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Chimie 1e (OpenStax)
15 : Équilibres des autres classes de réactions
15.E : Équilibres des autres classes de réactions (exercices)

15.E : Équilibres des autres classes de réactions (exercices)

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Page ID: 194017

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15.1 : Précipitation et dissolution

Q15.1.1

Compléter les modifications des concentrations pour chacune des réactions suivantes :

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

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

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

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

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

ARTICLE 15.1.1

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

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

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

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

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

Q15.1.2

Compléter les modifications des concentrations pour chacune des réactions suivantes :

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

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

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

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

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

Q15.1.3

Comment les concentrations d'Ag ⁺ et,\(\ce{CrO4^2-}\) dans une solution saturée, supérieures à 1,0 g d'Ag ₂ CrO ₄ solide évoluent-elles lorsque 100 g d'Ag ₂ CrO ₄ solide sont ajoutés au système ? Expliquez.

ARTICLE 15.1.3

Il n'y a aucun changement. Un solide a une activité de 1, qu'il y en ait peu ou beaucoup.

Q15.1.4

Comment les concentrations de Pb ²⁺ et de S ^{2— évoluent-elles} lorsque du K ₂ S est ajouté à une solution saturée de PbS ?

Q15.1.5

De quelles informations supplémentaires avons-nous besoin pour répondre à la question suivante : Comment l'équilibre du bromure d'argent solide avec une solution saturée de ses ions est-il affecté lorsque la température augmente ?

ARTICLE 15.1.5

La solubilité du bromure d'argent à la nouvelle température doit être connue. Normalement, la solubilité augmente et une partie du bromure d'argent solide se dissout.

Q15.1.6

Lequel des composés légèrement solubles suivants présente une solubilité supérieure à celle calculée à partir de son produit de solubilité en raison de l'hydrolyse de l'anion présent : CoSO ₃, CuI, PbCO ₃, PbCl ₂, Tl ₂ S, KClO ₄ ?

Q15.1.7

Lequel des composés légèrement solubles suivants présente une solubilité supérieure à celle calculée à partir de son produit de solubilité en raison de l'hydrolyse de l'anion présent : AgCl, BaSO ₄, CaF ₂, Hg ₂ I ₂, MnCO ₃, ZnS, PbS ?

ARTICLE 15.1.7

CaF ₂, MnCO ₃ et ZnS

Q15.1.8

Écrivez l'équation ionique pour la dissolution et l'expression du produit de solubilité (K _sp) pour chacun des composés ioniques légèrement solubles suivants :

PBCl ₂
Âge _{: 22} ans
Sr ₃ (PO _₄₂)
SRSO ₄

Q15.1.9

Écrivez l'équation ionique pour la dissolution et l'expression de K _sp pour chacun des composés ioniques légèrement solubles suivants :

Alfa ₃
CaCO ₃
Âge ₂ ISO 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

Le Handbook of Chemistry and Physics donne les solubilités des composés suivants en grammes pour 100 ml d'eau. Comme ces composés ne sont que légèrement solubles, supposons que le volume ne change pas lors de la dissolution et calculez le produit de solubilité pour chacun d'eux.

BasiF ₆, 0,026 g/100 ml (contient\(\ce{SiF6^2-}\) des ions)
Ce (IO _₃₄), 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 (contient\(\ce{PtBr6^2-}\) des ions)

Q15.1.12

Base de _{soufre 4}, 0,018 g/100 mL
Ba (BrO _₃₂) •H ₂ O, 0,30 g/100 ml
NH ₄ mGasO ₄ •6H ₂ O, 0,038 g/100 mL
La ₂ (MoO _₄₃), 0,00179 g/100 ml

S15.1.12

a) 1,7 × 10 ^—7 ; 1,6 × 10 ^—6 ; 2,2 × 10 ^—9 ; 7,91 × 10 ^—22

Q15.1.13

Utilisez des produits de solubilité et déterminez lequel des sels suivants est le plus soluble, en termes de moles par litre, dans l'eau pure : CaF ₂, Hg ₂ Cl ₂, PBi ₂ ou Sn (OH) ₂.

