15.E: Equilibrios de otras clases de reacción (ejercicios)

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15.1: Precipitación y disolución

Q15.1.1

Completar los cambios en las concentraciones para cada una de las siguientes reacciones:

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {AGi} (s) &&\ ce {Ag+} (aq)\, +\, &&\ ce {I-} (aq)\\
& &&x &&\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {CaCO3} (s) &&\ ce {Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {CO3^2-} (aq)\\
& &&\ subrayado {\ hspace {45px}} &&x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg (OH) 2} (s) &&\ ce {Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2OH-} (aq)\\
& &&x &&\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg3 (PO4) 2} (s) &&\ ce {3Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2PO4^3-} (aq)\\
& && &&x\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ca5 (PO4) 3OH} (s) &&\ ce {5Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {3PO4^3-} (aq)\, +\, &&\ ce {OH-} (aq)\\
& &\ subrayado {\ hspace {45px} &&\ subrayado {\ hspace {45px}} &&x
\ end {alignat}\)

S15.1.1

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {AGi} (s) &&\ ce {Ag+} (aq)\, +\, &&\ ce {I-} (aq)\\
& &&x &&\ subrayado {x}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {CaCO3} (s) &&\ ce {Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {CO3^2-} (aq)\\
& &&\ subrayado {x} &&x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg (OH) 2} (s) &&\ ce {Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2OH-} (aq)\\
& &&x &&\ subrayado {2x}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Mg3 (PO4) 2} (s) &&\ ce {3Mg^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2PO4^3-} (aq)\\
& &&\ subrayado {3x} &&2x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ca5 (PO4) 3OH} (s) &&\ ce {5Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {3PO4^3-} (aq)\, +\, &&\ ce {OH-} (aq)\\
& &\ subrayado {5x} &&\ subrayado {5x} &&\ subrayado {3x} &&x
\ final {alignat}\)

Q15.1.2

Completar los cambios en las concentraciones para cada una de las siguientes reacciones:

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {BaSO4} (s) &&\ ce {Ba^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {SO4^2-} (aq)\\
& &&x &&\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ag2SO4} (s) &&\ ce {2Ag+} (aq)\, +\, &&\ ce {SO4^2-} (aq)\\
& &&\ subrayado {\ hspace {45px}} &&x
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Al (OH) 3} (s) &&\ ce {Al^3+} (aq)\, +\, &&\ ce {3OH-} (aq)\\
& &&x &&\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Pb (OH) Cl} (s) &&\ ce {Pb^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {OH-} (aq)\, +\, &&\ ce {Cl-} (aq)\\
& &\ subrayado {\ hspace {45px}} &&x &&\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

\ (\ begin {alignat} {3}
&\ ce {Ca3 (AsO4) 2} (s) &&\ ce {3Ca^2+} (aq)\, +\, &&\ ce {2ASO4^3-} (aq)\\
& &&3x &&\ subrayado {\ hspace {45px}}
\ end {alignat}\)

Q15.1.3

¿Cómo cambian las concentraciones de Ag ⁺ y\(\ce{CrO4^2-}\) en una solución saturada por encima de 1.0 g de Ag ₂ CrO ₄ sólido cuando se agregan al sistema 100 g de Ag ₂ CrO ₄ sólido? Explique.

S15.1.3

No hay cambio. Un sólido tiene una actividad de 1 ya sea que haya poco o mucho.

Q15.1.4

¿Cómo cambian las concentraciones de Pb ²⁺ y ^S2— cuando se agrega K ₂ S a una solución saturada de PBS?

Q15.1.5

¿Qué información adicional necesitamos para responder a la siguiente pregunta: ¿Cómo se ve afectado el equilibrio del bromuro de plata sólido con una solución saturada de sus iones cuando se eleva la temperatura?

S15.1.5

Se debe conocer la solubilidad del bromuro de plata a la nueva temperatura. Normalmente la solubilidad aumenta y parte del bromuro de plata sólido se disolverá.

Q15.1.6

¿Cuál de los siguientes compuestos ligeramente solubles tiene una solubilidad mayor que la calculada a partir de su producto de solubilidad debido a la hidrólisis del anión presente: CoSO ₃, CuI, PbCO ₃, PbCl ₂, Tl ₂ S, KClO ₄?

Q15.1.7

¿Cuál de los siguientes compuestos ligeramente solubles tiene una solubilidad mayor que la calculada a partir de su producto de solubilidad debido a la hidrólisis del anión presente: AgCl, BaSO ₄, CaF ₂, Hg 2 I _₂, MnCo ₃, ZnS, PbS?

S15.1.7

CaF ₂, MnCo ₃ y ZnS

Q15.1.8

Escriba la ecuación iónica para la disolución y la expresión del producto de solubilidad (K _sp) para cada uno de los siguientes compuestos iónicos ligeramente solubles:

PbCl ₂
Ag ₂ S
Sr ₃ (PO ₄) ₂
SRSO ₄

Q15.1.9

Escriba la ecuación iónica para la disolución y la expresión de K _sp para cada uno de los siguientes compuestos iónicos ligeramente solubles:

LaF ₃
CaCo ₃
Ag ₂ SO ₄
Pb (OH) ₂

Q15.1.10

\(\ce{LaF3}(s)⇌\ce{La^3+}(aq)+\ce{3F-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[La^3+][F- ]^3};\)
\(\ce{CaCO3}(s)⇌\ce{Ca^2+}(aq)+\ce{CO3^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[Ca^2+][CO3^2- ]};\)
\(\ce{Ag2SO4}(s)⇌\ce{2Ag+}(aq)+\ce{SO4^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[Ag+]^2[SO4^2- ]};\)
\(\ce{Pb(OH)2}(s)⇌\ce{Pb^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=\ce{[Pb^2+][OH- ]^2}\)

Q15.1.11

El Manual de Química y Física da solubilidades de los siguientes compuestos en gramos por 100 mL de agua. Debido a que estos compuestos son sólo ligeramente solubles, asumir que el volumen no cambia al disolverse y calcular el producto de solubilidad para cada uno.

