Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Методические указания по дисциплине ''Химия''

для технических специальностей

 

КУРСК 2003


Составитель: И.В.Савенкова

УДК 546

Химическое равновесие. Методические указания по дисциплине ''Химия'' для студентов технических специальностей / Курск. гос. техн. ун-т; Сост.: И.В.Савенкова. Курск, 2003. 14с.

 

Излагаются методические рекомендации для самостоятельной работы по данной теме. Рассматриваются условия возникновения химического равновесия, способы смещения химического равновесия в ту или иную сторону; приводятся варианты индивидуальных заданий для контроля усвоения темы.

 

Предназначены для студентов технических специальностей.

Библиограф.: 3

 

Рецензент д-р хим. наук, профессор Ф.Ф.Ниязи

 

Редактор Т.Н.Иванова

 

 

Лицензия на издательскую деятельность ЛР №020280 от 13.11.91.

Подписано в печать Формат 60х84 1/16.

Печать ротапринтная. Усл. печ. Л.1,48. Уч.-изд.л. 1,5.

Тираж 50 экз. Заказ Бесплатно.

Курский государственный технический университет.

Подразделение оперативной полиграфии Курского государственного технического университета.

Адрес университета и подразделения оперативной полиграфии: 305040 Курск, ул.50лет Октября,94.


ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

1. Какие химические процессы называются необратимыми? Обратимыми? Приведите примеры практически необратимых и обратимых процессов.

2. Какое состояние системы называют ''химическим равновесием''?

3. Какие факторы влияют на состояние химического равновесия?

4. Что является термодинамическим условием химического равновесия?

5. Что показывает и от каких факторов зависит константа химического равновесия?

6. Как записывается выражение для константы равновесия в гомогенных и гетерогенных системах?

7. Что называется смещением химического равновесия? Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

8. В чем заключается принцип Ле Шателье? Как он применяется для прогнозирования направления смещения химического равновесия при изменении внешних условий?

9. Какая существует взаимосвязь между исходными и равновесными концентрациями реагентов и продуктов реакции?

10. Подготовка к выполнению лабораторной работы ''Химическое равновесие''

( ''Лабораторные работы по химии'' под ред. Н.В. Коровина лаб.раб.7 опыт 2).

 

Библиографический список

1.Коровин Н.В. Общая химия.-М.: Высш.шк., 1998.

2.Глинка Н.В. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: 1985.

3.Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: 1984.

 

Многие химические реакции при одних и тех же условиях могут протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Такие процессы называются обратимыми.

Примером обратимой реакции может служить взаимодействие водорода с йодом. Если при комнатной температуре в закрытом сосуде смешать газообразный водород с парами йода, то вскоре можно обнаружить йодоводород, образующийся по реакции:

Н2+J2> 2НJ

С другой стороны, если в закрытый сосуд поместить газообразный йодоводород, то через некоторое время в нем можно обнаружить фиолетовые пары йода. Это свидетельствует о разложении йодоводорода:

2НJ —> Н2+J2

Обратимый характер реакции обозначается стрелками, направленными в обе стороны;

Н2 + J2 ↔ 2HJ

 
 

t,мин

Рис.1 Двухстороннее приближение к равновесию системы Н2 – J2 – HJ (1—образование НJ; 2—разложение НJ)

 

Взаимодействие водорода с парами йода вначале идет со сравнительно большой скоростью (Vпр) в сторону образования НJ (рис.1 кривая 1):

Vпр= kпр[H2][J2]

По мере накопления НJ все с большей скоростью (Vобр) начинает протекать обратный процесс — разложение НJ (рис.1 кривая2):

Vобр = kобр[HJ]2

В момент времени, отвечающий слиянию скоростей прямой и обратной реакций, эти скорости становятся одинаковыми:

V пр = Vобр , отсюда kпр[H2][J2] = kобр[HJ]2

Иными словами, наступит химическое равновесие.

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции (скорость прямой реакции) равна скорости их превращения в исходные реагенты (скорость обратной реакции). Таким образом, химическое равновесие—это равновесие динамическое, при котором происходит непрерывное образование и разложение молекул. Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными и обозначают [].