Q15.1.14

En supposant qu'aucun équilibre autre que la dissolution n'est impliqué, calculez la solubilité molaire de chacun des éléments suivants à partir de son produit de solubilité :

KHC ₄ H ₄ OU ₆
PBi ₂
Ag ₄ [Fe (CN) ₆], un sel contenant l'\(\ce{Fe(CN)4-}\)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

En supposant qu'aucun équilibre autre que la dissolution n'est impliqué, calculez la solubilité molaire de chacun des éléments suivants à partir de son produit de solubilité :

Âge ₂ ISO ₄
PBBr ₂
AGI
CaC ₂ O ₄ •H ₂ O

Q15.1.X

En supposant qu'aucun équilibre autre que la dissolution ne soit impliqué, calculez la concentration de toutes les espèces de solutés dans chacune des solutions suivantes de sels en contact avec une solution contenant un ion commun. Montrez que les modifications des concentrations initiales des ions communs peuvent être négligées.

AgCl (s) dans 0,025 M de NaCl
CaF (₂) en 0.00133 M KF
Ag ₂ SO ₄ (s) dans 0,500 L d'une solution contenant 19,50 g de K ₂ SO ₄
Zn (OH) ₂ (s) dans une solution tamponnée à un pH de 11,45

S15.1.X

7,2 × 10 ⁻⁹ M = [Ag ⁺], [Cl ⁻] = 0,025 M

Contrôle :\(\dfrac{7.2×10^{−9}\:M}{0.025\:M}×100\%=2.9×10^{−5}\%\), un changement insignifiant ;

2,2 × 10 ⁻⁵ M = [Ca ²⁺], [F ⁻] = 0,0013 M

Vérifiez :\(\dfrac{2.25×10^{−5}\:M}{0.00133\:M}×100\%=1.69\%\). Cette valeur est inférieure à 5 % et peut être ignorée.

0,238 M =\(\ce{[SO4^2- ]}\) ; [Ag ⁺] = 2,30 × 10 ^—9 M

Contrôle :\(\dfrac{1.15×10^{−9}}{0.2238}×100\%=5.14×10^{−7}\) ; la condition est remplie.

[OH ^—] = 2,8 × 10 ^—3 M ; 5,7 × 10 ⁻¹² M = [Zn ²⁺]

Contrôle :\(\dfrac{5.7×10^{−12}}{2.8×10^{−3}}×100\%=2.0×10^{−7}\%\) ; x est inférieur à 5 % de [OH ^—] et est donc négligeable.

Q15.1.X

TLCl (s) dans 1,250 M HCl
PBi (₂) dans 0,0355 M CaI ₂
Ag ₂ CrO ₄ (s) dans 0,225 L d'une solution contenant 0,856 g de K ₂ CrO ₄
Cd (OH) ₂ (s) dans une solution tamponnée à un pH de 10,995

En supposant qu'aucun équilibre autre que la dissolution ne soit impliqué, calculez la concentration de toutes les espèces de solutés dans chacune des solutions suivantes de sels en contact avec une solution contenant un ion commun. Montrez qu'il n'est pas approprié de négliger les modifications des concentrations initiales des ions communs.

TLCl (s) dans 0,025 M de TLnO ₃
BaF (₂ s) dans 0,0313 M KF
MgC ₂ O ₄ dans 2,250 L d'une solution contenant 8,156 g de Mg (NO ₃) ₂
Ca (OH) ₂ (s) dans une solution non tamponnée initialement avec un pH de 12,700

S15.1.X

[Cl ^—] = 7,6 × 10 ⁻³ M

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

Cette valeur est trop grande pour supprimer x. Résolvez donc en utilisant l'équation quadratique :

[Ti ⁺] = 3,1 × 10 ^—2 M
[Cl ^—] = 6,1 × 10 ^—3
[Ba ²⁺] = 1,7 × 10 ^—3 M

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

Cette valeur est trop grande pour supprimer x, et l'ensemble de l'équation doit être résolu.