BasiF ₆, 0.026 g/100 mL (contiene\(\ce{SiF6^2-}\) iones)
Ce (IO ₃) ₄, 1.5 × 10 ^—2 g/100 mL
Gd ₂ (SO ₄) ₃, 3.98 g/100 mL
(NH ₄) ₂ PtBr ₆, 0.59 g/100 mL (contiene\(\ce{PtBr6^2-}\) iones)

Q15.1.12

BaseO ₄, 0.0118 g/100 mL
Ba (_{BrO 3}) ₂ •H ₂ O, 0.30 g/100 mL
NH ₄ MgASO ₄ •6H ₂ O, 0.038 g/100 mL
La ₂ (MoO ₄) ₃, 0.00179 g/100 mL

S15.1.12

a) 1.77 × 10 ^—7; 1.6 × 10 ^—6; 2.2 × 10 ^—9; 7.91 × 10 ^—22

Q15.1.13

Utilizar productos de solubilidad y predecir cuál de las siguientes sales es la más soluble, en términos de moles por litro, en agua pura: CaF ₂, Hg _{2 Cl ₂}, PbI ₂, o Sn (OH) ₂.

Q15.1.14

Suponiendo que no están involucrados equilibrios distintos de la disolución, calcular la solubilidad molar de cada uno de los siguientes a partir de su producto de solubilidad:

KHC ₄ H ₄ O ₆
PbI ₂
Ag ₄ [Fe (CN) ₆], una sal que contiene el\(\ce{Fe(CN)4-}\) ion
Hg ₂ I ₂

S15.1.15

2 × 10 ^—2 M; 1.3 × 10 ^—3 M; 2.27 × 10 ^—9 M; 2.2 × 10 ^—10 M

Q15.1.16

Suponiendo que no están involucrados equilibrios distintos de la disolución, calcular la solubilidad molar de cada uno de los siguientes a partir de su producto de solubilidad:

Ag ₂ SO ₄
PbBr ₂
AGi
CaC ₂ O ₄ •H ₂ O

Q15.1.X

Suponiendo que no están involucrados equilibrios distintos de la disolución, calcular la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de sales en contacto con una solución que contenga un ión común. Mostrar que los cambios en las concentraciones iniciales de los iones comunes pueden ser desatendidos.

AgCl (s) en NaCl 0.025 M
CaF ₂ (s) en 0.00133 M KF
Ag ₂ SO ₄ (s) en 0.500 L de una solución que contiene 19.50 g de K ₂ SO ₄
Zn (OH) ₂ (s) en una solución tamponada a un pH de 11.45

S15.1.X

7.2 × 10 ⁻⁹ M = [Ag ⁺], [Cl ⁻] = 0.025 M

Comprobar:\(\dfrac{7.2×10^{−9}\:M}{0.025\:M}×100\%=2.9×10^{−5}\%\), un cambio insignificante;

2.2 × 10 ⁻⁵ M = [Ca ²⁺], [F ⁻] = 0.0013 M

Cheque:\(\dfrac{2.25×10^{−5}\:M}{0.00133\:M}×100\%=1.69\%\). Este valor es inferior al 5% y puede ser ignorado.

0.2238 M =\(\ce{[SO4^2- ]}\); [Ag ⁺] = 2.30 × 10 ^—9 M

Comprobar:\(\dfrac{1.15×10^{−9}}{0.2238}×100\%=5.14×10^{−7}\); la condición está satisfecha.

[OH ^—] = 2.8 × 10 ^—3 M; 5.7 × 10 ⁻¹² M = [Zn ²⁺]

Comprobar:\(\dfrac{5.7×10^{−12}}{2.8×10^{−3}}×100\%=2.0×10^{−7}\%\); x es menor al 5% de [OH ^—] y es, por lo tanto, insignificante.

Q15.1.X

TLCl (s) en HCl 1.250 M
PBi ₂ (s) en 0.0355 M CaI ₂
Ag ₂ CrO ₄ (s) en 0.225 L de una solución que contiene 0.856 g de K ₂ CrO ₄
Cd (OH) ₂ (s) en una solución tamponada a un pH de 10.995

Suponiendo que no están involucrados equilibrios distintos de la disolución, calcular la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de sales en contacto con una solución que contenga un ión común. Mostrar que no es apropiado descuidar los cambios en las concentraciones iniciales de los iones comunes.

_{TLCl (s) en TLnO 0 025 M}
BaF ₂ (s) en 0.0313 M KF
MgC ₂ O ₄ en 2.250 L de una solución que contiene 8.156 g de Mg (NO ₃) ₂
Ca (OH) ₂ (s) en una solución no tamponada inicialmente con un pH de 12.700

S15.1.X

[Cl ^—] = 7.6 × 10 ⁻³ M

Comprobar:\(\dfrac{7.6×10^{−3}}{0.025}×100\%=30\%\)

Este valor es demasiado grande para caer x. Por lo tanto resuelve usando la ecuación cuadrática:

[Ti ⁺] = 3.1 × 10 ^—2 M
[Cl ^—] = 6.1 × 10 ^—3
[Ba ²⁺] = 1.7 × 10 ^—3 M

Comprobar:\(\dfrac{1.7×10^{−3}}{0.0313}×100\%=5.5\%\)

Este valor es demasiado grande para caer x, y toda la ecuación debe ser resuelta.

[Ba ²⁺] = 1.6 × 10 ^—3 M
[F ^—] = 0.0329 M;
Mg (NO ₃) ₂ = 0.02444 M

\(\ce{[C2O4^2- ]}=3.5×10^{−3}\)

Comprobar:\(\dfrac{3.5×10^{−3}}{0.02444}×100\%=14\%\)

Este valor es mayor al 5%, por lo que se debe utilizar la ecuación cuadrática:

\(\ce{[C2O4^2- ]}=3.5×10^{−3}\:M\)
[Mg ²⁺] = 0.0275 M
[OH ^—] = 0.0501 M
[Ca ²⁺] = 3.15 × 10 ^—3

Comprobar:\(\dfrac{3.15×10^{−3}}{0.050}×100\%=6.28\%\)

Este valor es mayor al 5%, por lo que se debe utilizar un método más exacto, como aproximaciones sucesivas.

[Ca ²⁺] = 2.8 × 10 ^—3 M
[OH ^—] = 0.053 × 10 ^—2 M

Q15.1.X

Explicar por qué se pueden descuidar los cambios en las concentraciones de los iones comunes en el Ejercicio.

Q15.1.X

Explicar por qué no se pueden descuidar los cambios en las concentraciones de los iones comunes en el Ejercicio.

S15.1.X

Los cambios en la concentración son mayores al 5% y por lo tanto superan el valor máximo por no tener en cuenta el cambio.

Q15.1.X

Calcular la solubilidad del hidróxido de aluminio, Al (OH) ₃, en una solución tamponada a pH 11.00.

Q15.1.X

Consulte el Apéndice J para productos de solubilidad para sales de calcio. Determinar cuál de las sales de calcio listadas es más soluble en moles por litro y cuál es la más soluble en gramos por litro.