На основании равенства скоростей прямой и обратной реакций при равновесии можно написать:

Кс = кпробр= [НJ]2/ [Н2][J2]

На практике чаще всего константу равновесия вычисляют из экспериментально найденных равновесных концентраций. При этом в числителе записывают произведение равновесных концентраций продуктов реакции, а в знаменателе — произведение равновесных концентраций исходных реагентов. Показатели степеней равны соответствующим стехиометрическим коэффициентам.

В общем случае для гомогенной реакции вида

аА(г) + вВ(г) ↔ дД (г)+ еЕ(г)

константа равновесия выражается равенством

Кс = [Д]д [Е]е / [А]а [В]в. ( 1 )

Связь между исходными и равновесными концентрациями реагентов и продуктов реакции показана в таблице:

 

Исходная концентрация реагентов   СА   СВ   СД   СЕ Исходная концентрация продуктов
(-) Израсходован ная концентрация   ΔСА   ΔСВ   ΔСД   ΔСЕ ( +) образовавшая ся концентрация
Равновесная концентрация реагентов   [А]   [В]   [Д]   [Е] Равновесная концентрация продуктов

Примечание: для реагентов: [А] = СА – ΔСА; для продуктов: [Д] = СД + ΔСД.

ΔСА : ΔСВ : ΔСД : ΔСЕ = а : в : д : е (где а, в, д, е – количество молей веществ А, В, Д, Е, участвующих в реакции).

Если в условии задачи не указаны исходные концентрации продуктов реакции, то они принимаются равными нулю.

 

ПРИМЕР 1:В системе А (г) + 2В(г) = Д(г) равновесные концентрации равны: [А] = 0,06 моль/л, [В] = 0,12 моль/л, [Д] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

РЕШЕНИЕ: Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Кс = [Д] / [А] [В]2.

Подставляя в него данные задачи, получаем:

Кс = 0,216 / 0,06 (0,12)2 = 2,5.

Для нахождения исходной концентрации вещества А учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1 моля А образуется 1 моль Д. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества Д, то при этом было израсходовано 0,216 моля А Таким образом, исходная концентрация вещества А равна:

СА = [А] +Δ СА = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л;

Для нахождения исходной концентрации веществ В, учтем, что согласно уравнению реакции, из 2 молей В образуется 1 моль Д. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества Д, то при этом было израсходовано 0,216 2 = 0,432 моля В. Таким образом, исходная концентрация вещества В равна:

СВ = [В] + ΔСВ = 0,21 + 0,432 = 0,552 моль/л.

ОТВЕТ: СА = 0,276 моль/л, СВ = 0,552 моль/л, Кс = 2,5.

 

Для реакций, протекающих между газообразными веществами, часто применяется выражение константы равновесия через парциальные давления

Кр = рДд рЕе / рАа рВв ( 2 )

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действующих масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются постоянными. Площадь поверхности также не влияет на значение константы равновесия в гетерогенном процессе, потому что и прямая, и обратная реакции протекают на одной площади поверхности.

В общем случае для гетерогенного процесса

аА(г) + вВ(тв) = еЕ(г) + дД(г)

константа равновесия выражается равенством

Кс = [Е]е [Д]д / [А]а (3)

Численное значение константы равновесия обычно изменяется с изменением температуры. Это происходит потому, что скорости прямой и обратной реакций изменяются с температурой по-разному. При постоянной температуре значения констант равновесия не зависят ни от давления, ни от объема, ни от концентраций реагентов или продуктов реакции.

Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но также не влияет на значение константы равновесия.

Константа равновесия – важнейшая характеристика химического взаимодействия, по величине которой можно судить о полноте протекания реакции. Из уравнения (1) следует, что чем больше константа химического равновесия, тем больше равновесные концентрации продуктов реакции, т.е. больше глубина превращения. При константе равновесия Кс ≈ 1 реакция оказывается типично обратимой, то есть в состоянии равновесия концентрации исходных веществ и продуктов реакции сравнимы по величине. Если Кс → ∞, то реакция практически необратима. Если Кс → 0, то прямая реакция практически не идет.

