Equilibrio químico: ejercicios de la PAU de Química de Andalucía resueltos

Planteamiento El equilibrio es heterogéneo: el carbono es sólido y no aparece en $K_\mathrm{C}$. Se calculan los moles iniciales, se plantea la tabla del equilibrio y se resuelve la ecuación de $K_\mathrm{C}$.

1. Moles iniciales ($M(\mathrm{CO_2})$${}= 12+2\cdot 16$${}= 44\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$):

   $n_0(\mathrm{C})$${}= \frac{2\ \mathrm{g}}{12\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}}$${}= 0{,}167\ \mathrm{mol}$$n_0(\mathrm{CO_2})$${}= \frac{4{,}4\ \mathrm{g}}{44\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}}$${}= 0{,}100\ \mathrm{mol}$

2. Tabla en moles (reaccionan $x$ mol de $\mathrm{CO_2}$):

   $\begin{array}{lccc} & \mathrm{C(s)} & \mathrm{CO_2(g)} & \mathrm{CO(g)}\\ \hline \text{inicial} & 0{,}167 & 0{,}100 & 0\\ \text{cambio} & -x & -x & +2x\\ \text{equil.} & 0{,}167-x & 0{,}100-x & 2x\end{array}$

3. Expresión de $K_\mathrm{C}$ con $V=2\ \mathrm{L}$ (el sólido no aparece):

   $K_\mathrm{C}$${}= \frac{[\mathrm{CO}]^2}{[\mathrm{CO_2}]}$${}= \frac{(2x/2)^2}{(0{,}100-x)/2}$${}= 0{,}164$

4. Operando se llega a una ecuación de segundo grado:

   $2x^2$${}= 0{,}164\,(0{,}100-x)$${}\Rightarrow 2x^2+0{,}164x$${}-0{,}0164=0$

5. Su solución positiva (la otra es negativa y no tiene sentido químico):

   $x$${}= \frac{-0{,}164+\sqrt{0{,}164^2+4\cdot 2\cdot 0{,}0164}}{2\cdot 2}$${}= 0{,}0584\ \mathrm{mol}$

6. Queda carbono sin reaccionar ($0{,}167>0{,}0584$), así que el equilibrio se alcanza.

7. Concentración de $\mathrm{CO}$ en el equilibrio:

   $[\mathrm{CO}]$${}= \frac{2\cdot 0{,}0584\ \mathrm{mol}}{2\ \mathrm{L}}$${}= 0{,}0584\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

8. Presión parcial, con $p=\frac{n}{V}RT$:

   $p_\mathrm{CO}$${}= [\mathrm{CO}]\,RT$${}= 0{,}0584\cdot 0{,}082\cdot 1\,000$${}= 4{,}79\ \mathrm{atm}$

Planteamiento $K_\mathrm{P}=K_\mathrm{C}\,(RT)^{\Delta n}$, donde $\Delta n$ es la variación de moles de gas. La masa de carbono sale de la tabla del apartado a.

1. Variación de moles gaseosos (el carbono sólido no cuenta):

   $\Delta n=2-1=1$

2. Con $R$${}= 0{,}082\ \mathrm{atm\cdot L\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}$ y $T=1\,000\ \mathrm{K}$:

   $K_\mathrm{P}$${}= K_\mathrm{C}\,(RT)^{\Delta n}$${}= 0{,}164\cdot(0{,}082\cdot 1\,000)^1$${}= 13{,}4$

3. Comprobación con las presiones parciales ($p_\mathrm{CO_2}$${}= \frac{0{,}100-0{,}0584}{2}\cdot 0{,}082\cdot 1\,000$):

   $p_\mathrm{CO_2}=1{,}71\ \mathrm{atm}$$\frac{p_\mathrm{CO}^2}{p_\mathrm{CO_2}}=\frac{4{,}79^2}{1{,}71}=13{,}4$

4. Moles de carbono que quedan sin reaccionar:

   $n(\mathrm{C})$${}= 0{,}167-0{,}0584$${}= 0{,}108\ \mathrm{mol}$

5. Su masa:

   $m(\mathrm{C})$${}= 0{,}108\ \mathrm{mol}\cdot 12\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$${}= 1{,}30\ \mathrm{g}$

Planteamiento En el $\mathrm{H_3AsO_3}$ el arsénico tiene número de oxidación $+3$ y en el $\mathrm{H_3AsO_4}$, $+5$: se oxida. El $\mathrm{O_2}$ (número de oxidación $0$) se reduce a agua ($-2$). En medio ácido, el oxígeno se ajusta con $\mathrm{H_2O}$ y el hidrógeno con $\mathrm{H^+}$.

