СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ В ХИМИИ

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехио­метрические расчёты, является химическое количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, в котором содержится 6,02·10²³ молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, из которых состоит вещество.

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная массу m(X) некоторого вещества X и его молярную массу, можно рассчитать количество этого вещества по формуле:

.

Число 6,02·10²³ называется числом Авогадро (N_a); его размерность моль^–1.

Умножая число Авогадро N_a на количество вещества n(X), можно рассчитать число структурных единиц, например, молекул N(X) некоторого вещества X:

N(X) = N_a · n(X).

По аналогии с понятием молярной массы ввели понятие молярного объёма: молярный объём V_m(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать химическое количество вещества:

.

В химии особенно часто приходится иметь дело с молярным объёмом газов. Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и равном давлении, содержится одно и тоже число молекул. При равных условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём. При нормальных условиях (н.у.) – температура 0°С и давление 1 атмосфера (101325 Па) – этот объём равен 22,4 л. Таким образом, при н.у. V_m(газа) = 22,4 л/моль. Следует особо подчеркнуть, что величина молярного объёма 22,4 л/моль применяется только для газов.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль газообразного водорода содержит 6,02·10²³ молекул H₂ и имеет массу 2 г (т.к. M(H₂) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·10²³ молекул H₂ имеют массу 2 г;

1 молекула H₂ имеет массу x г; x = 3,32·10^–24 г.

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции.

Например, уравнение реакции 4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кис­лорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды.

Пример 4.1 Рассчитайте массу осадка, образующегося при взаимодействии растворов, содержащих 70,2 г дигидрофосфата кальция и 68 г гидроксида кальция. Какое вещество останется в избытке? Чему равна его масса?

3 Ca(H₂PO₄)₂ + 12 KOH ® Ca₃(PO₄)₂¯ + 4 K₃PO₄ + 12 H₂O

Из уравнения реакции видно, что 3 моль Ca(H₂PO₄)₂ реагирует с 12 моль KOH. Рассчитаем количества реагирующих веществ, которые даны по условию задачи:

n(Ca(H₂PO₄)₂) = m(Ca(H₂PO₄)₂) / M(Ca(H₂PO₄)₂) = 70,2 г: 234 г/моль = 0,3 моль;

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 г: 56 г/моль = 1,215 моль.

на 3 моль Ca(H₂PO₄)₂ требуется 12 моль KOH

на 0,3 моль Ca(H₂PO₄)₂ требуется х моль KOH

х = 1,2 моль – столько KOH потребуется, для того чтобы реакция прошла без избытка и недостатка. А по условию задачи имеется 1,215 моль KOH. Следовательно, KOH – в избытке; количество оставшегося после реакции KOH:

n(KOH) = 1,215 моль – 1,2 моль = 0,015 моль;

его масса m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 моль × 56 г/моль = 0,84 г.

Расчёт образующегося продукта реакции (осадок Ca₃(PO₄)₂) следует вести по веществу, которое находится в недостатке (в данном случае – Ca(H₂PO₄)₂), так как это вещество прореагирует полностью. Из уравнения реакции видно, что число моль образующегося Ca₃(PO₄)₂ в 3 раза меньше числа моль прореагировавшего Ca(H₂PO₄)₂:

n(Ca₃(PO₄)₂) = 0,3 моль: 3 = 0,1 моль.

Следовательно, m(Ca₃(PO₄)₂) = n(Ca₃(PO₄)₂)×M(Ca₃(PO₄)₂) = 0,1 моль×310 г/моль = 31 г.

Задание №5

а) Рассчитайте химические количества реагирующих веществ, приведённых в таблице 5 (объёмы газообразных веществ даны при нормальных условиях);

б) расставьте коэффициенты в заданной схеме реакции и по уравнению реакции определите, какое из веществ находится в избытке, а какое в недостатке;

в) найдите химическое количество продукта реакции, указанного в таблице 5;

г) рассчитайте массу или объём (см. таблицу 5) этого продукта реакции.

Таблица 5 – Условия задания № 5

Продолжение таблицы 5

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

В рамках курса общей химии студенты изучают 2 способа выражения концентрации растворов – массовая доля и молярная концентрация.

Массовая доля растворённого вещества Х рассчитывается как отношение массы этого вещества к массе раствора:

,

где ω(X) – массовая доля растворённого вещества X;

m(X) – масса растворённого вещества X;

m_{раствора} – масса раствора.

Массовая доля вещества, рассчитанная по приведённой выше формуле –безразмерная величина, выраженная в долях единицы (0 < ω(X) < 1).