При неизменных внешних условиях состояние (положение) равновесия сохраняется сколь угодно долго. Изменения температуры, концентрации реагентов (а для газообразных систем иногда давления) приводят к нарушению равенства скоростей прямой и обратной реакций, а, следовательно, и к нарушению равновесия. Однако, через некоторое время при новых условиях равенство скоростей реакций снова восстанавливается. Однако равновесные концентрации реагентов в новых условиях другие. Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия.

Характер смещения химического равновесия под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать, применяяпринцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму.

1. Повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции;

2. Повышение давления вызывает смещение химического равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящем к понижению давления;

3. Удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции;

4. Уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу химического равновесия в направлении обратной реакции.

ПРИМЕР 2: Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

PCl5(г)↔ PCl3(г)+ Cl2(Г),∆H = +92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции – разложения РС15?

РЕШЕНИЕ: Направление, в котором смещается химическое равновесие, определяется по принципу Ле Шателье (см. выше): А) так как реакция разложения РС15 эндотермическая, т.е. протекает с поглощением тепла (∆Н>0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

Б) так как в данной системе разложение РС15 ведет к увеличению числа молей газообразных веществ (из одного моля газа образуются два моля газообразных веществ), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

В) чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции (при Т и Р – соnst), можно увеличить концентрацию РС15 или уменьшить концентрацию РС13 или С12.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Опыт 1: Влияние концентрации на смещение химического равновесия.

В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия трихлорида железа FeCl3с роданидом аммония NH4NCS(или роданидом калия KNCS). Роданид железа Fe(NCS)3 придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски Fe(NCS)3 можно судить об изменении концентрации, т.е. о смещении химического равновесия в ту или иную сторону.

В колбу объемом 100 мл налейте 2,5мл раствора FeCl3 и добавьте 2,5мл раствора NH4CNS (KCNS). Полученную смесь разбавьте дистиллированной водой до 100 мл (до метки на колбе). Приготовленный раствор размешайте энергичным встряхиванием.

Пипеткой на 10 мл или цилиндром разлейте данный раствор в четыре пробирки, по 10мл в каждую.

В первую пробирку добавьте избыток раствора трихлорида железа, во вторую– роданида аммония (роданида калия), в третью – хлорида аммония (хлорида калия), четвертую пробирку оставьте для сравнения.

ПРИМЕЧАНИЕ: объем растворов, который необходимо добавлять в пробирки, чтобы получить избыток того или иного реагента, преподаватель задает конкретно для каждой бригады.

Для каждого из полученных растворов определите значение оптической плотности используя фотоколориметр.

При оформлении результатов опыта

1. запишите уравнение реакции между трихлоридом железа и роданидом аммония (роданидом калия);

2. напишите выражение константы равновесия данной реакции;

3. отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае, когда приливали избыток раствора того или иного реагента и запишите для каждого случая значение оптической плотности раствора;

4. сделайте вывод о направлении смещения химического равновесия и об изменении концентрации каждого компонента в случае добавления: а) трихлорида железа, б) роданида аммония (роданида калия), в) хлорида аммония (хлорида калия).

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Задание 1

Изменением каких факторов (Р, С, Т) можно сместить химическое равновесиесистемы (1) вправо, а системы (2) – влево?

 

1. (А) 2NO2(г ) ↔ N2O4(г), ΔH = -57кДж ;

Mn (тв) + CO(г) ↔ Mn(тв) + CO2(г)

 

2. (Б) FeO(тв ) + CO( г) ↔ Fe( тв) + CO2( г), ΔH= -13,2 кДж;

CO2(г ) + C(тв ) ↔ 2CO(г )

 

3. (В) С(тв ) + H2O( п) ↔ CO(г ) + H2(г ), ΔH=130 кДж; H2(г ) + J2(г ) ↔ 2HJ(г )

 

4. (Г) 2CO(г ) + O2(г ) ↔ 2CO2(г ), ΔH= -569 кДж;

H2( г) + S(кр ) ↔ H2S(г )