S15.1.X

_{CaSO 4} ∙2H ₂ O es la sal de Ca más soluble en mol/L, y también es la sal de Ca más soluble en g/L.

Q15.1.X

La mayoría de los compuestos de bario son muy venenosos; sin embargo, el sulfato de bario a menudo se administra internamente como ayuda en el examen de rayos X del tracto intestinal inferior. Este uso de BaSO ₄ es posible debido a su baja solubilidad. Calcular la solubilidad molar de BaSO ₄ y la masa de bario presente en 1.00 L de agua saturada con BaSO ₄.

Q15.1.X

Los estándares del Servicio de Salud Pública para el agua potable establecen un máximo de 250 mg/L (2.60 × 10 ^—3 M)\(\ce{SO4^2-}\) debido a su acción catártica (es un laxante). ¿El agua natural que está saturada con _{CaSO 4} (agua “gyp”) como resultado o que pasa por suelo que contiene yeso, CaSO ₄ •2H ₂ O, cumple con estos estándares? ¿Qué hay\(\ce{SO4^2-}\) en esa agua?

S15.1.X

4.9 × 10 ^—3 M =\(\ce{[SO4^2- ]}\) = [Ca ²⁺]; Dado que esta concentración es superior a 2.60 × 10 ^—3 M, el agua “gyp” no cumple con los estándares.

Q15.1.X

Realice los siguientes cálculos:

Calcular [Ag ⁺] en una solución acuosa saturada de AgBr.
¿Cuál será [Ag ⁺] cuando se haya agregado suficiente KBr para hacer [Br ^—] = 0.050 M?
¿Cuál será [Br ^—] cuando se haya agregado suficiente AgnO ₃ para hacer [Ag ⁺] = 0.020 M?

El producto de solubilidad de _{CaSO 4} •2H ₂ O es 2.4 × 10 ^—5. ¿Qué masa de esta sal se disolverá en 1.0 L de 0.010 M\(\ce{SO4^2-}\)?

S15.1.X

Masa (_{CaSO 4} •2H ₂ O) = 0.34 g/L

Q15.1.X

Suponiendo que no están involucrados equilibrios distintos a la disolución, calcular las concentraciones de iones en una solución saturada de cada uno de los siguientes (ver Tabla E3 para productos de solubilidad).

TLCl
BaF ₂
Ag ₂ CrO ₄
CaC ₂ O ₄ •H ₂ O
la anglesita mineral, PbSO ₄

Q15.1.X

AGi
Ag ₂ SO ₄
Mn (OH) ₂
Sr (OH) ₂ •8H ₂ O
el mineral brucita, Mg (OH) ₂

S15.1.X

[Ag ⁺] = [I ^—] = 1.2 × 10 ^—8 M; [Ag ⁺] = 2.86 × 10 ^—2 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 1.43 × 10 ^—2 M; [Mn ²⁺] = 2.2 × 10 ^—5 M, [OH ^—] = 4.5 × 10 ^—5 M; [Sr ²⁺] = 4.3 × 10 ^—2 M, [OH ^—] = 8.6 × 10 ^—2 M; [Mg ²⁺] = 1.6 × 10 ^—4 M, [OH ^—] = 3.1 × 10 ^—4 M.

Q15.1.X

Las siguientes concentraciones se encuentran en mezclas de iones en equilibrio con sólidos ligeramente solubles. A partir de las concentraciones dadas, calcular K _sp para cada uno de los sólidos ligeramente solubles indicados:

AgBr: [Ag ⁺] = 5.7 × 10 ^—7 M, [Br ^—] = 5.7 × 10 ^—7 M
CaCo ₃: [Ca ²⁺] = 5.3 × 10 ^—3 M,\(\ce{[CO3^2- ]}\) = 9.0 × 10 ^—7 M
PbF ₂: [Pb ²⁺] = 2.1 × 10 ^—3 M, [F ^—] = 4.2 × 10 ^—3 M
Ag ₂ CrO ₄: [Ag ⁺] = 5.3 × 10 ^—5 M, 3.2 × 10 ^—3 M
InF ₃: [En ³⁺] = 2.3 × 10 ^—3 M, [F ^—] = 7.0 × 10 ^—3 M

Q15.1.X

TLCl: [Tl ⁺] = 1.21 × 10 ^—2 M, [Cl ^—] = 1.2 × 10 ^—2 M
Ce (IO ₃) ₄: [Ce ⁴⁺] = 1.8 × 10 ^—4 M,\(\ce{[IO3- ]}\) = 2.6 × 10 ^—13 M
Gd ₂ (SO ₄) ₃: [Gd ³⁺] = 0.132 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 0.198 M
Ag ₂ SO ₄: [Ag ⁺] = 2.40 × 10 ^—2 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 2.05 × 10 ^—2 M
BasO ₄: [Ba ²⁺] = 0.500 M,\(\ce{[SO4^2- ]}\) = 2.16 × 10 ^—10 M

S15.1.X

2.0 × 10 ^—4; 5.1 × 10 ^—17; 1.35 × 10 ^—4; 1.18 × 10 ^—5; 1.08 × 10 ^{—10 —10}

Q15.1.X

¿Cuál de los siguientes compuestos precipita de una solución que tiene las concentraciones indicadas? (Consulte el Cuadro E3 para los valores de K _sp.)

Ciclo ₄: [K ⁺] = 0.01 M,\(\ce{[ClO4- ]}\) = 0.01 M
K ₂ PTCl ₆: [K ⁺] = 0.01 M,\(\ce{[PtCl6^2- ]}\) = 0.01 M
PbI ₂: [Pb ²⁺] = 0.003 M, [I ^—] = 1.3 × 10 ^—3 M
Ag ₂ S: [Ag ⁺] = 1 × ^{10 —10} M, [S ^2—] = 1 × 10 ^—13 M

Q15.1.X

¿Cuál de los siguientes compuestos precipita de una solución que tiene las concentraciones indicadas? (Consulte el Cuadro E3 para los valores de K _sp.)

CaCo ₃: [Ca ²⁺] = 0.003 M,\(\ce{[CO3^2- ]}\) = 0.003 M
Co (OH) ₂: [Co ²⁺] = 0.01 M, [OH ^—] = 1 × 10 ^—7 M
CaHPO ₄: [Ca ²⁺] = 0.01 M,\(\ce{[HPO4^2- ]}\) = 2 × 10 ^—6 M
Pb ₃ (PO ₄) ₂: [Pb ²⁺] = 0.01 M,\(\ce{[PO4^3- ]}\) = 1 × 10 ^—13 M

S15.1.X

El CaCo ₃ sí precipita.
El compuesto no precipita.
El compuesto no precipita.
El compuesto precipita.

