К избытку металлической ртути прилили 0.5М раствор Hg^{2+}. Вычислите равновесные концентрации Hg^{2+} и Hg^{2+}_2 в полученном растворе.
E^0_{Hg^{2+}/Hg^{2+}_2} = 0.92B
E^0_{Hg^{2+}/Hg} = 0.788B
Значения стандартных электродных потенциалов взял из интернета, а условие состоит из того что сверху.
Сама задача из книги ОВР Морозов, Болталин
Ответов к сожалению нет, помогите пожалуйста)
А что вам именно тут сложно? Можете сказать что именно является преградой
В задаче не даётся ЭДС, а если находить его через стандартные потенциалы, тогда мы берём активности равные одному. Но тогда мы не сможем найти концентрации
Дается, слово “равновесное” сразу выдает ЭДС ячейки.
спасибо
у меня вроде бы вышло [Hg^{2+}] = 2.904*10^{-3}M
[Hg^{2+}_2] = 0.4971M
\ce{2Hg^{2+} <=>[E^{0} = 0,92V] Hg_{2}^{2+}} \Delta G_1 = -nFE^{0}
\ce{Hg^{2+} <=>[E^{0} = 0,788V] Hg} \Delta G_2 = -nFE^{0}
Comproportionation reaction:
\ce{Hg + Hg^{2+} <=> Hg_{2}^{2+}} \Delta G = \Delta G_1 - \Delta G_2 \text{( Hess law)}
\Delta G = -RT\ln(K)
K = \frac{[\ce{Hg_{2}^2+}]}{[\ce{Hg^2+}]}
Заметь что просят найти равновесные концентрации. Дальше очевидно думаю)
можете пожалуйста проверить мои ответы, просто там нет правильных ответов
а если мы берём равновесную, тогда dG = 0, тогда K = 1, и концентрации будут по 0.25М?
[\ce{Hg^{2+}] = 1,711 * 10^{-5} }
можете скинуть Ваше решение?
\Delta G_1 = -2 \cdot F \cdot 0,92
\Delta G_2 = -2 \cdot F \cdot 0,788
\Delta G = -25476 \frac{J}{mole}
K = 29221,14
[\ce{Hg_{2}^{2+}}] + [\ce{Hg^{2+}}] = 0,5M
Ну если дальше не решишь, то надо с основ начинать)