1. Semirreacción de oxidación:

   $\mathrm{H_3AsO_3}+\mathrm{H_2O}$${}\rightarrow \mathrm{H_3AsO_4}+2\,\mathrm{H^+}$${}+2\,e^-$

2. Semirreacción de reducción:

   $\mathrm{O_2}+4\,\mathrm{H^+}+4\,e^-\rightarrow 2\,\mathrm{H_2O}$

3. Se multiplica la oxidación por 2 para igualar los electrones (4) y se suman las dos semirreacciones:

   $2\,\mathrm{H_3AsO_3}$${}+2\,\mathrm{H_2O}+\mathrm{O_2}+4\,\mathrm{H^+}$${}\rightarrow 2\,\mathrm{H_3AsO_4}+4\,\mathrm{H^+}$${}+2\,\mathrm{H_2O}$

4. Se simplifican el agua y los protones, que aparecen igual en los dos lados:

   $2\,\mathrm{H_3AsO_3}+\mathrm{O_2}$${}\rightarrow 2\,\mathrm{H_3AsO_4}$

Planteamiento Por la estequiometría, cada mol de $\mathrm{H_3AsO_3}$ necesita $\frac{1}{2}$ mol de $\mathrm{O_2}$. Su volumen sale de la ecuación de los gases ideales y el del aire, del 21 % en volumen. Se supone que se burbujea justo el oxígeno estequiométrico (0,5 mol por mol de $\mathrm{H_3AsO_3}$) y que al cabo de 5 días solo ha reaccionado el 57 %, por lo que queda sin reaccionar el 43 % de ese oxígeno.

1. Oxígeno necesario por mol de $\mathrm{H_3AsO_3}$ (relación 2:1):

   $n(\mathrm{O_2})=\frac{1\ \mathrm{mol}}{2}=0{,}5\ \mathrm{mol}$

2. Volumen de ese oxígeno a 273 K y 1 atm:

   $V(\mathrm{O_2})$${}= \frac{nRT}{p}$${}= \frac{0{,}5\cdot 0{,}082\cdot 273}{1}$${}= 11{,}19\ \mathrm{L}$

3. El oxígeno es el 21 % del volumen de aire:

   $V_\text{aire}=\frac{11{,}19\ \mathrm{L}}{0{,}21}=53{,}3\ \mathrm{L}$

4. Al cabo de 5 días ha reaccionado el 57 %, así que queda sin reaccionar el $100-57=43$ % del oxígeno:

   $V(\mathrm{O_2})_\text{sin reaccionar}$${}= 0{,}43\cdot 11{,}19\ \mathrm{L}$${}= 4{,}81\ \mathrm{L}$

Planteamiento El arsénico que queda en el agua es el que se disuelve del $\mathrm{FeAsO_4}$. Se calcula su solubilidad molar con $K_\mathrm{S}$, se pasa a $\mathrm{mg\cdot L^{-1}}$ de arsénico y se compara con el límite de la OMS, $0{,}01\ \mathrm{mg\cdot L^{-1}}$.

1. Equilibrio de solubilidad, con solubilidad molar $s$:

   $\mathrm{FeAsO_4}(\mathrm{s})\rightleftharpoons\mathrm{Fe^{3+}}(\mathrm{aq})$${}+\mathrm{AsO_4^{3-}}(\mathrm{aq})$

2. Producto de solubilidad:

   $K_\mathrm{S}$${}= [\mathrm{Fe^{3+}}][\mathrm{AsO_4^{3-}}]$${}= s^2$

3. Solubilidad:

   $s$${}= \sqrt{6{,}3\cdot 10^{-21}}$${}= 7{,}937\cdot 10^{-11}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

4. Cada mol de $\mathrm{FeAsO_4}$ disuelto aporta un mol de arsénico ($M=75\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$):

   $7{,}937\cdot 10^{-11}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}\cdot 75\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$${}= 5{,}95\cdot 10^{-9}\ \mathrm{g\cdot L^{-1}}$