Q15.1.X

Calcular la concentración de Tl ⁺ cuando TLCl apenas comienza a precipitar a partir de una solución que es 0.0250 M en Cl ^—.

Q15.1.X

Calcular la concentración de ion sulfato cuando BaSO ₄ apenas comienza a precipitar de una solución que es 0.0758 M en Ba ²⁺.

S15.1.X

1.42 × 10 ⁻⁹ M

Q15.1.X

Calcular la concentración de Sr ²⁺ cuando SrF ₂ comienza a precipitar a partir de una solución que es 0.0025 M en F ^—.

Q15.1.X

Calcular la concentración de\(\ce{PO4^3-}\) cuando Ag ₃ PO ₄ comienza a precipitar a partir de una solución que es 0.0125 M en Ag ⁺.

S15.1.X

9.2 × 10 ⁻¹³ M

Q15.1.X

Calcular la concentración de F ^— requerida para iniciar la precipitación de CaF ₂ en una solución que es 0.010 M en Ca ²⁺.

Q15.1.X

Calcular la concentración de Ag ⁺ requerida para iniciar la precipitación de Ag ₂ CO ₃ en una solución que es de 2.50 × 10 ^—6 M pulg\(\ce{CO3^2-}\).

S15.1.X

[Ag ⁺] = 1.8 × 10 ^—3 M

Q15.1.X

¿Qué [Ag ⁺] se requiere para reducir\(\ce{[CO3^2- ]}\) a 8.2 × 10 ^—4 M por precipitación de Ag ₂ CO ₃?

Q15.1.X

¿Qué [F ^—] se requiere para reducir [Ca ²⁺] a 1.0 × 10 ^—4 M por precipitación de CaF ₂?

S15.1.X

6.2 × 10 ^—4

Q15.1.X

Se agrega un volumen de 0.800 L de una solución 2 × 10 ^—4 - M Ba (NO ₃) ₂ a 0.200 L de 5 × 10 ^—4 M Li ₂ SO ₄. ¿Precipita el BasO ₄? Explica tu respuesta.

Q15.1.X

Realizar estos cálculos para carbonato de níquel (II).

¿Con qué volumen de agua se debe lavar un precipitado que contenga NiCo ₃ para disolver 0.100 g de este compuesto? Supongamos que el agua de lavado se satura con NiCo ₃ (K _sp = 1.36 × 10 ^—7).
Si el NiCo ₃ fuera contaminante en una muestra de CoCo ₃ (K _sp = 1.0 × 10 ^—12), ¿qué masa de CoCo ₃ se habría perdido? Ten en cuenta que tanto NiCo ₃ como CoCo ₃ se disuelven en la misma solución.

S15.1.X

2.28 L; 7.3 × 10 ^—7 g

Q15.1.X

Las concentraciones de hierro mayores a 5.4 × 10 ^—6 M en el agua utilizada para lavar ropa pueden causar manchas. ¿Qué [OH ^—] se requiere para reducir [Fe ²⁺] a este nivel por precipitación de Fe (OH) ₂?

Q15.1.X

Una solución es 0.010 M tanto en Cu ²⁺ como en Cd ²⁺. ¿Qué porcentaje de Cd ²⁺ permanece en la solución cuando 99.9% del Cu ²⁺ se ha precipitado como Cu añadiendo sulfuro?

S15.1.X

100% de ella se disuelve

Q15.1.X

Una solución es 0.15 M tanto en Pb ²⁺ como en Ag ⁺. Si se agrega Cl ^— a esta solución, ¿qué es [Ag ⁺] cuando PbCl ₂ comienza a precipitar?

Q15.1.X

¿Qué reactivo podría usarse para separar los iones en cada una de las siguientes mezclas, que son 0.1 M con respecto a cada ion? En algunos casos puede ser necesario controlar el pH. (Pista: Considere los valores de K _sp dados en el Apéndice J.)

\(\ce{Hg2^2+}\)y Cu ²⁺
\(\ce{SO4^2-}\)y Cl ^—
Hg ²⁺ y Co ²⁺
Zn ²⁺ y Sr ²⁺
Ba ²⁺ y Mg ²⁺
\(\ce{CO3^2-}\)y OH ^—

S15.1.X

\(\ce{Hg2^2+}\)y Cu ²⁺: Agregar\(\ce{SO4^2-}\).
\(\ce{SO4^2-}\)y Cl ^—: Agregar Ba ²⁺.
Hg ²⁺ y Co ²⁺: Agregar S ^2—.
Zn ²⁺ an Sr ²⁺: Agregar OH ^— hasta [OH ^—] = 0.050 M.
Ba ²⁺ y Mg ²⁺: Agregar\(\ce{SO4^2-}\).
\(\ce{CO3^2-}\)y OH ^—: Agregar Ba ²⁺.

Q15.1.X

Una solución contiene 1.0 × 10 ^—5 mol de KBr y 0.10 mol de KCl por litro. Poco a poco se agrega AgnO ₃ a esta solución. ¿Qué forma primero, AgBr sólido o AgCl sólido?

Q15.1.X

Una solución contiene 1.0 × 10 ^—2 mol de KI y 0.10 mol de KCl por litro. Poco a poco se agrega AgnO ₃ a esta solución. ¿Qué forma primero, AGi sólido o AgCl sólido?

S15.1.X

AgI precipitará primero.

Q15.1.X

Los iones calcio en el suero sanguíneo humano son necesarios para la coagulación. El oxalato de potasio, K ₂ _{C 2} O ₄, se utiliza como anticoagulante cuando se extrae una muestra de sangre para pruebas de laboratorio debido a que elimina el calcio como precipitado de CaC ₂ _{O ₄ •H 2} O. Es necesario eliminar todo menos 1.0% del Ca ²⁺en suero para prevenir la coagulación. Si el suero sanguíneo normal con un pH tamponado de 7.40 contiene 9.5 mg de Ca ²⁺ por cada 100 mL de suero, ¿qué masa de K ₂ C ₂ O ₄ se requiere para evitar la coagulación de una muestra de sangre de 10 mL que es 55% de suero por volumen? (Todos los volúmenes son exactos a dos cifras significativas. Tenga en cuenta que el volumen de suero en una muestra de sangre de 10 mL es de 5.5 mL. Supongamos que el valor de K _sp para CaC ₂ O ₄ en suero es el mismo que en agua).

