] = 4,1 mol/L; [SO3] = [NO] = 3,9 mol/L


7. Completa la tabla y calcula la constante de equilibrio para la reacción.

Reacción 2 A + B C + 2D

Moles iniciales 2 2 0 0

Moles que reaccionaron 0,5

Moles en el equilibrio

S: Kc = 1/3

8. Conocidas las constantes de equilibrio a una determinada temperatura para las reacciones:

C (s) + CO2 (g) 2 CO (g) Kc = 1,48

H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) Kc = 1,59

Determinar, a la misma temperatura la Kc para la reacción:

C (s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) S: 0,93


9. Escribe la expresión de las constantes Kc y Kp para las siguientes reacciones y la relación que existe entre ellas:

C (s) + O2 (g) CO2 (g)

CO2(g) + C(s) 2CO(g)

Ca CO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Combustión del etanol (líquido) para dar CO2(g) y H2O(g) 10. ¿En qué casos el valor numérico de Kp es igual al de Kc?

11. Sabiendo que a 300K para el equilibrio N2O4 (g) 2 NO2 (g) el valor de Kp = 0,2 atm, determina el valor de la constante Kc.

S: 8,1.10−3 mol/L


12. El sulfato de calcio se utiliza como desecante ya que elimina el vapor de agua contenido dentro de un recipiente, según el proceso:

CaSO4 (s) + 2 H2O (g) CaSO4·2H2O (s)

Si el valor de Kp es 1,55.103 atm−2, determina la presión parcial del vapor de agua contenido en un recipiente cerrado que contiene sulfato de calcio.

S: 2,54.10−2 atm

13. La disociación del dióxido de nitrógeno en monóxido de nitrógeno y oxígeno se realiza en un recipiente cerrado a 327 ºC. Las concentraciones de los tres gases en el equilibrio son 0,0146, 0,00382 y 0,00191 moles L–1 respectivamente. Calcular las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

S: 1,31.10–4; 6,45.10–3

14. Para la reacción C(s) + CO2 (g) 2 CO (g) a una temperatura de 600 ºC y a la presión de 2 atm, en el equilibrio hay 0,05 moles de CO2 por cada mol de CO. Determina el valor de Kp a esa temperatura.

S: 38,2 atm


15. La constante de equilibrio Kc para la reacción gaseosa H2 + I2 2 HI vale 55,3 a 700 K. Se pide:

a) Explicar que ocurre al mezclar a dicha temperatura, en un recipiente cerrado las tres sustancias a las siguientes presiones parciales: P (H2) = 0,02 atm; P(I2) = 0,02 atm; P(HI) = 0,7 atm.

b) ¿Cuáles serán las presiones parciales en el equilibrio? S: b) 0,0784; 0,583


16. En un recipiente de 2,50 litros se introducen 117,6 g de N2 y 14,4 g de H2 y se calienta hasta 220ºC; en este momento se alcanza el siguiente equilibrio:

N2(g) + 3 H2 2 NH3(g)

Si la presión total en el recipiente donde se produce la reacción es 120 atm calcular:

a) La concentración en mol L–1 de todas y cada una de las especies presentes en el equilibrio.

b) El valor de Kc y Kp para el equilibrio en estas condiciones.

S: N2 0,898 mol/L; H2 0,506 mol/L; NH3 1,5464 mol/L Kc = 21,02 (mol/L)−2; Kp = 0,0128 atm−2


17. La constante Kp correspondiente a la reacción:

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) vale 0,700 a 1027 ºC.

Si inicialmente mezclamos 10 moles de CO2 y 10 moles de H2 y se calientan a esa temperatura, alcanzando el sistema una presión de 10 atm,

a) ¿Cuáles son las fracciones molares en el equilibrio? b) ¿Cuáles son las presiones parciales en el equilibrio? c) ¿Cuál es el valor de la constante Kc?

S: a) 0,272; 0,228 b) 2,72; 2,28 c) 0,700


18. A una temperatura de 300 K se introducen 0,1 moles de N2O4 en un recipiente que tiene una capacidad de 10 litros. Si se disocia según el proceso

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

y cuando se llega al equilibrio se ha disociado el 33,5% de la cantidad inicial, determina los valores de Kc y Kp a esa temperatura.

S: Kc = 6,75.10−3 ; Kp = 0,166 atm


19. En un recipiente cerrado de 0,5 litros en el que se ha hecho el vacío, se introducen 2,3 g de tetraóxido de dinitrógeno. A la temperatura de 35 ºC, se alcanza el equilibrio:

N2O4 (g) 2 NO2 (g) El valor de KC para este equilibrio a 35 ºC es 0,01. Calcular: a) El valor de KP a 35 ºC. b) El grado de disociación del tetraóxido de dinitrógeno. c) La presión total en el equilibrio. S: a) 0,25; b) 0,2; c) 1,515 atm


20. Para la reacción entre gases C2H2 + 2 H2 C2H6 la constante Kp es 0,1836. Determina la presión que se debe aplicar a una mezcla formada por 1 mol de etileno y 3 moles de hidrógeno para conseguir que reaccione el 70% del acetileno (o etino. Escribe su fórmula desarrollada).