[Ba ²⁺] = 1,6 × 10 ^—3 M
[F ^—] = 0,0329 M ;
Mg (NO ₃) ₂ = 0,02444 M

\(\ce{[C2O4^2- ]}=3.5×10^{−3}\)

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

Cette valeur étant supérieure à 5 %, l'équation quadratique doit être utilisée :

\(\ce{[C2O4^2- ]}=3.5×10^{−3}\:M\)
[^{Mg 2+}] = 0,0275 M
[OH ^—] = 0,0501 M
[Ca ²⁺] = 3,15 × 10 ^—3

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

Cette valeur étant supérieure à 5 %, une méthode plus précise, telle que des approximations successives, doit être utilisée.

[Ca ²⁺] = 2,8 × 10 ^—3 M
[OH ^—] = 0,053 × 10 ^—2 M

Q15.1.X

Expliquez pourquoi les variations des concentrations des ions courants pendant l'exercice peuvent être négligées.

Q15.1.X

Expliquez pourquoi les variations des concentrations des ions courants pendant l'exercice ne peuvent être négligées.

S15.1.X

Les changements de concentration sont supérieurs à 5 % et dépassent donc la valeur maximale pour ne pas tenir compte du changement.

Q15.1.X

Calculer la solubilité de l'hydroxyde d'aluminium, Al (OH) ₃, dans une solution tamponnée à un pH de 11,00.

Q15.1.X

Voir l'annexe J pour les produits de solubilité pour les sels de calcium. Déterminez lequel des sels de calcium énumérés est le plus soluble en moles par litre et lequel est le plus soluble en grammes par litre.

S15.1.X

Le _{CaSO 4} ∙2H ₂ O est le sel de Ca le plus soluble en mol/L, et c'est également le sel de Ca le plus soluble en g/L.

Q15.1.X

La plupart des composés du baryum sont très toxiques ; toutefois, le sulfate de baryum est souvent administré par voie interne pour faciliter l'examen radiographique du tractus intestinal inférieur. Cette utilisation du BaSO ₄ est possible en raison de sa faible solubilité. Calculer la solubilité molaire du BaSO ₄ et la masse de baryum présente dans 1,00 L d'eau saturée en BaSO ₄.

Q15.1.X

Les normes des services de santé publique pour l'eau potable fixent un maximum de 250 mg/L (2,60 × 10 ^—3 M) en\(\ce{SO4^2-}\) raison de son action cathartique (c'est un laxatif). L'eau naturelle saturée en CaSO ₄ (eau « gyp ») à la suite du passage à travers un sol contenant du gypse, CaSO ₄ •2H ₂ O, répond-elle à ces normes ? Qu'y a-t-il\(\ce{SO4^2-}\) dans cette eau ?

S15.1.X

4,9 × 10 ^—3 M\(\ce{[SO4^2- ]}\) = = [Ca ²⁺] ; Comme cette concentration est supérieure à 2,60 × 10 ^—3 M, l'eau « gyp » ne répond pas aux normes.

Q15.1.X

Effectuez les calculs suivants :

Calculer [Ag ⁺] dans une solution aqueuse saturée d'AgBr.
Que sera [Ag ⁺] lorsque suffisamment de KBr aura été ajouté pour obtenir [Br ^—] = 0,050 M ?
Que sera [Br ^—] lorsque suffisamment d'AgNO ₃ aura été ajouté pour obtenir [Ag ⁺] = 0,020 M ?

Le produit de solubilité de CaSO ₄ •2H ₂ O est de 2,4 × 10 ^—5. Quelle masse de ce sel se dissoudra dans 1,0 L de 0,010 M\(\ce{SO4^2-}\) ?

S15.1.X

Masse (CaSO ₄ •2H ₂ O) = 0,34 g/L

Q15.1.X

En supposant qu'aucun équilibre autre que la dissolution n'est impliqué, calculez les concentrations d'ions dans une solution saturée de chacun des éléments suivants (voir le tableau E3 pour les produits de solubilité).

