Question

Рассчитайте равновесную концентрацию Fe2+ в 0,001M водном растворе KFe[Fe(CN)]. (KS[Fe(CN)6]4-= 10^35).

Answer 1

Ответ:

Сорян я ответ не знаю ...........

Answer 2

Чтобы рассчитать равновесную концентрацию $\text{Fe}^{2+}$ в растворе $\text{KFe[Fe(CN)}]_6$, мы можем использовать константу равновесия реакции и предположить, что реакция идет до конца:

$\text{KFe[Fe(CN)}]_6 \rightleftharpoons \text{K}^+ + \text{Fe}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + 6\text{CN}^-$

Константа равновесия для этой реакции определяется как:

$K = \frac{[\text{Fe}^{2+}][\text{Fe}^{3+}]}{[\text{KFe[Fe(CN)}]_6]}$

Мы знаем, что $K = 10^{35}$, и начальная концентрация $[\text{KFe[Fe(CN)}]_6]$ равна 0.001 M. Давайте предположим, что в начале реакции концентрации $\text{Fe}^{2+}$ и $\text{Fe}^{3+}$ равны 0 M.

После равновесия, давайте предположим, что $x$ - это изменение концентрации $\text{Fe}^{2+}$ и $\text{Fe}^{3+}$. Тогда концентрации на равновесии будут:

$[\text{Fe}^{2+}] = x$ $[\text{Fe}^{3+}] = x$ $[\text{KFe[Fe(CN)}]_6] = 0.001 - x$

Теперь мы можем подставить эти значения в уравнение для $K$:

$10^{35} = \frac{x \cdot x}{0.001 - x}$

Решив это уравнение, мы можем найти значение $x$, которое представляет собой концентрацию $\text{Fe}^{2+}$ на равновесии. Однако, учтите, что это крайне большое значение, и в реальности такая концентрация может быть трудной для достижения и поддержания в условиях стандартной лабораторной практики.