S: 5,79 atm


DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO 21. En las reacciones siguientes:

2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)

NO(g) + CO2(g) CO(g) + NO2(g)

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)

N2O4(g) 2 NO2

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)

a) ¿Cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión total? b) ¿Cómo afecta en la primera reacción un aumento de la concentración de

CO2? c) ¿Cómo afecta en la segunda un aumento de la presión parcial de NO2?

22. ¿Qué efecto produce un aumento de la temperatura en los siguientes equilibrios?:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H < 0

NH3(g) + HCl(g) NH4 Cl(s) H < 0

H2(g) 2 H(g) H > 0

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H < 0

N2O3(g) NO(g) + NO2(g) H > 0 23. Analizar la influencia de la presión, concentración y temperatura en la producción

industrial de amoníaco mediante síntesis de sus elementos, si la reacción es:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = – 91,1 kJ


24. La entalpía de formación del HI a 425 ºC es H = + 26,48 kJ/mol y la constante de equilibrio, Kp = 7,45. Justifican como afectan al equilibrio y a la constante de equilibrio los siguientes cambios:

a) Aumento de la concentración de H2 b) Disminución de la temperatura. c) Eliminación de HI d) Reducir el volumen y aumentar la presión. e) Un catalizador. 25. Para la siguiente reacción:

4 HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) ∆H < 0

¿Cómo afectan a la concentración de HCl los siguientes cambios?:

a) Añadir oxígeno a la mezcla. b) Retirar vapor de agua. c) Aumentar el volumen. d) Reducir la temperatura. e) Añadir un gas inerte (helio). f) Añadir un catalizador.


26. El análisis del contenido de un recipiente donde se lleva a cabo la siguiente reacción:

SO2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g)

indica que la reacción se encuentra en equilibrio cuando las concentraciones son:

[SO2] = 0,3 mol/L; [NO2] = 0,4 mol/L; [SO3] = [NO] = 0,6 mol/L

a) Determinar el valor de constante de equilibrio Kc b) Calcular la composición de la mezcla en el nuevo estado de equilibrio que se

alcanza cuando se aumenta en 0,2 moles/l la concentración de NO sin variar la temperatura. Comprobar que se cumple la expresión de la constante de equilibrio.

S: [SO2] = 0.33363 mol/L; [NO2] = 0,43363 mol/L;

[SO3] = 0,56637 mol/L; [NO] = 0,76637 mol/L


27. En un recipiente cerrado y a una temperatura de 400 ºC se mezclan 2,34 moles de HCl con 1,5 moles de O2. Cuando se alcanza el equilibrio se ha formado 1 mol de Cl2 y 1 mol de de H2O. En el equilibrio, la presión total de la mezcla es 3,63 atm. Determina el volumen del recipiente y el valor de KC.

S: 50,78 L; 3799,9


28. El cloruro de nitrosilo (NOCl) es un gas que se disocia a 735 ºC según el siguiente equilibrio:

2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl2 (g).

En un recipiente de un litro, se introducen dos moles de NOCl y se comprueba que una vez alcanzado el equilibrio, se han disociado en un 33%. Calcular:

a) El valor de KC.

b) La presión total en el equilibrio y las presiones parciales de cada uno de los gases.

c) ¿Hacia que lado se desplazará el equilibrio si se aumenta el volumen al doble? S: a) KC = 0,08 b) PNOCl = 110,8 atm; PNO = 54,6 atm; PCl2 = 27,3 atm.


29. A una temperatura de 1000 ºC la reacción CO2 (g) + C (s) 2 CO (g) tiene una constante de equilibrio Kp = 1,65 atm. Si la presión dentro del recipiente

en el equilibrio es de 5 atm, a) Escribe la expresión de las fracciones molares en el equilibrio en función del

grado de ionización α. b) Calcula las presiones de CO2 y de CO en el equilibrio. c) Determina el tanto por ciento de dióxido de carbono que ha reaccionado. S: 27,62%


30. A una temperatura de 25 ºC la solubilidad de carbonato de plata en agua pura es 0,0355 g/L. Determina su producto de solubilidad.

S: 8,53.10−12

31. Calcula la concentración de iones hidróxido y el pH de una disolución saturada de hidróxido de magnesio. KPS = 5,6 · 10−12

S: 10,37


32. Determina si se forma o no un precipitado en los siguientes casos:

a) Al mezclar 40 mL de una disolución de nitrato de plata 10−3 M con 160 mL de una disolución de NaCl 5 · 10−3 M

b) Al mezclar 40 mL de una disolución de NaOH 10−3 M con 160 mL de una disolución de nitrato de magnesio 5 · 10−3 M

c) Explicar que ocurrirá si a cada una de las anteriores mezclas se le añade ácido clorhídrico.

Datos KPS (Ag Cl) = 1,8 · 10−10 KPS Mg (OH)2 = 5,6 · 10−12

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