TLCl
BaF ₂
_{2 ans |} CRo ₄
CaC ₂ O ₄ •H ₂ O
l'anglésite minéral, PbSO ₄

Q15.1.X

AGI
Âge ₂ ISO ₄
Homme (OH) ₂
Sr (OH) ₂ • 8 H ₂ O
la brucite minérale, 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

Les concentrations suivantes se trouvent dans des mélanges d'ions en équilibre avec des solides légèrement solubles. À partir des concentrations indiquées, calculez K _sp pour chacun des solides légèrement solubles indiqués :

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
Âge ₂ CrO ₄ : [Ag ⁺] = 5,3 × 10 ^—5 M, 3,2 × 10 ^—3 M
InF ₃ : [Dans 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 ₃₄) : [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
Âge 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

Q15.1.X

Lequel des composés suivants précipite à partir d'une solution dont les concentrations sont indiquées ? (Voir le tableau E3 pour les valeurs de K _sp.)

KClO 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
Âge ₂ S : [Ag ⁺] = 1 × 10 ^—10 M, [S ^2—] = 1 × 10 ^—13 M

Q15.1.X

Lequel des composés suivants précipite à partir d'une solution dont les concentrations sont indiquées ? (Voir le tableau E3 pour les valeurs 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
Chapitre 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

Le CaCO ₃ précipite.
Le composé ne précipite pas.
Le composé ne précipite pas.
Le composé précipite.

Q15.1.X

Calculez la concentration de Tl ⁺ lorsque le TLCl commence tout juste à précipiter à partir d'une solution contenant 0,0250 M dans Cl ^—.

Q15.1.X

Calculez la concentration en ions sulfate lorsque le BaSO ₄ commence tout juste à précipiter à partir d'une solution de 0,0758 M dans Ba ²⁺.

S15.1.X

1,42 × 10 ⁻⁹ M

Q15.1.X

Calculez la concentration de Sr ²⁺ lorsque le SrF ₂ commence à précipiter à partir d'une solution qui est de 0,0025 M dans F ^—.

Q15.1.X

Calculez la concentration\(\ce{PO4^3-}\) lorsque l'Ag ₃ PO ₄ commence à précipiter à partir d'une solution de 0,0125 M dans Ag ⁺.

S15.1.X

9,2 × 10 ⁻¹³ M

Q15.1.X

Calculer la concentration de F ^— requise pour commencer à précipiter le CaF ₂ dans une solution contenant 0,010 M de Ca ²⁺.

Q15.1.X

Calculer la concentration d'Ag ⁺ requise pour commencer à précipiter l'Ag ₂ CO ₃ dans une solution de 2,50 × 10 ^—6 M po\(\ce{CO3^2-}\).

S15.1.X

[Âge ⁺] = 1,8 × 10 ^—3 M

Q15.1.X

Quel [Ag ⁺] est nécessaire pour réduire\(\ce{[CO3^2- ]}\) à 8,2 × 10 ^—4 M par précipitation d'Ag ₂ CO ₃ ?

Q15.1.X

Quel [F ^—] est nécessaire pour réduire [Ca ²⁺] à 1,0 × 10 ^—4 M par précipitation de CaF ₂ ?

S15.1.X

6,2 × 10 ^—4

Q15.1.X

Un volume de 0,800 L d'une solution de 2 × 10 ^—4 - M Ba (NO ₃) ₂ est ajouté à 0,200 L de 5 × 10 ^—4 M Li ₂ SO ₄. Est-ce que BaSO ₄ précipite ? Expliquez votre réponse.

Q15.1.X

Effectuez ces calculs pour le carbonate de nickel (II).

Avec quel volume d'eau faut-il laver un précipité contenant du NiCO ₃ pour dissoudre 0,100 g de ce composé ? Supposons que l'eau de lavage soit saturée en NiCO ₃ (K _sp = 1,36 × 10 ^—7).
Si le NiCO ₃ était un contaminant dans un échantillon de CoCo ₃ (K _sp = 1,0 × 10 ^—12), quelle masse de CoCO ₃ aurait été perdue ? N'oubliez pas que le NiCo ₃ et le CoCo ₃ se dissolvent dans la même solution.

S15.1.X

2,28 L ; 7,3 × 10 ^—7 g

Q15.1.X

Des concentrations de fer supérieures à 5,4 × 10 ^—6 M dans l'eau utilisée pour la lessive peuvent provoquer des taches. Quel [OH ^—] est nécessaire pour réduire [Fe ²⁺] à ce niveau par précipitation de Fe (OH) ₂ ?