Q15.1.X

Alrededor del 50% de los cálculos urinarios (cálculos renales) consisten en fosfato de calcio, Ca ₃ (PO ₄) ₂. El contenido normal de calcio de rango medio excretado en la orina es de 0.10 g de Ca ²⁺ por día. La cantidad normal de orina de rango medio pasado se puede tomar como 1.4 L por día. ¿Cuál es la concentración máxima de iones fosfato que puede contener la orina antes de que comience a formarse un cálculo?

S15.1.X

4 × 10 ⁻⁹ M

Q15.1.X

El pH de la orina normal es de 6.30, y la concentración total de fosfato (\(\ce{[PO4^3- ]}\)\(\ce{[HPO4^2- ]}\)\(\ce{[H2PO4- ]}\)+ + + [H ₃ PO ₄]) es 0.020 M. ¿Cuál es la concentración mínima de Ca ²⁺ necesaria para inducir la formación de cálculos renales? (Ver Ejercicio para obtener información adicional.)

Q15.1.X

El magnesio metálico (un componente de aleaciones utilizadas en aviones y un agente reductor utilizado en la producción de uranio, titanio y otros metales activos) se aísla del agua de mar mediante la siguiente secuencia de reacciones:

\(\ce{Mg^2+}(aq)+\ce{Ca(OH)2}(aq)⟶\ce{Mg(OH)2}(s)+\ce{Ca^2+}(aq)\)

\(\ce{Mg(OH)2}(s)+\ce{2HCl}(aq)⟶\ce{MgCl2}(s)+\ce{2H2O}(l)\)

\(\ce{MgCl2}(l)\xrightarrow{\ce{electrolysis}}\ce{Mg}(s)+\ce{Cl2}(g)\)

El agua de mar tiene una densidad de 1.026 g/cm ³ y contiene 1272 partes por millón de magnesio como Mg ²⁺ (aq) en masa. ¿Qué masa, en kilogramos, de Ca (OH) ₂ se requiere para precipitar 99.9% del magnesio en 1.00 × 10 ³ L de agua de mar?

S15.1.X

3.99 kg

Q15.1.X

El sulfuro de hidrógeno se burbujea en una solución que es 0.10 M tanto en Pb ²⁺ como en Fe ²⁺ y 0.30 M en HCl. Después de que la solución ha llegado al equilibrio se satura con H ₂ S ([H ₂ S] = 0.10 M). ¿Qué concentraciones de Pb ²⁺ y Fe ²⁺ permanecen en la solución? Para una solución saturada de H ₂ S podemos usar el equilibrio:

\(\ce{H2S}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{2H3O+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K=1.0×10^{−26}\)

(Pista: Los\(\ce{[H3O+]}\) cambios a medida que precipitan sulfuros metálicos).

Q15.1.X

Realice los siguientes cálculos con concentraciones de iones yodato:

Se encontró que la concentración de iones yodato de una solución saturada de La (IO _₃) ^{3 fue de 3.1 × 10 —3} _mol/L.
Encontrar la concentración de iones yodato en una solución saturada de Cu (IO ₃) ₂ (K _sp = 7.4 × 10 ^—8).

S15.1.X

3.1 × 10 ^—11; [Cu ²⁺] = 2.6 × 10 ^—3;\(\ce{[IO3- ]}\) = 5.3 × 10 ^—3

Q15.1.X

Calcular la solubilidad molar de AgBr en NaBr 0.035 M (K _sp = 5 × 10 ^—13).

Q15.1.X

¿Cuántos gramos de Pb (OH) ₂ se disolverán en 500 mL de una solución 0.050- M de PbCl ₂ (K _sp = 1.2 × 10 ^—15)?

S15.1.X

1.8 × 10 ^—5 g Pb (OH) ₂

Q15.1.X

Utilice la simulación del anterior Enlace a Aprendizaje para completar el siguiente ejercicio:. Usando 0.01 g CaF ₂, dar los valores de K _sp encontrados en una solución 0.2- M de cada una de las sales. Discuta por qué los valores cambian a medida que cambia las sales solubles.

Q15.1.X

Cuantos gramos de Leche de Magnesia, Mg (OH) ₂ (s) (58.3 g/mol), serían solubles en 200 mL de agua. K _sp = 7.1 × 10 ^—12. Incluya la reacción iónica y la expresión de K _sp en su respuesta. (K _w = 1 × 10 ^—14 = [H ₃ O ⁺] [OH ^—])

S15.1.X

\[\ce{Mg(OH)2}(s)⇌\ce{Mg^2+}+\ce{2OH-} \]

\[K_\ce{sp}=\ce{[Mg^2+][OH- ]^2}\]

\[1.14 × 10⁻³ g Mg(OH)_2\]

Q15.1.X

Dos sales hipotéticas, LM ₂ y LQ, tienen la misma solubilidad molar en H ₂ O. Si K _sp para LM ₂ es 3.20 × 10 ^—5, ¿cuál es el valor K _sp para LQ?

Q15.1.X

¿Cuál de los siguientes carbonatos se formará primero? ¿Cuál de los siguientes formará el último? Explique.

\(\ce{MgCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=3.5×10^{−8}\)
\(\ce{CaCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.2×10^{−7}\)
\(\ce{SrCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=3.9×10^{−9}\)
\(\ce{BaCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.4×10^{−5}\)
\(\ce{MnCO3} \hspace{20px} K_\ce{sp}=5.1×10^{−9}\)

S15.1.X

SrCo ₃ se formará primero, ya que tiene el valor de K _sp más pequeño es el menos soluble. BaCo ₃ será el último en precipitar, tiene el mayor valor de K _sp.

Q15.1.X

¿Cuántos gramos de Zn (CN) ₂ (s) (117.44 g/mol) serían solubles en 100 mL de H ₂ O? Incluya la reacción equilibrada y la expresión de K _sp en su respuesta. El valor de K _sp para Zn (CN) ₂ (s) es 3.0 × 10 ^—16.

15.2: Ácidos y bases de Lewis

Q15.2.X

¿En qué circunstancias, en su caso, una muestra de AgCl sólido se disuelve completamente en agua pura?

S15.2.X

cuando la cantidad de sólido es tan pequeña que no se produce una solución saturada

Q15.2.X

Explicar por qué la adición de NH ₃ o HNO ₃ a una solución saturada de Ag ₂ CO ₃ en contacto con Ag ₂ CO ₃ sólido aumenta la solubilidad del sólido.

