3. Для реакции HNO₂ (р-р) ⇌ H⁺ (р-р) + NO₂⁻ (р-р) ΔG°₂₉₈ = 18,81 кДж/моль. а) Запишите выражение константы равновесия (Kₐ) и рассчитайте её величину. б) Рассчитайте равновесную концентрацию HNO₂, если в равновесии: [NO₂⁻] = [H⁺] = 0,01 моль/л. в) В каком направлении протекает эта реакция при стандартных условиях?

1. Для реакции диссоциации \(K_a=\frac{[H^+][NO_2^-]}{[HNO_2]}\). Связь стандартной энергии Гиббса с константой равновесия: \(\Delta G^\circ=-RT\ln K_a\), поэтому \(K_a=\exp(-\Delta G^\circ/RT)\).

   При \(T=298\) К и \(R=8.314\) Дж/(моль·К): \(K_a=\exp\left(-\frac{18810}{8.314\cdot298}\right)\approx5.0\cdot10^{-4}\).

2. Из выражения для константы: \([HNO_2]=\frac{[H^+][NO_2^-]}{K_a}\). Подстановка равновесных концентраций даёт \([HNO_2]=\frac{0.01\cdot0.01}{5.0\cdot10^{-4}}\approx0.20\) моль/л.

3. При стандартных условиях реакционный коэффициент равен 1, поэтому \(\Delta G=\Delta G^\circ=+18.81\) кДж/моль. Прямое направление невыгодно; самопроизвольное направление — обратное, к образованию HNO₂.

Ответ: \(K_a\approx5.0\cdot10^{-4}\); равновесная концентрация HNO₂ — около 0,20 моль/л; при стандартных условиях реакция самопроизвольно идет в обратном направлении.