Q15.1.X

Une solution est de 0,010 M à la fois dans le Cu ²⁺ et le Cd ²⁺. Quel pourcentage de Cd ²⁺ reste dans la solution lorsque 99,9 % du Cu ²⁺ a été précipité sous forme de CuS par ajout de sulfure ?

S15.1.X

100 % de celui-ci est dissous

Q15.1.X

Une solution est de 0,15 M à la fois dans le Pb ²⁺ et dans l'Ag ⁺. Si du Cl ^— est ajouté à cette solution, qu'est-ce que [Ag ⁺] lorsque le PbCl ₂ commence à précipiter ?

Q15.1.X

Quel réactif pourrait être utilisé pour séparer les ions dans chacun des mélanges suivants, qui sont de 0,1 M par rapport à chaque ion ? Dans certains cas, il peut être nécessaire de contrôler le pH. (Conseil : considérez les valeurs K _sp données à l'annexe J.)

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

S15.1.X

\(\ce{Hg2^2+}\)et Cu ²⁺ : Ajoutez\(\ce{SO4^2-}\).
\(\ce{SO4^2-}\)et Cl ^— : Ajoutez Ba ²⁺.
Hg ²⁺ et Co ²⁺ : Ajouter S ^2—.
Zn ²⁺ et Sr ²⁺ : Ajoutez OH ^— jusqu'à ce que [OH ^—] = 0,050 M.
Ba ²⁺ et ^{Mg 2+} : Ajouter\(\ce{SO4^2-}\).
\(\ce{CO3^2-}\)et OH ^— : Ajoutez Ba ²⁺.

Q15.1.X

Une solution contient 1,0 × 10 ^—5 mol de KBr et 0,10 mol de KCl par litre. De l'AgNO ₃ est ajouté progressivement à cette solution. Qui forme en premier, l'AgBr solide ou l'AgCl solide ?

Q15.1.X

Une solution contient 1,0 × 10 ^—2 mol de KI et 0,10 mol de KCl par litre. De l'AgNO ₃ est ajouté progressivement à cette solution. Qui forme en premier, l'AgI solide ou l'AgCl solide ?

S15.1.X

AgI va précipiter en premier.

Q15.1.X

Les ions calcium du sérum sanguin humain sont nécessaires à la coagulation. L'oxalate de potassium, K ₂ _{C 2} O ₄, est utilisé comme anticoagulant lorsqu'un échantillon de sang est prélevé pour des tests de laboratoire, car il élimine le calcium sous forme de précipité de CaC ₂ O ₄ •H ₂ O. Il est nécessaire d'éliminer la totalité du Ca ^{2+ sauf 1,0 %}dans le sérum afin de prévenir la coagulation. Si le sérum sanguin normal avec un pH tamponné de 7,40 contient 9,5 mg de Ca ²⁺ par 100 ml de sérum, quelle masse de K ₂ C ₂ O ₄ est requise pour empêcher la coagulation d'un échantillon de sang de 10 ml représentant 55 % de sérum par volume ? (Tous les volumes sont précis à deux chiffres significatifs. Notez que le volume de sérum dans un échantillon de sang de 10 ml est de 5,5 ml. Supposons que la valeur K _sp pour le CaC ₂ O ₄ dans le sérum est la même que dans l'eau.)

Q15.1.X

Environ 50 % des calculs urinaires (calculs rénaux) sont constitués de phosphate de calcium, Ca ₃ (PO ₄) ₂. La teneur moyenne normale en calcium excrétée dans les urines est de 0,10 g de Ca ²⁺ par jour. La quantité moyenne normale d'urine évacuée peut être de 1,4 L par jour. Quelle est la concentration maximale d'ions phosphate que l'urine peut contenir avant qu'un calcul ne commence à se former ?

S15.1.X

4 × 10 ⁻⁹ M

Q15.1.X

Le pH de l'urine normale est de 6,30 et la concentration totale de phosphate (\(\ce{[PO4^3- ]}\)\(\ce{[HPO4^2- ]}\)+\(\ce{[H2PO4- ]}\) + + [H ₃ PO ₄]) est de 0,020 M. Quelle est la concentration minimale de Ca ²⁺ nécessaire pour provoquer la formation de calculs rénaux ? (Voir Exercice pour plus d'informations.)

