Kps ion comun

1. Para la reacción H2(g) + I2(g)      2HI(g), K = 50 a 450 ºC. En un reactor de 1 litro se introducen 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI. a) ¿En qué sentido se producirá la reacción? b) Hallar los moles de cada gas en el equilibrio. [pic 1]
2. A 134ºC, Kp= 66 atm para: N2O4(g)       2NO2(g). Se ponen n moles de N2O4 en un reactor y se alcanza el equilibrio a 134ºC y 1 atm de presión. Hallar el grado de disociación del N2O4[pic 2]
3. A unos 500ºC el carbonato amónico se descompone térmicamente según la reacción de equilibrio: (NH4)2CO3(s)⇔2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g). Hallar Kp, a esa temperatura, si la presión total en el equilibrio es de 2,8 atm.
4. La reducción del dióxido de carbono a monóxido de carbono, con carbono al rojo, es un proceso de equilibrio: CO2(g) + C(s) ⇔ 2CO(g) ΔH = 23,2 kJ a 40ºC

Explicar como se modifica la cantidad de CO(g) si:

(a)Disminuimos la presión total

(b)Disminuimos la presión parcial de CO2(g)

(c)Añadimos más C(s)

(d)Calentamos hasta 70ºC. ¿Qué le ocurriría a Kc y a Kp en cada caso?.

1. El SnO2(s) reacciona con hidrógeno según: SnO2(s) + 2H2(g) <===> Sn(s) + 2H2O(g). Si los reactivos se calientan en un recipiente cerrado a 500 ºC, se llega al equilibrio con unas concentraciones de H2 y H2O de 0,25 moles·l-1, de cada uno. a) Se añade 0,25 moles de H2 al recipiente, ¿Cuáles serán las concentraciones de H2O e H2 cuando se restablezca el equilibrio? b) ¿Pueden encontrarse en equilibrio un mol de H2 y dos moles de H2O a la misma temperatura? Justifica la respuesta.
2. La obtención de un halógeno en el laboratorio puede realizarse tratando un hidrácido con un oxidante Para el caso del cloro la reacción viene dada por el equilibrio; 4 HCl(g) + O2(g) ⇔  2 H2O(g) + 2 Cl2(g) Si en un recipiente de 2,5 litros se introducen 0,075 moles de cloruro de hidrógeno y la mitad de esa cantidad de oxígeno, se alcanza el equilibrio cuando se forman 0,01 moles de cloro e igual cantidad de agua. Calcule el valor de la constante de equilibrio
3. Escriba la expresión de la constante del producto de solubilidad para cada uno de los siguientes compuestos: (a) CdS; (b) CeF3; (c) Fe3(AsO4)2; (d) Ce(OH)4.
4. El Kps del fosfato de plomo (II) y la normalidad de su solución saturada, todo en función de n, sabiendo que n moles de Pb3(PO4)2 se disuelven en 250 mL de agua a 25º C.
5. El Kps del Mg(OH)2 es 3,4 × 10-11. Calcular: a) la solubilidad del Mg(OH)2 en agua pura; b) el pH de la solución resultante.
6. Determine el valor del Kps y el pKps del Pb(IO3)2 si una solución saturada de la sal contiene 0,010 g de iones yodato por litro.
7. Si 0,11 mg de AgBr se disuelven en 1 L de de agua a cierta temperatura, ¿cuál es el producto de solubilidad del AgBr a esa temperatura?
8. El pH de una solución saturada de Pb(OH)2 a 25º C es 9,9. Calcular: a) la solubilidad del Pb(OH)2 a dicha temperatura; b) el producto de solubilidad
9. El Kps del cromato de plata, Ag2CrO4 es 1,9 × 10-12. Calcular la concentración mínima de iones plata necesaria para que empiece a precipitar Ag2CrO4 en una disolución 0,1 M de cromato potásico.
10. Sobre una disolución 0,1 M de BaCl2 se añade Na2SO4 hasta que su concentración se hace 0,1 N. ¿Cuál es la concentración de ion Ba2+ que queda en la disolución? Kps BaSO4 = 1,1 × 10-10.
11. El Kps del Ba(IO3)2 a una determinada temperatura es 6 × 10-10. Calcular: a) su solubilidad; b) gramos de ion Ba2+ y de ion IO3- en 250 mL de disolución saturada; c) Normalidad de la solución saturada.
12. Calcular la concentración molar de ion Br- que se necesita para iniciar la precipitación de PbBr2 en una solución 0,9 M de Pb(NO3)2. Kps PbBr2 = 7,9 ×10-5
13. El Kps del CaSO4 a 25º C es 2,5 × 10-5. Si a una disolución saturada de sulfato cálcico

se añade una solución de oxalato sódico, ¿cuál será la concentración de ion C2O42- necesaria para comenzar la precipitación de CaC2O4? Kps CaC2O4 = 2,5×10-9

1. El producto de solubilidad del PbSO4 a 25º C es 2 × 10-8. Calcular la concentración máxima de iones Pb2+ que puede haber en una solución en la cual la concentración de

iones sulfato es 0,142 g/L.

1. ¿Cuál será la concentración máxima de iones Mn2+ en una solución saturada de H2S a pH = 4? Kps MnS = 7,1×10-16; H2S : K1 = 1×10-7; K2 = 1,3×10-14; [H2S]sat.= 0,1 M.
2. Calcular la concentración de ion Ag+ requerida para iniciar la precipitación de AgBrO3 en una solución que contiene 0,5 g de NaBrO3 por litro. Kps = 4 ×10-5.
3. En una solución de Be(NO3)2 5,0 × 10-4 M, determine: a) la concentración molar de iones OH- requerida para iniciar la precipitación de Be(OH)2; b) la concentración de ion Be2+ que permanece en solución si el pH se hace igual a 11. Kps Be(OH)2 = 2 ×10-18.
4. Dada una solución de pH = 9, ¿cuántos g de ion Fe3+ pueden estar disueltos en 100 mL de dicha solución sin que llegue a precipitar Fe(OH)3 (Kps = 1,1 × 10-36).
5. Calcular la cantidad de NH4Cl que se requiere para evitar que precipite Mg(OH)2 en 1L de disolución que contiene 1 × 10-3 moles de NH3 y 5 × 10-4 moles de iones Mg2+. Kps Mg(OH)2 = 7,1 × 10-12; Kb NH3 = 1,8 × 10-5.
6. ¿Cuál será la solubilidad del AgCN en una disolución tampón de pH = 4. Kps AgCN = 6 × 10-17; Ka HCN = 4,9 × 10-10.
7. Al precipitar PbI2 por adición de NaI sólido a una solución de nitrato de plomo (II),

¿qué concentración de ion Pb2+ permanece en solución cuando se añade suficiente NaI, de modo que la concentración final de ion I- es 2,0 × 10-3 M? Kps PbI2 = 1 ×10-9.

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