решить Рассчитайте ЭДС элемента, в котором при 298К установилось равновесие: Fe+2Ag+«Fe2++2Ag, при CFe2+=10-2моль/л, CAg+=10-3моль/л. Напишите электронные уравнения электродных процессов.

Для решения этой задачи мы будем использовать уравнение Нернста, которое связывает электродный потенциал с концентрациями веществ в реакции:

E = E° - (RT/nF) * ln(Q)

где:
E - электродный потенциал элемента;
E° - стандартный электродный потенциал элемента;
R - газовая постоянная (8.314 Дж/(моль*К));
T - температура в Кельвинах;
n - количество электронов, участвующих в реакции;
F - постоянная Фарадея (96,485 Кульом/(моль*электрон));

Для начала, нам надо найти стандартный электродный потенциал элемента (E°). В данном случае, у нас имеется два полуреакции: Fe+2 → Fe2+ и Ag+ → Ag. Найдем стандартные электродные потенциалы для каждой из полуреакций.

Таблица стандартных электродных потенциалов (E°):
- Fe+2 → Fe2+ : +0.771 В
- Ag+ → Ag : +0.799 В

Теперь, нам надо выразить равновесную константу Q для нашей реакции. Уравнение реакции, которое дано в задаче, позволяет нам сделать следующие выводы:

Fe+2Ag+ → Fe2++2Ag

Степени окисления железа (Fe) находятся слева и справа от стрелки реакции и они не изменились. Поэтому, эти ионы не включаются в уравнение для константы Q.

Константа равновесия Q будет задаваться концентрациями Ag+ (Ag) и Fe2+:

Q = [Ag] * [Fe2+]

Значения концентраций уже заданы в задаче:
CFe2+ = 10^-2 Моль/л
CAg+ = 10^-3 Моль/л

Теперь, у нас есть все данные, чтобы рассчитать ЭДС элемента (E). Подставим значения в уравнение Нернста:

E = E° - (RT/nF) * ln(Q)

R = 8.314 Дж/(моль*К)
T = 298 К
n = количество электронов, участвующих в реакции (в данном случае, n = 2)
F = 96,485 Кульом/(моль*электрон)
E° для Fe+2 → Fe2+ = +0.771 В
E° для Ag+ → Ag = +0.799 В
Q = [Ag] * [Fe2+] = (10^-3) * (10^-2) = 10^-5

Подставляем все значения в уравнение:

E = (0.771 В) - ((8.314 Дж/(моль*К)) * 298 К / (2 * 96,485 Кульом/(моль*электрон))) * ln(10^-5)

Вычислим числитель:
(8.314 Дж/(моль*К)) * 298 К = 2469.672 Дж/моль

Теперь, вычислим знаменатель:
2 * 96,485 Кульом/(моль*электрон) = 192.97 Кульом/(моль*электрон)

Теперь, найдем логарифм от Q:
ln(10^-5) = -(-5) = 5

Итак, у нас есть следующее уравнение:
E = (0.771 В) - (2469.672 Дж/моль / 192.97 Кульом/(моль*электрон)) * 5

Давайте продолжим вычисления:

E = (0.771 В) - 63.13 В

Итого, ЭДС элемента равна:

E = -62.36 В

Теперь, давайте напишем электронные уравнения электродных процессов. Начнем с полуреакции для окисления железа:

Fe → Fe2+ + 2e-

Агент окисляется в процессе образования ионов серебра:

Ag+ + e- → Ag