5. En miligramos por litro:

   $5{,}95\cdot 10^{-9}\ \mathrm{g\cdot L^{-1}}$${}= 5{,}95\cdot 10^{-6}\ \mathrm{mg\cdot L^{-1}}$

6. Comparación con el límite de la OMS (si además hay exceso de $\mathrm{Fe^{3+}}$, por efecto del ion común queda aún menos arsénico):

   $5{,}95\cdot 10^{-6}\ \mathrm{mg\cdot L^{-1}}$${}< 0{,}01\ \mathrm{mg\cdot L^{-1}}$

Planteamiento Las sustancias en negrita son el peróxido de hidrógeno, el $\mathrm{HClO}$, el permanganato de potasio y el $\mathrm{FeCl_3}$.

1. Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada):

   $\mathrm{H_2O_2}$

2. $\mathrm{HClO}$: oxoácido del cloro con número de oxidación $+1$: ácido hipocloroso.

3. Permanganato de potasio (anión permanganato, $\mathrm{MnO_4^-}$, con el manganeso en $+7$):

   $\mathrm{KMnO_4}$

4. $\mathrm{FeCl_3}$: cloruro del hierro con número de oxidación $+3$: cloruro de hierro(III) (tricloruro de hierro).

Planteamiento Es un equilibrio heterogéneo de solubilidad. La concentración de un sólido puro es constante y queda incluida en la constante: no aparece en su expresión.

1. Equilibrio de solubilidad:

   $\mathrm{PbCl_2}(\mathrm{s})\rightleftharpoons\mathrm{Pb^{2+}}(\mathrm{aq})$${}+2\,\mathrm{Cl^-}(\mathrm{aq})$

2. Expresión correcta del producto de solubilidad:

   $K_\mathrm{S}=[\mathrm{Pb^{2+}}][\mathrm{Cl^-}]^2$

Planteamiento La disolución ya está saturada: las concentraciones de los iones son las que fija $K_\mathrm{S}$ a esa temperatura.

1. En la disolución saturada, con $[\mathrm{Pb^{2+}}]=s$ y $[\mathrm{Cl^-}]=2s$:

   $K_\mathrm{S}$${}= s\,(2s)^2$${}= 4s^3$${}\Rightarrow s=\sqrt[3]{\frac{1{,}2\cdot 10^{-5}}{4}}$${}= 1{,}4\cdot 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

2. Si se añade más sólido, no se disuelve: se queda en el fondo y $[\mathrm{Pb^{2+}}]$ y $[\mathrm{Cl^-}]$ no cambian.

Planteamiento $K_\mathrm{S}$, como toda constante de equilibrio, depende de la temperatura.

1. Al cambiar la temperatura cambia $K_\mathrm{S}$ y, con ella, la solubilidad $s=\sqrt[3]{K_\mathrm{S}/4}$ y la concentración de los iones. Para el $\mathrm{PbCl_2}$, como para la mayoría de las sales, la disolución es endotérmica y la solubilidad aumenta al calentar.

Planteamiento Efecto del ion común: el $\mathrm{NaCl}$ es soluble y aporta iones $\mathrm{Cl^-}$, que también forman parte del equilibrio.

1. Según el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y precipita $\mathrm{PbCl_2}$:

   $\mathrm{PbCl_2}(\mathrm{s})\ \leftarrow\ \mathrm{Pb^{2+}}(\mathrm{aq})$${}+2\,\mathrm{Cl^-}(\mathrm{aq})$

2. Con $K_\mathrm{S}$ constante, si $[\mathrm{Cl^-}]$ aumenta, $[\mathrm{Pb^{2+}}]$ tiene que bajar:

   $[\mathrm{Pb^{2+}}]=\frac{K_\mathrm{S}}{[\mathrm{Cl^-}]^2}$

Planteamiento Se calcula el cociente de reacción $Q_\mathrm{C}$ con las concentraciones iniciales y se compara con $K_\mathrm{C}$.