Q15.1.X

Le magnésium métallique (composant des alliages utilisés dans les aéronefs et agent réducteur utilisé dans la production d'uranium, de titane et d'autres métaux actifs) est isolé de l'eau de mer par la séquence de réactions suivante :

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

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

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

L'eau de mer a une densité de 1,026 g/cm ³ et contient 1272 parties par million de magnésium sous forme de ^{Mg 2+} (aq) en masse. Quelle masse, en kilogrammes, de Ca (OH) ₂ est nécessaire pour précipiter 99,9 % du magnésium contenu dans 1,00 × 10 ³ L d'eau de mer ?

S15.1.X

3,99 kg

Q15.1.X

On fait barboter du sulfure d'hydrogène dans une solution contenant 0,10 M à la fois dans le Pb ²⁺ et le Fe ²⁺ et 0,30 M dans le HCl. Une fois que la solution est arrivée à l'équilibre, elle est saturée en H ₂ S ([H ₂ S] = 0,10 M). Quelles concentrations de Pb ²⁺ et de Fe ²⁺ restent dans la solution ? Pour une solution saturée de H ₂ S, on peut utiliser l'équilibre :

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

(Conseil : les\(\ce{[H3O+]}\) changements liés à la précipitation des sulfures métalliques.)

Q15.1.X

Effectuez les calculs suivants concernant les concentrations d'ions iodate :

La concentration en ions iodate d'une solution saturée de La (IO ₃) ₃ s'est révélée être de 3,1 × 10 ^—3 mol/L. Trouvez le K _sp.
Déterminez la concentration d'ions iodate dans une solution saturée 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

Calculer la solubilité molaire de l'AgBr dans 0,035 M de NaBr (K _sp = 5 × 10 ^—13).

Q15.1.X

Combien de grammes de Pb (OH) ₂ seront dissous dans 500 ml d'une solution de PBCl ₂ à 0,050- M (K _sp = 1,2 × 10 ^—15) ?

S15.1.X

1,8 × 10 ^—5 g de plomb (OH) ₂

Q15.1.X

Utilisez la simulation du lien précédent vers l'apprentissage pour effectuer l'exercice suivant :. À l'aide de 0,01 g de CaF ₂, donner les valeurs de K _sp trouvées dans une solution 0,2- M de chacun des sels. Expliquez pourquoi les valeurs changent lorsque vous modifiez les sels solubles.

Q15.1.X

Combien de grammes de lait de magnésie, Mg (OH) ₂ (s) (58,3 g/mol), seraient solubles dans 200 ml d'eau. K _sp = 7,1 × 10 ^—12. Incluez la réaction ionique et l'expression de K _sp dans votre réponse. (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

Deux sels hypothétiques, LM ₂ et LQ, ont la même solubilité molaire dans H ₂ O. Si K _sp pour LM ₂ est de 3,20 × 10 ^—5, quelle est la valeur K _sp pour LQ ?

Q15.1.X

Lequel des carbonates suivants se formera en premier ? Lequel des formulaires suivants se formera en dernier ? Expliquez.

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

S15.1.X

Du SrCO ₃ se formera en premier, puisqu'il a la plus petite valeur K _sp, il est le moins soluble. Le BaCO ₃ sera le dernier à précipiter, il a la plus grande valeur de K _sp.

Q15.1.X

Combien de grammes de Zn (CN) ₂ (s) (117,44 g/mol) seraient solubles dans 100 ml de H ₂ O ? Incluez la réaction équilibrée et l'expression de K _sp dans votre réponse. La valeur K _sp pour Zn (CN) ₂ (s) est de 3,0 × 10 ^—16.

15.2 : Acides et bases de Lewis

Q15.2.X

Dans quelles circonstances, le cas échéant, un échantillon d'AgCl solide se dissolve-t-il complètement dans de l'eau pure ?

S15.2.X

lorsque la quantité de solide est si faible qu'aucune solution saturée n'est produite

Q15.2.X

Expliquer pourquoi l'ajout de NH ₃ ou de HNO ₃ à une solution saturée d'Ag ₂ CO ₃ en contact avec de l'Ag ₂ CO ₃ solide augmente la solubilité du solide.