Q15.2.X

Calcular la concentración de iones cadmio, [Cd ²⁺], en una solución preparada mezclando 0.100 L de 0.0100 M Cd (NO ₃) ₂ con 1.150 L de 0.100 NH ₃ (aq).

S15.2.X

2.35 × 10 ^—4 M

Q15.2.X

Explicar por qué la adición de NH ₃ o HNO ₃ a una solución saturada de Cu (OH) ₂ en contacto con Cu (OH) ₂ sólido aumenta la solubilidad del sólido.

S15.2.X

En ocasiones se describen equilibrios para iones complejos en términos de constantes de disociación, K _d. Para el ion complejo,\(\ce{AlF6^3-}\) la reacción de disociación es:

\[\ce{AlF6^3- ⇌ Al^3+ + 6F-}\) and \(K_\ce{d}=\ce{\dfrac{[Al^3+][F- ]^6}{[AlF6^3- ]}}=2×10^{−24}\]

Q15.2.X

Calcular el valor de la constante de formación, K _f, para\(\ce{AlF6^3-}\).

S15.2.X

5 × 10 ²³

Q15.2.X

Utilizando el valor de la constante de formación para el ion complejo\(\ce{Co(NH3)6^2+}\), calcular la constante de disociación.

Q15.2.X

Usando la constante de disociación, K _d = 7.8 × 10 ^—18, calcular las concentraciones de equilibrio de Cd ²⁺ y CN ^— en una solución 0.250- M de\(\ce{Cd(CN)4^2-}\).

S15.2.X

[Cd ²⁺] = 9.5 × 10 ^—5 M; [CN ^—] = 3.8 × 10 ^—4 M

Q15.2.X

Usando la constante de disociación, K _d = 3.4 × 10 ^—15, calcular las concentraciones de equilibrio de Zn ²⁺ y OH ^— en una solución 0.0465- M de\(\ce{Zn(OH)4^2-}\).

Q15.2.X

Using the dissociation constant, K_d = 2.2 × 10^–34, calculate the equilibrium concentrations of Co³⁺ and NH₃ in a 0.500-M solution of \(\ce{Co(NH3)6^3+}\).

S15.2.X

[Co³⁺] = 3.0 × 10^–6 M; [NH₃] = 1.8 × 10^–5 M

Q15.2.X

Using the dissociation constant, K_d = 1 × 10^–44, calculate the equilibrium concentrations of Fe³⁺ and CN^– in a 0.333 M solution of \(\ce{Fe(CN)6^3-}\).

Q15.2.X

Calculate the mass of potassium cyanide ion that must be added to 100 mL of solution to dissolve 2.0 × 10^–2 mol of silver cyanide, AgCN.

S15.2.X

1.3 g

Q15.2.X

Calculate the minimum concentration of ammonia needed in 1.0 L of solution to dissolve 3.0 × 10^–3 mol of silver bromide.

Q15.2.X

A roll of 35-mm black and white photographic film contains about 0.27 g of unexposed AgBr before developing. What mass of Na₂S₂O₃•5H₂O (sodium thiosulfate pentahydrate or hypo) in 1.0 L of developer is required to dissolve the AgBr as \(\ce{Ag(S2O3)2^3-}\) (K_f = 4.7 × 10¹³)?

S15.2.X

0.80 g

Q15.2.X

We have seen an introductory definition of an acid: An acid is a compound that reacts with water and increases the amount of hydronium ion present. In the chapter on acids and bases, we saw two more definitions of acids: a compound that donates a proton (a hydrogen ion, H⁺) to another compound is called a Brønsted-Lowry acid, and a Lewis acid is any species that can accept a pair of electrons. Explain why the introductory definition is a macroscopic definition, while the Brønsted-Lowry definition and the Lewis definition are microscopic definitions.

Q15.2.X

Write the Lewis structures of the reactants and product of each of the following equations, and identify the Lewis acid and the Lewis base in each:

\(\ce{CO2 + OH- ⟶ HCO3-}\)
\(\ce{B(OH)3 + OH- ⟶ B(OH)4-}\)
\(\ce{I- + I2 ⟶ I3-}\)
\(\ce{AlCl3 + Cl- ⟶ AlCl4-}\) (use Al-Cl single bonds)
\(\ce{O^2- + SO3 ⟶ SO4^2-}\)

S15.2.X

(a)

;

Q15.2.X

Escriba las estructuras de Lewis de los reactivos y el producto de cada una de las siguientes ecuaciones, e identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en cada una:

\(\ce{CS2 + SH- ⟶ HCS3-}\)
\(\ce{BF3 + F- ⟶ BF4-}\)
\(\ce{I- + SnI2 ⟶ SnI3-}\)
\(\ce{Al(OH)3 + OH- ⟶ Al(OH)4-}\)
\(\ce{F- + SO3 ⟶ SFO3-}\)

Q15.2.X

Using Lewis structures, write balanced equations for the following reactions:

\(\ce{HCl}(g)+\ce{PH3}(g)⟶\)
\(\ce{H3O+ + CH3- ⟶}\)
\(\ce{CaO + SO3 ⟶}\)
\(\ce{NH4+ + C2H5O- ⟶}\)

S15.2.X

(a)

;

\(\ce{H3O+ + CH3- ⟶ CH4 + H2O}\)

;

\(\ce{CaO + SO3 ⟶ CaSO4}\)

;

\(\ce{NH4+ + C2H5O- ⟶ C2H5OH + NH3}\)

Q15.2.X

Calcular\(\ce{[HgCl4^2- ]}\) en una solución preparada añadiendo 0.0200 mol de NaCl a 0.250 L de una solución 0.100- M de HgCl ₂.

Q15.2.X

En una titulación del ion cianuro, se agregan 28.72 mL de 0.0100 M AgnO ₃ antes de que comience la precipitación. [La reacción de Ag ⁺ con CN ^— va a su finalización, produciendo el\(\ce{Ag(CN)2-}\) complejo.] La precipitación de AgCN sólido tiene lugar cuando se agrega un exceso de Ag ⁺ a la solución, por encima de la cantidad necesaria para completar la formación de\(\ce{Ag(CN)2-}\). ¿Cuántos gramos de NaCN había en la muestra original?

S15.2.X

0.0281 g

Q15.2.X

¿Cuáles son las concentraciones de Ag ⁺, CN ^—, y\(\ce{Ag(CN)2-}\) en una solución saturada de AgCN?