1. Concentraciones iniciales de los productos ($V=0{,}850\ \mathrm{L}$):

   $[\mathrm{SbCl_3}]_0$${}= [\mathrm{Cl_2}]_0$${}= \frac{0{,}1\ \mathrm{mol}}{0{,}850\ \mathrm{L}}$${}= 0{,}118\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

2. Concentración inicial del reactivo:

   $[\mathrm{SbCl_5}]_0$${}= \frac{1\ \mathrm{mol}}{0{,}850\ \mathrm{L}}$${}= 1{,}18\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

3. Cociente de reacción:

   $Q_\mathrm{C}$${}= \frac{[\mathrm{SbCl_3}]_0[\mathrm{Cl_2}]_0}{[\mathrm{SbCl_5}]_0}$${}= \frac{0{,}118^2}{1{,}18}$${}= 1{,}18\cdot 10^{-2}$

4. Comparación:

   $Q_\mathrm{C}$${}= 1{,}18\cdot 10^{-2}$${}< K_\mathrm{C}$${}= 2{,}2\cdot 10^{-2}$

Planteamiento Se plantea la tabla en moles con los $x$ mol de $\mathrm{SbCl_5}$ que se descomponen y se resuelve la ecuación de $K_\mathrm{C}$ con $V=0{,}850\ \mathrm{L}$. Después, $K_\mathrm{P}=K_\mathrm{C}\,(RT)^{\Delta n}$.

1. Tabla en moles:

   $\begin{array}{lccc} & \mathrm{SbCl_5} & \mathrm{SbCl_3} & \mathrm{Cl_2}\\ \hline \text{inicial} & 1 & 0{,}1 & 0{,}1\\ \text{cambio} & -x & +x & +x\\ \text{equil.} & 1-x & 0{,}1+x & 0{,}1+x\end{array}$

2. Expresión de $K_\mathrm{C}$ (los volúmenes se simplifican una vez):

   $K_\mathrm{C}$${}= \frac{(0{,}1+x)^2/0{,}850^2}{(1-x)/0{,}850}$${}= \frac{(0{,}1+x)^2}{0{,}850\,(1-x)}$${}= 2{,}2\cdot 10^{-2}$

3. Como $0{,}850\cdot 0{,}022=0{,}0187$, queda una ecuación de segundo grado:

   $(0{,}1+x)^2$${}= 0{,}0187\,(1-x)$${}\Rightarrow x^2+0{,}2187x$${}-0{,}0087=0$

4. Solución positiva:

   $x$${}= \frac{-0{,}2187+\sqrt{0{,}2187^2+4\cdot 0{,}0087}}{2}$${}= 0{,}0344\ \mathrm{mol}$

5. Concentraciones de $\mathrm{SbCl_3}$ y $\mathrm{Cl_2}$ en el equilibrio:

   $[\mathrm{SbCl_3}]$${}= [\mathrm{Cl_2}]$${}= \frac{0{,}1344\ \mathrm{mol}}{0{,}850\ \mathrm{L}}$${}= 0{,}158\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

6. Concentración de $\mathrm{SbCl_5}$:

   $[\mathrm{SbCl_5}]$${}= \frac{(1-0{,}0344)\ \mathrm{mol}}{0{,}850\ \mathrm{L}}$${}= 1{,}14\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

7. Comprobación:

   $\frac{0{,}158^2}{1{,}14}=2{,}2\cdot 10^{-2}$

8. $K_\mathrm{P}$, con $\Delta n=2-1=1$:

   $K_\mathrm{P}$${}= K_\mathrm{C}\,(RT)^{\Delta n}$${}= 2{,}2\cdot 10^{-2}\cdot 0{,}082\cdot 473$${}= 0{,}85$

Planteamiento Es un equilibrio heterogéneo: la presión del recipiente la dan solo los dos gases, $\mathrm{CO_2}$ y $\mathrm{H_2O}$, que se forman en la misma cantidad. Con la ecuación de los gases ideales sacamos los moles de gas, y de ahí los de $\mathrm{NaHCO_3}$ que se han descompuesto.

1. Masa molar del hidrogenocarbonato de sodio:

   $M(\mathrm{NaHCO_3})$${}= 23+1+12+3\cdot 16$${}= 84\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$

2. Moles iniciales de $\mathrm{NaHCO_3}$:

   $n_0$${}= \frac{200\ \mathrm{g}}{84\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}}$${}= 2{,}38\ \mathrm{mol}$

3. Tabla del equilibrio en moles, llamando $x$ a los moles de $\mathrm{CO_2}$ formados (por cada $x$ de $\mathrm{CO_2}$ se gastan $2x$ de $\mathrm{NaHCO_3}$):