 

5. (Д) N2(г ) + 3H2(г ) ↔ 2NH3(г ) , ΔH= -92 кДж;

3Fe(тв ) + 4H2O(п ) ↔ Fe3O4(тв ) + 4H2(г )

 

6. (Е) PCl5(г ) ↔ PCl3(г ) + Cl2(г ), ΔH=92,59 кДж;

4H2(г ) + Fe3O4(тв ) ↔ 3Fe( тв)+ 4H2O(п )

 

7. (Ж) COCl2(г) ↔CO(г ) + Cl2(г ), ΔH=113 кДж;

Fe3O4( тв) + 4CO(г ) ↔ 3Fe(тв ) + 4CO2(г )

 

8. (З) 2H2(г ) + O2( г) ↔ 2H2O(п ) , ΔH= -572 кДж;

CO2(г ) + Fe(тв ) ↔ FeO(тв ) + CO(г )

 

9. (И) PCl5(кр ) + H2O(п ) ↔POCl3(ж ) + 2HCl( г), ΔH= -111 кДж; Н2(г ) +Br2(г ) ↔ 2HBr(г )

 

10. (К) PCl3(ж )+ Cl2(г ) ↔ PCl5(тв ) , ΔH= -127 кДж;

3Fe(тв )+ 4CO2(г ) ↔ 4CO(г ) + Fe3O4(тв )

 

11. (Л) 2SO2(г ) +O2(г ) ↔2SO3(г ), ΔH= 123кДж;

Mn(тв ) +CO2(г ) ↔MnO(тв ) +CO( г)

12. (М) 4HCl(г ) + O2(г ) ↔2H2O(п )+2Cl2(г ), ΔH= -114 кДж;

N2(г ) + O2(г ) ↔ 2NO(г )

 

13. (Н) CaCO3(кр ) ↔CaO(тв ) + CO2(тв ), ΔH=176кДж;

FeSO4(кр )+CO2(г ) ↔ FeCO3(кр ) + SO3(г )

 

14. (О) Na2O(тв ) +H2O(ж ) ↔ 2NaOH( кр), ΔH= - 854кДж;

Al2O3(тв ) + 3H2(г ) ↔ 2Al( тв) + 3H2O(п )

 

15. (П) С(тв ) + H2O( п) ↔ CO(г ) + H2(г ), ΔH=130 кДж; 3Fe2O3(тв ) +H2(г ) ↔ Fe3O4(тв ) + H2O(п )

 

16. (Р) 2H2(г ) + O2( г) ↔ 2H2O(п ) , ΔH= -572 кДж;

N2(г ) + O2( г) ↔ 2NO(г )

 

17. (С) N2(г ) + 3H2(г ) ↔ 2NH3(г ) , ΔH= -92 кДж;

Fe3O4( тв) + 4CO(г ) ↔ 3Fe(тв ) + 4CO2(г )

 

18. (Т) COCl2(г) ↔CO(г ) + Cl2(г ), ΔH=113 кДж;

H2( г) + S(кр ) ↔ H2S(г )

 

19. (У) PCl5(кр ) + H2O(п ) ↔POCl3(ж ) + 2HCl( г), ΔH= -111 кДж; H2(г ) + J2(г ) ↔ 2HJ(г )

 

20. (Ф) 2NO2(г ) ↔ N2O4(г), ΔH = -57кДж ;

CO2(г ) + Fe(тв ) ↔ FeO(тв ) + CO(г )

 

ПРИМЕЧАНИЕ: Влияние температурного фактора на равновесие рассматривать в системах, в которых указан тепловой эффект.

Задание 2

1. (А) В гомогенной системе А + 2В ↔ С равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [ С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В.

Ответ: К=2,5; СА = 0,276 моль/л; СВ =0,552 моль/л.

 

2. (Б) В гомогенной газовой системе А + В ↔ С + D равновесие установилось при концентрациях: [ В] = 0,05 моль/л и [ С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Ответ: СА =0,22 моль/я; СВ =0,07 моль/л.