Q15.2.X

En solución acuosa diluida el HF actúa como un ácido débil. Sin embargo, el HF líquido puro (punto de ebullición = 19.5 °C) es un ácido fuerte. En HF líquido, el HNO ₃ actúa como una base y acepta protones. La acidez del HF líquido se puede aumentar añadiendo uno de varios fluoruros inorgánicos que son ácidos de Lewis y aceptan F ^— ion (por ejemplo, BF ₃ o SbF ₅). Escribir ecuaciones químicas balanceadas para la reacción de HNO ₃ puro con HF puro y de HF puro con BF ₃.

S15.2.X

\(\ce{HNO3}(l)+\ce{HF}(l)⟶\ce{H2NO3+}+\ce{F-}\);\(\ce{HF}(l)+\ce{BF3}(g)⟶\ce{H+}+\ce{BF4}\)

Q15.2.X

El aminoácido más simple es glicina, H ₂ NCH ₂ CO ₂ H. La característica común de los aminoácidos es que contienen los grupos funcionales: un grupo amina, —NH ₂, y un grupo ácido carboxílico, —CO ₂ H. Un aminoácido puede funcionar como un ácido o una base. Para la glicina, la fuerza ácida del grupo carboxilo es aproximadamente la misma que la del ácido acético, CH ₃ CO ₂ H, y la fuerza base del grupo amino es ligeramente mayor que la del amoníaco, NH ₃.

Q15.2.X

Escribe las estructuras de Lewis de los iones que se forman cuando la glicina se disuelve en HCl 1 M y en KOH 1 M.

Q15.2.X

Escribe la estructura Lewis de la glicina cuando este aminoácido se disuelve en agua. (Pista: Considere las fuerzas de base relativas de los\(\ce{−CO2-}\) grupos -NH ₂ y.)

Q15.2.X

El ácido bórico, H ₃ BO ₃, no es un ácido de Brønsted-Lowry sino un ácido de Lewis.

Escribe una ecuación para su reacción con el agua.
Predecir la forma del anión así formado.
¿Cuál es la hibridación en el boro consistente con la forma que has predicho?

S15.2.X

\(\ce{H3BO3 + H2O ⟶ H4BO4- + H+}\); Las formas electrónicas y moleculares son las mismas, ambas tetraédricas. La estructura tetraédrica es consistente con la hibridación sp ³.

15.3: Equilibrios Múltiples

Q15.3.1

Se dice que una solución saturada de un electrolito ligeramente soluble en contacto con parte del electrolito sólido es un sistema en equilibrio. Explique. ¿Por qué un sistema así se llama equilibrio heterogéneo?

Q15.3.2

Calcular la concentración de equilibrio de Ni ²⁺ en una solución 1.0- M [Ni (NH ₃) ₆] (NO ₃) ₂.

S15.3.2

0.014 M

Q15.3.3

Calcular la concentración de equilibrio de Zn ²⁺ en una solución 0.30- M de\(\ce{Zn(CN)4^2-}\).

Q15.3.4

Calcular la concentración de equilibrio de Cu ²⁺ en una solución inicialmente con 0.050 M Cu ²⁺ y 1.00 M NH ₃.

S15.3.2

1.0 × 10 ^—13 M

Q15.3.5

Calcular la concentración de equilibrio de Zn ²⁺ en una solución inicialmente con 0.150 M Zn ²⁺ y 2.50 M CN ^—.

Q15.3.6

Calcular la concentración de equilibrio de Fe ³⁺ cuando se agrega 0.0888 mol de K ₃ [Fe (CN) ₆] a una solución con 0.0.00010 M CN ^—.

S15.3.2

9 × 10 ⁻²² M

Q15.3.7

Calcular la concentración de equilibrio de Co ²⁺ cuando se agrega 0.100 mol de [Co (NH ₃_{) ₆] (NO 3}) ₂ a una solución con 0.025 M NH ₃. Supongamos que el volumen es 1.00 L.

Q15.3.8

La constante de equilibrio para la reacción\(\ce{Hg^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)⇌\ce{HgCl2}(aq)\) es 1.6 × 10 ¹³. ¿El HgCl ₂ es un electrolito fuerte o un electrolito débil? ¿Cuáles son las concentraciones de Hg ²⁺ y Cl ^— en una solución 0.015- M de HgCl ₂?

S15.3.2

6.2 × 10 ^—6 M = [Hg ²⁺]; 1.2 × 10 ^—5 M = [Cl ^—]; La sustancia es un electrolito débil debido a que se disolvió muy poco de los 0.015 M HgCl ₂ iniciales.

Q15.3.9

Calcular la solubilidad molar de Sn (OH) ₂ en una solución tampón que contiene concentraciones iguales de NH ₃ y\(\ce{NH4+}\).

Q15.3.X

Calcular la solubilidad molar de Al (OH) ₃ en una solución tampón con 0.100 M NH ₃ y 0.400 \(\ce{NH4+}\)M.

S15.3.2

[OH ⁻] = 4.5 × 10 ⁻⁵; [Al ³⁺] = 2.1 × 10 ^—20 (solubilidad molar)

Q15.3.10

¿Cuál es la solubilidad molar del CaF ₂ en una solución 0.100- M de HF? K _a para HF = 7.2 × 10 ^—4.

Q15.3.X

¿Cuál es la solubilidad molar de BaSO ₄ en una solución 0.250- M de NaHSO ₄? K _a para\(\ce{HSO4-}\) = 1.2 × 10^–2.

S15.3.2

\(\ce{[SO4^2- ]}=0.049\:M\)
[Ba²⁺] = 2.2 × 10^–9 (molar solubility)

Q15.3.X

What is the molar solubility of Tl(OH)₃ in a 0.10-M solution of NH₃?

Q15.3.X

What is the molar solubility of Pb(OH)₂ in a 0.138-M solution of CH₃NH₂?

S15.3.2

[OH^–] = 7.6 × 10⁻³ M
[Pb²⁺] = 4.8 × 10^–12 (molar solubility)

Q15.3.X

A solution of 0.075 M CoBr₂ is saturated with H₂S ([H₂S] = 0.10 M). What is the minimum pH at which CoS begins to precipitate?

\(\ce{CoS}(s)⇌\ce{Co^2+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.5×10^{−27}\)

\(\ce{H2S}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{2H3O+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K=1.0×10^{−26}\)

A 0.125-M solution of Mn(NO₃)₂ is saturated with H₂S ([H₂S] = 0.10 M). At what pH does MnS begin to precipitate?

\(\ce{MnS}(s)⇌\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{sp}=4.3×10^{−22}\)

\(\ce{H2S}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{2H3O+}(aq)+\ce{S^2-}(aq) \hspace{20px} K=1.0×10^{−26}\)

S15.3.2

3.27

Q15.3.X

Calculate the molar solubility of BaF₂ in a buffer solution containing 0.20 M HF and 0.20 M NaF.