Q15.2.X

Calculer la concentration en ions cadmium, [Cd ²⁺], dans une solution préparée en mélangeant 0,100 L de 0,0100 M de Cd (NO ₃) ₂ à 1,150 L de 0,100 L de NH ₃ (aq).

S15.2.X

2,35 × 10 ^—4 M

Q15.2.X

Expliquez pourquoi l'ajout de NH ₃ ou de HNO ₃ à une solution saturée de Cu (OH) ₂ en contact avec du Cu (OH) ₂ solide augmente la solubilité du solide.

S15.2.X

Parfois, les équilibres des ions complexes sont décrits en termes de constantes de dissociation, K _d. Pour l'ion complexe,\(\ce{AlF6^3-}\) la réaction de dissociation est :

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

Q15.2.X

Calculez la valeur de la constante de formation, K _f, pour\(\ce{AlF6^3-}\).

S15.2.X

5 × 10 ²³

Q15.2.X

À l'aide de la valeur de la constante de formation de l'ion complexe\(\ce{Co(NH3)6^2+}\), calculez la constante de dissociation.

Q15.2.X

À l'aide de la constante de dissociation, K _d = 7,8 × 10 ^—18, calculez les concentrations d'équilibre de Cd ²⁺ et de CN ^— dans une solution à 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

À l'aide de la constante de dissociation, K _d = 3,4 × 10 ^—15, calculez les concentrations d'équilibre de Zn ²⁺ et de OH ^— dans une solution de 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)

;

(b)

;

(c)

;

(d)

;

(e)

Q15.2.X

Écrivez les structures de Lewis des réactifs et le produit de chacune des équations suivantes, et identifiez l'acide de Lewis et la base de Lewis dans chacune d'elles :

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

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

Calculer\(\ce{[HgCl4^2- ]}\) dans une solution préparée en ajoutant 0,0200 mol de NaCl à 0,250 L d'une solution de HgCl ₂ à 0,100- M.

Q15.2.X

Lors d'un titrage de l'ion cyanure, 28,72 ml de 0,0100 M AgNO ₃ sont ajoutés avant le début de la précipitation. [La réaction de l'^Ag+ avec le CN ^— s'achève et produit le\(\ce{Ag(CN)2-}\) complexe.] La précipitation de l'AgCN solide a lieu lorsque l'excès d'Ag ⁺ est ajouté à la solution, au-dessus de la quantité nécessaire pour terminer la formation de\(\ce{Ag(CN)2-}\). Combien de grammes de NaCN se trouvaient dans l'échantillon original ?

S15.2.X

0,0281 g

Q15.2.X

Quelles sont les concentrations d'Ag ⁺, de CN ^— et\(\ce{Ag(CN)2-}\) dans une solution saturée d'AgCN ?

Q15.2.X

En solution aqueuse diluée, le HF agit comme un acide faible. Cependant, le HF liquide pur (point d'ébullition = 19,5 °C) est un acide fort. Dans l'HF liquide, le HNO ₃ agit comme une base et accepte les protons. L'acidité du HF liquide peut être augmentée en ajoutant l'un des nombreux fluorures inorganiques qui sont des acides de Lewis et acceptent l'ion F ^— (par exemple, BF ₃ ou SbF ₅). Écrire des équations chimiques équilibrées pour la réaction du HNO ₃ pur avec du HF pur et du HF pur avec du 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

L'acide aminé le plus simple est la glycine, H _₂ NCH _{2 CO 2} H. La caractéristique commune des acides aminés est qu'ils contiennent les groupes fonctionnels : un groupe amine, -NH ₂, et un groupe acide carboxylique, -CO ₂ H. Un acide aminé peut fonctionner soit comme un acide soit comme une base. Pour la glycine, la force acide du groupe carboxyle est à peu près la même que celle de l'acide acétique, CH ₃ CO ₂ H, et la force basique du groupe amino est légèrement supérieure à celle de l'ammoniac, NH ₃.

Q15.2.X

Écrivez les structures de Lewis des ions qui se forment lorsque la glycine est dissoute dans 1 M HCl et dans 1 M KOH.

