Original:

(ITA-SP) Dentro de um forno, mantido numa temperatura constante, temos um recipiente contendo 0,50 mol de Ag(s), 0,20 mol de Ag_{2}O(s) e oxigênio gasoso exercendo uma pressão de 0,20 atm. As três substâncias estão em equilíbrio químico. Caso a quantidade de Ag_{2}O(s) dentro do recipiente, na mesma temperatura, fosse 0,40 mol, a pressão, em atm, do oxigênio no equilíbrio seria:

Useful info:

T is constant.

V is constant.

We start with an equilibrium of:

0.50 mol of Ag(s)

0.20 mol of Ag_{2}O(s)

0.20 atm of O_{2}(g)

The question is: "if the amount of Ag_{2}O(s) were 0.4 mole (at this same temperature), the pressure of O_{2} would be:"

a) 0.10

**b) 0.20 **

c) 0.40

d) sqrt(0.20)

e) 0.80

I can get the equation:

[tex]4Ag(s)+O_2(g)\rightarrow2Ag_2O(s)[/tex]

That gives me*

[tex]K_c=\frac{1}{[O_2]}[/tex]

[tex]K_p=\frac{1}{P_{O_2}}[/tex]

As shown, the equilibrium constant depends only on the concentration (or pressure) of oxygen. Therefore, varying the amount of Ag_{2}O, does not change the oxygen pressure.

* corrected.