Q15.3.X

Calculate the molar solubility of CdCO₃ in a buffer solution containing 0.115 M Na₂CO₃ and 0.120 M NaHCO₃

S15.3.2

\(\ce{[CO3^2- ]}=0.115\:M\)
[Cd²⁺] = 3 × 10⁻¹² M

Q15.3.X

To a 0.10-M solution of Pb(NO₃)₂ is added enough HF(g) to make [HF] = 0.10 M.

Does PbF₂ precipitate from this solution? Show the calculations that support your conclusion.
What is the minimum pH at which PbF₂ precipitates?

Calculate the concentration of Cd²⁺ resulting from the dissolution of CdCO₃ in a solution that is 0.010 M in H₂CO₃.

S15.3.2

1 × 10⁻⁵ M

Q15.3.X

Both AgCl and AgI dissolve in NH₃.

What mass of AgI dissolves in 1.0 L of 1.0 M NH₃?
What mass of AgCl dissolves in 1.0 L of 1.0 M NH₃?

Calculate the volume of 1.50 M CH₃CO₂H required to dissolve a precipitate composed of 350 mg each of CaCO₃, SrCO₃, and BaCO₃.

S15.3.2

0.0102 L (10.2 mL)

Q15.3.X

Even though Ca(OH)₂ is an inexpensive base, its limited solubility restricts its use. What is the pH of a saturated solution of Ca(OH)₂?

Q15.3.X

What mass of NaCN must be added to 1 L of 0.010 M Mg(NO₃)₂ in order to produce the first trace of Mg(OH)₂?

S15.3.2

5 × 10⁻³ g

Q15.3.X

Magnesium hydroxide and magnesium citrate function as mild laxatives when they reach the small intestine. Why do magnesium hydroxide and magnesium citrate, two very different substances, have the same effect in your small intestine. (Hint: The contents of the small intestine are basic.)

Q15.3.X

The following question is taken from a Chemistry Advanced Placement Examination and is used with the permission of the Educational Testing Service.

Solve the following problem:

\(\ce{MgF2}(s)⇌\ce{Mg^2+}(aq)+\ce{2F-}(aq)\)

In a saturated solution of MgF₂ at 18 °C, the concentration of Mg²⁺ is 1.21 × 10^–3 M. The equilibrium is represented by the preceding equation.

Write the expression for the solubility-product constant, K_sp, and calculate its value at 18 °C.
Calculate the equilibrium concentration of Mg²⁺ in 1.000 L of saturated MgF₂ solution at 18 °C to which 0.100 mol of solid KF has been added. The KF dissolves completely. Assume the volume change is negligible.
Predict whether a precipitate of MgF₂ will form when 100.0 mL of a 3.00 × 10^–3-M solution of Mg(NO₃)₂ is mixed with 200.0 mL of a 2.00 × 10^–3-M solution of NaF at 18 °C. Show the calculations to support your prediction.
At 27 °C the concentration of Mg²⁺ in a saturated solution of MgF₂ is 1.17 × 10^–3 M. Is the dissolving of MgF₂ in water an endothermic or an exothermic process? Give an explanation to support your conclusion.

S15.3.2

K_sp = [Mg²⁺][F^–]² = (1.21 × 10^–3)(2 × 1.21 × 10^–3)² = 7.09 × 10^–9; 7.09 × 10^–7 M

Determine the concentration of Mg²⁺ and F^– that will be present in the final volume. Compare the value of the ion product [Mg²⁺][F^–]² with K_sp. If this value is larger than K_sp, precipitation will occur. 0.1000 L × 3.00 × 10^–3 M Mg(NO₃)₂ = 0.3000 L × M Mg(NO₃)₂ M Mg(NO₃)₂ = 1.00 × 10^–3 M 0.2000 L × 2.00 × 10^–3 M NaF = 0.3000 L × M NaF M NaF = 1.33 × 10^–3 M ion product = (1.00 × 10^–3)(1.33 × 10^–3)² = 1.77 × 10^–9 This value is smaller than K_sp, so no precipitation will occur. MgF₂ is less soluble at 27 °C than at 18 °C. Because added heat acts like an added reagent, when it appears on the product side, the Le Chatelier’s principle states that the equilibrium will shift to the reactants’ side to counter the stress. Consequently, less reagent will dissolve. This situation is found in our case. Therefore, the reaction is exothermic.

Q15.3.X

Which of the following compounds, when dissolved in a 0.01-M solution of HClO₄, has a solubility greater than in pure water: CuCl, CaCO₃, MnS, PbBr₂, CaF₂? Explain your answer.

Q15.3.X

Which of the following compounds, when dissolved in a 0.01-M solution of HClO₄, has a solubility greater than in pure water: AgBr, BaF₂, Ca₃(PO₄)₃, ZnS, PbI₂? Explain your answer.

BaF₂, Ca₃(PO₄)₂, ZnS; each is a salt of a weak acid, and the \(\ce{[H3O+]}\) from perchloric acid reduces the equilibrium concentration of the anion, thereby increasing the concentration of the cations

Q15.3.X

What is the effect on the amount of solid Mg(OH)₂ that dissolves and the concentrations of Mg²⁺ and OH^– when each of the following are added to a mixture of solid Mg(OH)₂ and water at equilibrium?

MgCl₂
KOH
HClO₄
NaNO₃
Mg(OH)₂

Q15.3.X

What is the effect on the amount of CaHPO₄ that dissolves and the concentrations of Ca²⁺ and \(\ce{HPO4-}\) when each of the following are added to a mixture of solid CaHPO₄ and water at equilibrium?

CaCl₂
HCl
KClO₄
NaOH
CaHPO₄

S15.3.X

Effect on amount of solid CaHPO₄, [Ca²⁺], [OH^–]: increase, increase, decrease; decrease, increase, decrease; no effect, no effect, no effect; decrease, increase, decrease; increase, no effect, no effect

Q15.3.X

Identify all chemical species present in an aqueous solution of Ca₃(PO₄)₂ and list these species in decreasing order of their concentrations. (Hint: Remember that the \(\ce{PO4^3-}\) ion is a weak base.)

Q15.3.X

A volume of 50 mL of 1.8 M NH₃ is mixed with an equal volume of a solution containing 0.95 g of MgCl₂. What mass of NH₄Cl must be added to the resulting solution to prevent the precipitation of Mg(OH)₂?

S15.3.X

7.1 g