Массовую долю можно выразить не только в долях единицы, но и в процентах. В этом случае расчётная формула имеет вид:

Массовую долю, выраженную в процентах, часто называют процентной концентрацией. Очевидно, что процентная концентрация растворённого вещества 0% < ω(X) < 100%.

Процентная концентрация показывает, сколько массовых частей растворённого вещества содержится в 100 массовых частях раствора. Если в качестве единицы массы выбрать грамм, то это определение можно также записать следующим образом: процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 граммах раствора.

Понятно, что, например, 30% раствору соответствует массовая доля растворённого вещества, равная 0,3.

Другим способом выражения содержания растворённого вещества в растворе является молярная концентрация (молярность).

Молярная концентрация вещества, или молярность раствора, показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре (1 дм³) раствора

где C(X) – молярная концентрация растворённого вещества X (моль/л);

n(X) – химическое количество растворённого вещества Х (моль);

V_{раствора} – объём раствора (л).

Пример 5.1 Рассчитайте, молярную концентрацию H₃PO₄ в растворе, если известно, что массовая доля H₃PO₄ равна 60%, а плотность раствора – 1,43 г/мл.

По определению процентной концентрации

в 100 г раствора содержится 60 г фосфорной кислоты.

n(H₃PO₄) = m(H₃PO₄): M(H₃PO₄) = 60 г: 98 г/моль = 0,612 моль;

V_{раствора} = m_{раствора}: ρ_{раствора} = 100 г: 1,43 г/см³ = 69,93 см³ = 0,0699 л;

С(H₃PO₄) = n(H₃PO₄): V_{раствора} = 0,612 моль: 0,0699 л = 8,755 моль/л.

Пример 5.2 Имеется 0,5 М раствор H₂SO₄. Чему равна массовая доля серной кислоты в этом растворе? Плотность раствора принять равной 1 г/мл.

По определению молярной концентрации

в 1 л раствора содержится 0,5 моль H₂SO₄

(запись «0,5 М раствор» означает, что С(H₂SO₄) = 0,5 моль/л).

m_{раствора} = V_{раствора} × ρ_{раствора} = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г;

m(H₂SO₄) = n(H₂SO₄) × M(H₂SO₄) = 0,5 моль × 98 г/моль = 49 г;

ω(H₂SO₄) = m(H₂SO₄): m_{раствора} = 49 г: 1000 г = 0,049 (4,9%).

Пример 5.3 Какие объёмы воды и 96% раствора H₂SO₄ плотностью 1,84 г/мл необходимо взять для приготовления 2 л 60% раствора H₂SO₄ плотностью 1,5 г/мл.

При решении задач на приготовление разбавленного раствора из концентриро­ванного следует учитывать, что исходный раствор (концентрированный), вода и полученный раствор (разбавленный) имеют различные плотности. В этом случае следует иметь в виду, что V_{исходного раствора} + V_воды ≠ V_{полученного раствора},

потому что в ходе смешивания концентрированного раствора и воды происходит изменение (увеличение или уменьшение) объёма всей системы.

Решение подобных задач нужно начинать с выяснения параметров разбавленного раствора (т.е. того раствора, который нужно приготовить): его массы, массы растворённого вещества, если необходимо, то и количества растворённого вещества.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

M_{60% р-ра} = V_{60% р-ра} ∙ ρ_{60% р-ра} = 2000 мл × 1,5 г/мл = 3000 г.

m(H₂SO₄)_{в 60% р-ре} = m_{60% р-ра} · w(H₂SO₄)_{в 60% р-ре} = 3000 г · 0,6 = 1800 г.

Масса чистой серной кислоты в приготовленном растворе должна быть равна массе серной кислоты в той порции 96%-го раствора, которую необходимо взять для приготовления разбавленного раствора. Таким образом,

m(H₂SO₄)_{в 60% р-ре}= m(H₂SO₄)_{в 96% р-ре} = 1800 г.

m_{96% р-ра} = m (H₂SO₄)_{в 96% р-ре}: w(H₂SO₄)_{в 96% р-ре} = 1800 г: 0,96 = 1875 г.

m (H₂O) = m_{40% р-ра} – m_{96% р-ра} = 3000 г – 1875 г = 1125 г.

V_{96% р-ра} = m_{96% р-ра}: ρ_{96% р-ра} = 1875 г: 1,84 г/мл = 1019 мл» 1,02 л.

V_воды = m_воды: ρ_воды = 1125г: 1 г/мл = 1125 мл = 1,125 л.

Пример 5.4 Смешали 100 мл 0,1 M раствора CuCl₂ и 150 мл 0,2 М раствора Cu(NO₃)₂ Рассчитать молярную концентрацию ионов Cu²⁺, Cl^– и NO₃^– в полученном растворе.