 

3. (В) Равновесие гомогенной системы 4HCI (г) + О2 ↔ 2 Н2О (г) + 2CI2 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [НС1] = 0,20 моль/л; [О2] = 0,32 моль/л. Вычис­лите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Ответ: СНС1 = 0,48 .моль/л; СО2 =0,39 моль/л.

 

4. (Г) Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО(г) + Н2О (г)↔CO2(г) +Н2 (г) если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]= 0,004 моль/л; [Н2О]=0,064 моль/л; [СО2] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л. Рассчитайте исходные концентрации воды и СО? Ответ: К= 1; СН2О =0.08 моль/л; ССО=0,02 моль/л.

 

5. (Д) Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2 + Н2 (г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реаги­рующих веществ, если исходные концентрации: ССО = 0,10 моль/л; С Н2О= 0,40 моль/л. Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л; [H2O] = 0,32 моль/л.

 

6. (Е) Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/ л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Ответ: [N2] = 8 моль/л; CN2 =8,04 моль/л.

 

7. (Ж) При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + О2 ↔2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] =0,2 моль/л; [О2] = 0,1моль/л; [NO2] = 0,1моль/л. Вычислите константу равнове­сия и исходные концентрации NO и О2. Ответ: К = 2,5; СNO =0,3 моль/л; СО2 = = 0,15 моль/л.

 

8. (З) В гомогенной системе 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Ответ: К = 0,416.

 

9. (И) В гомогенной системе CO + Cl2 ↔ COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3моль/л; [COCl2] = 1,2моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и оксида азота. Ответ: К = 20; СС12 = 1,5моль/л; ССО = 1,4моль/л.

 

10. (К) При состоянии равновесия в системе N2 + 3H2 ↔ 2NH3 концентрации участвующих веществ равны: [N2] = 3 моль/л; [H2] = 9моль/л; [NH3] = 4 моль/л. Определить исходные концентрации водорода и азота. Ответ: СN2 = 5моль/л; СН2 = 15моль/л.

 

11. (Л) Константа равновесия реакции FeO + CO ↔ Fe + CO2 при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли: ССО = 0,05моль/л; ССО2 = 0,01моль/л. Ответ: [СО] = 0,04моль/л; [СО2] = 0,02моль/л.

 

12. (М) Равновесие в системе Н2 + J2 ↔ 2HJ установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,025моль/л; [J2] = 0,005 моль/л; [HJ] = 0,09моль/л. Определить исходные концентрации иода и водорода. Ответ: СН2 = 0,07моль/л; СJ2 = 0,05моль/л.

 

13. (Н) При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2 ↔ 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006моль/л; [ NO] = 0,024моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Ответ: К = 0,192; СNO2 = 0,03моль/л.

 

14. (О) После смешивания газов А и В в системе А + В ↔ С + Д устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [В] = 0,05моль/л; [С] = 0,02моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,04. Найти исходные концентрации веществ А и В. Ответ: СА = 0,22моль/л; СВ = 0,07моль/л.

 

15. (П) Найти константу равновесия реакции N2O4 ↔ 2NO2, если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировало 50% N2O4. Ответ: К = 0,16.

 

16. (Р) В замкнутом сосуде протекает реакция АВ(г) ↔ А(г) + В(г). Константа равновесия реакции равна 0,04, а равновесная концентрация вещества В составляет 0,02 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось? Ответ: САВ = 0,03 моль/л; разложилось 66,7% АВ.

 

17. (С) При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 составляли соответственно [SO2]=004моль/л, [O2]=0,06моль/л, [SO3]=0,02моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (1V) и кислорода. Ответ: К=4,17; С SO2=0,06моль/л; СO2 =0,07моль/л.

 

18. (Т) Реакция протекает по уравнению 2А ↔ В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2моль/л, константа равновесия равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ. Ответ:[А]=0б17моль/л; [В]=0б015моль/л.

 

19. (У) При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2 ↔ 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006моль/л; [ NO] = 0,024моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Ответ: К = 0,192; СNO2 = 0,03моль/л.

 

20. (Ф) В гомогенной системе 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Ответ: К = 0,416.

 

 




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.