   $\begin{array}{l|ccc} & \mathrm{NaHCO_3(s)} & \mathrm{CO_2(g)} & \mathrm{H_2O(g)}\\ \hline \text{inicial} & 2{,}38 & 0 & 0\\ \text{cambio} & -2x & +x & +x\\ \text{equil.} & 2{,}38-2x & x & x\end{array}$

4. Temperatura absoluta:

   $T=110+273=383\ \mathrm{K}$

5. Moles totales de gas en el equilibrio, $n_{\mathrm{gas}}=x+x=2x$, con la ecuación de los gases ideales:

   $2x$${}= \frac{PV}{RT}=\frac{1{,}65\cdot 25}{0{,}082\cdot 383}$${}= 1{,}313\ \mathrm{mol}$

6. Moles de cada gas:

   $x$${}= n(\mathrm{CO_2})$${}= n(\mathrm{H_2O})$${}= 0{,}657\ \mathrm{mol}$

7. Se han descompuesto $2x=1{,}313\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{NaHCO_3}$, que pesan

   $m_{\mathrm{desc}}$${}= 1{,}313\ \mathrm{mol}\cdot 84\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$${}= 110{,}3\ \mathrm{g}$

8. Lo que queda en el recipiente:

   $m=200-110{,}3=89{,}7\ \mathrm{g}$

Planteamiento En las constantes de un equilibrio heterogéneo no entran los sólidos. Como los dos gases tienen los mismos moles, cada uno aporta la mitad de la presión total.

1. Presión parcial de cada gas:

   $p(\mathrm{CO_2})$${}= p(\mathrm{H_2O})$${}= \frac{1{,}65}{2}$${}= 0{,}825\ \mathrm{atm}$

2. Constante en presiones:

   $K_P$${}= p(\mathrm{CO_2})\cdot p(\mathrm{H_2O})$${}= 0{,}825^2$${}= 0{,}681$

3. Concentración de cada gas, con los moles del apartado a ($0{,}6567\ \mathrm{mol}$ sin redondear):

   $[\mathrm{CO_2}]$${}= [\mathrm{H_2O}]$${}= \frac{0{,}6567\ \mathrm{mol}}{25\ \mathrm{L}}$${}= 2{,}627\cdot 10^{-2}\ \mathrm{M}$

4. Constante en concentraciones:

   $K_C$${}= [\mathrm{CO_2}]\cdot[\mathrm{H_2O}]$${}= (2{,}627\cdot 10^{-2})^2$${}= 6{,}90\cdot 10^{-4}$

5. Comprobación con la relación entre las dos constantes, con $\Delta n_{\mathrm{gas}}=2$, $RT=0{,}082\cdot 383=31{,}41$ y $K_P$ sin redondear ($0{,}6806$):

   $K_C$${}= \frac{K_P}{(RT)^{\Delta n}}$${}= \frac{0{,}6806}{31{,}41^2}$${}= 6{,}90\cdot 10^{-4}$

Planteamiento Para que el hierro sea el cátodo de la pila, el otro metal tiene que oxidarse con más facilidad que él, es decir, tener un potencial normal de reducción menor que el del hierro ($-0{,}04\ \mathrm{V}$ en la tabla).

1. Metales de la tabla con potencial menor que el del hierro:

   $E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn})$${}= -0{,}76,\ \ E^\circ(\mathrm{Al^{3+}/Al})$${}= -1{,}67,\ \ E^\circ(\mathrm{Mg^{2+}/Mg})$${}= -2{,}38\ \mathrm{V}$

2. Por ejemplo, con magnesio el hierro es el cátodo y la pila tiene fuerza electromotriz positiva:

   $E^\circ_{\mathrm{pila}}$${}= E^\circ_{\text{cátodo}}$${}-E^\circ_{\text{ánodo}}$${}= -0{,}04-(-2{,}38)$${}= 2{,}34\ \mathrm{V}$${}> 0$

3. La plata y el cobre tienen potenciales mayores que el hierro: con ellos el ánodo sería el hierro, que se oxidaría antes.

   $E^\circ(\mathrm{Ag^+/Ag})$${}= +0{,}80,\ \ E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu})$${}= +0{,}34\ \mathrm{V}$

Planteamiento En la electrólisis del cloruro de magnesio fundido, el $\mathrm{Mg^{2+}}$ se reduce en el cátodo y el $\mathrm{Cl^-}$ se oxida en el ánodo. Con las leyes de Faraday, la carga necesaria es la de 2 moles de electrones por mol de magnesio.