Q15.2.X

Écrivez la structure de Lewis de la glycine lorsque cet acide aminé est dissous dans de l'eau. (Conseil : considérez les forces de base relatives du —NH ₂ et\(\ce{−CO2-}\) des groupes.)

Q15.2.X

L'acide borique, H ₃ BO ₃, n'est pas un acide de Brønsted-Lowry mais un acide de Lewis.

Écrivez une équation pour sa réaction avec l'eau.
Prédisez la forme de l'anion ainsi formé.
En quoi l'hybridation sur le bore correspond-elle à la forme que vous avez prédite ?

S15.2.X

\(\ce{H3BO3 + H2O ⟶ H4BO4- + H+}\); Les formes électroniques et moléculaires sont les mêmes, toutes deux tétraédriques. La structure tétraédrique est compatible avec l'hybridation sp ³.

15.3 : Équilibres multiples

Q15.3.1

Une solution saturée d'un électrolyte légèrement soluble en contact avec une partie de l'électrolyte solide est considérée comme un système en équilibre. Expliquez. Pourquoi un tel système est-il appelé équilibre hétérogène ?

Q15.3.2

Calculer la concentration d'équilibre de Ni ²⁺ dans une solution à 1,0 M [Ni (NH ₃) ₆] (NO ₃) ₂.

ARTICLE 15.3.2

0,014 M

Q15.3.3

Calculer la concentration d'équilibre de Zn ²⁺ dans une solution à 0,30- M de\(\ce{Zn(CN)4^2-}\).

Q15.3.4

Calculer la concentration d'équilibre de Cu ²⁺ dans une solution initialement avec 0,050 M de Cu ²⁺ et 1,00 M de NH ₃.

ARTICLE 15.3.2

1,0 × 10 ^—13 M

Q15.3.5

Calculer la concentration d'équilibre de Zn ²⁺ dans une solution initialement avec 0,150 M de Zn ²⁺ et 2,50 M de CN ^—.

Q15.3.6

Calculez la concentration d'équilibre de Fe ³⁺ lorsque 0,0888 mole de K ₃ [Fe (CN) ₆] est ajoutée à une solution contenant 0,00010 M CN ^—.

ARTICLE 15.3.2

9 × 10 ⁻²² M

Q15.3.7

Calculer la concentration d'équilibre de Co ²⁺ lorsque 0,100 mole de [Co (NH ₃) ₆] (NO ₃) ₂ est ajoutée à une solution contenant 0,025 M NH ₃. Supposons que le volume soit de 1,00 L.

Q15.3.8

La constante d'équilibre de la réaction\(\ce{Hg^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)⇌\ce{HgCl2}(aq)\) est de 1,6 × 10 ¹³. Le HgCl ₂ est-il un électrolyte fort ou un électrolyte faible ? Quelles sont les concentrations de Hg ²⁺ et de Cl ^— dans une solution de 0,015- M de HgCl ₂ ?

ARTICLE 15.3.2

6,2 × 10 ^—6 M = [Hg ²⁺] ; 1,2 × 10 ^—5 M = [Cl ^—] ; La substance est un électrolyte faible car très peu de HgCl ₂ initial, 0,015 M, est dissous.

Q15.3.9

Calculer la solubilité molaire du Sn (OH) ₂ dans une solution tampon contenant des concentrations égales de NH ₃ et\(\ce{NH4+}\).

Q15.3.X

Calculer la solubilité molaire de Al (OH) ₃ dans une solution tampon contenant 0,100 M de NH ₃ et 0,400 M.\(\ce{NH4+}\)

ARTICLE 15.3.2

[OH ⁻] = 4,5 × 10 ⁻⁵ ; [Al ³⁺] = 2,1 × 10 ^—20 (solubilité molaire)

Q15.3.10

Quelle est la solubilité molaire du CaF ₂ dans une solution de HF à 0,100 M ? K _a pour HF = 7,2 × 10 ^—4.

Q15.3.X

Quelle est la solubilité molaire du BaSO ₄ dans une solution à 0,250- M de NaHSO ₄ ? K _a pour\(\ce{HSO4-}\) = 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