1. Semirreacción en el cátodo (reducción):

   $\mathrm{Mg^{2+}+2e^-\rightarrow Mg}$

2. Semirreacción en el ánodo (oxidación):

   $\mathrm{2Cl^-\rightarrow Cl_2(g)+2e^-}$

3. Reacción global de la electrólisis:

   $\mathrm{MgCl_2(l)}$${}\rightarrow \mathrm{Mg(l)+Cl_2(g)}$

4. Moles de magnesio en 10 kg:

   $n(\mathrm{Mg})$${}= \frac{10\,000\ \mathrm{g}}{24{,}3\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}}$${}= 412\ \mathrm{mol}$

5. Carga necesaria, 2 moles de electrones por mol de Mg (con los moles sin redondear, $411{,}5$):

   $Q$${}= 2\cdot 411{,}5\cdot 96\,500$${}= 7{,}94\cdot 10^{7}\ \mathrm{C}$

6. Un día son $24\cdot 3\,600=86\,400\ \mathrm{s}$; la intensidad es

   $I$${}= \frac{Q}{t}=\frac{7{,}94\cdot 10^{7}\ \mathrm{C}}{86\,400\ \mathrm{s}}$${}= 919\ \mathrm{A}$

Planteamiento En la disolución saturada se cumple el equilibrio de solubilidad. Si $s$ es la solubilidad molar, cada ion está a concentración $s$; la masa de magnesio disuelto es la de los iones $\mathrm{Mg^{2+}}$.

1. Equilibrio de solubilidad:

   $\mathrm{MgCO_3(s)\rightleftharpoons Mg^{2+}(aq)}$${}+\mathrm{CO_3^{2-}(aq)}$

2. En el equilibrio $[\mathrm{Mg^{2+}}]=[\mathrm{CO_3^{2-}}]=s$, así que

   $K_S$${}= [\mathrm{Mg^{2+}}][\mathrm{CO_3^{2-}}]$${}= s^2$

3. Solubilidad molar:

   $s$${}= \sqrt{3{,}5\cdot 10^{-8}}$${}= 1{,}87\cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

4. Moles de $\mathrm{Mg^{2+}}$ en 25 L:

   $n$${}= 1{,}87\cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}\cdot 25\ \mathrm{L}$${}= 4{,}68\cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol}$

5. Masa de magnesio:

   $m$${}= 4{,}68\cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol}\cdot 24{,}3\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$${}= 0{,}114\ \mathrm{g}$

Planteamiento Los compuestos en negrita son óxido de hierro(III), $\mathrm{MgCl_2}$, $\mathrm{MgCO_3}$ y fosfato de magnesio. Se formulan los que vienen con nombre y se nombran los que vienen con fórmula.

1. Óxido de hierro(III): el hierro actúa con valencia 3 y el oxígeno con $-2$.

   $\mathrm{Fe_2O_3}$

2. $\mathrm{MgCl_2}$: cloruro de magnesio (dicloruro de magnesio).

   $\mathrm{MgCl_2}$

3. $\mathrm{MgCO_3}$: carbonato de magnesio (trioxidocarbonato de magnesio).

   $\mathrm{MgCO_3}$

4. Fosfato de magnesio: $\mathrm{Mg^{2+}}$ y $\mathrm{PO_4^{3-}}$ se combinan 3 a 2 para que las cargas se anulen.

   $\mathrm{Mg_3(PO_4)_2}$

Planteamiento Se escribe el equilibrio entre el sólido y sus iones en disolución. Por cada mol de $\mathrm{Ca(OH)_2}$ que se disuelve pasan a la disolución un mol de $\mathrm{Ca^{2+}}$ y dos de $\mathrm{OH^-}$.

1. Equilibrio de solubilidad, con $s$ la solubilidad molar:

   $\mathrm{Ca(OH)_2(s)\rightleftharpoons Ca^{2+}(aq)}$${}+\mathrm{2OH^-(aq)}$

2. Concentraciones en la disolución saturada:

   $[\mathrm{Ca^{2+}}]=s$$[\mathrm{OH^-}]=2s$

3. Producto de solubilidad:

   $K_S$${}= [\mathrm{Ca^{2+}}][\mathrm{OH^-}]^2$${}= s\cdot(2s)^2$${}= 4s^3$