При решении подобной задачи на смешивание разбавленных растворов, важно понимать что разбавленные растворы имеют приблизительно одинаковую плотность, примерно равную плотности воды. При их смешивании общий объём системы практически не изменяется: V_{1 разбавленного раствора} + V_{2 разбавленного раствора} +…» V_{полученного раствора}.

В первом растворе:

n(CuCl₂) = C(CuCl₂) · Vраствора CuCl₂ = 0,1 моль/л × 0,1 л = 0,01 моль;

CuCl₂ – сильный электролит: CuCl₂ ® Cu²⁺ + 2Cl^–;

Поэтому n(Cu²⁺) = n(CuCl₂) = 0,01 моль; n(Cl^–) = 2 × 0,01 = 0,02 моль.

Во втором растворе:

n(Cu(NO₃)₂) = C(Cu(NO₃)₂)×Vраствора Cu(NO₃)₂ = 0,2 моль/л × 0,15 л = 0,03 моль;

Cu(NO₃)₂ – сильный электролит: CuCl₂ ® Cu²⁺ + 2NO₃^–;

Поэтому n(Cu²⁺) = n(Cu(NO₃)₂) = 0,03 моль; n(NO₃^–) = 2×0,03 = 0,06 моль.

После смешивания растворов:

n(Cu²⁺)_общ. = 0,01 моль + 0,03 моль = 0,04 моль;

V_общ.» Vраствора CuCl₂ + Vраствора Cu(NO₃)₂ = 0,1 л + 0,15 л = 0,25 л;

C(Cu²⁺) = n(Cu²⁺): V_общ. = 0,04 моль: 0,25 л = 0,16 моль/л;

C(Cl^–) = n(Cl^–): V_общ. = 0,02 моль: 0,25 л = 0,08 моль/л;

C(NO₃^–) = n(NO₃^–): V_общ. = 0,06 моль: 0,25 л = 0,24 моль/л.

Пример 5.5 В колбу внесли 684 мг сульфата алюминия и 1 мл 9,8% раствора серной кислоты плотностью 1,1 г/мл. Образовавшуюся смесь растворили в воде; объём раствора довели водой до 500 мл. Рассчитать молярные концентрации ионов H⁺, Al³⁺ SO₄^2– в полученном растворе.

Рассчитаем количества растворяемых веществ:

n(Al₂(SO₄)₃)=m(Al₂(SO₄)₃): M(Al₂(SO₄)₃)=0,684 г: 342 г моль=0,002 моль;

Al₂(SO₄)₃ – сильный электролит: Al₂(SO₄)₃ ® 2Al³⁺ + 3SO₄^2–;

Поэтому n(Al³⁺)=2×0,002 моль=0,004 моль; n(SO₄^2–)=3×0,002 моль=0,006 моль.

m раствора H₂SO₄ = V раствора H₂SO₄ × ρ раствора H₂SO₄ = 1 мл × 1,1 г/мл = 1,1 г;

m(H₂SO₄) = m раствора H₂SO₄ × w(H₂SO₄) = 1,1 г · 0,098 = 0,1078 г.

n(H₂SO₄) = m(H₂SO₄): M(H₂SO₄) = 0,1078 г: 98 г/моль = 0,0011 моль;

H₂SO₄ – сильный электролит: H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2–.

Поэтому n(SO₄^2–) = n(H₂SO₄) = 0,0011 моль; n(H⁺) = 2 × 0,0011 = 0,0022 моль.

По условию задачи объём полученного раствора равен 500 мл (0,5 л).

n(SO₄^2–)_общ. = 0,006 моль + 0,0011 моль = 0,0071 моль.

С(Al³⁺) = n(Al³⁺): V_{раствора} = 0,004 моль: 0,5 л = 0,008 моль/л;

С(H⁺) = n(H⁺): V_{раствора} = 0,0022 моль: 0,5 л = 0,0044 моль/л;

С(SO₄^2–) = n(SO₄^2–)_общ.: V_{раствора} = 0,0071 моль: 0,5 л = 0,0142 моль/л.

Пример 5.6 Какую массу железного купороса (FeSO₄·7H₂O) и какой объём воды необходимо взять для приготовления 3 л 10% раствора сульфата железа (II). Плотность раствора принять равной 1,1 г/мл.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

m_{раствора} = V_{раствора} ∙ ρ_{раствора} = 3000 мл ∙ 1,1 г/мл = 3300 г.

Масса чистого сульфата железа (II) в этом растворе равна:

m(FeSO₄) = m_{раствора} × w(FeSO₄) = 3300 г × 0,1 = 330 г.

Такая же масса безводного FeSO₄ должна содержаться в том количестве кристаллогидрата, которое необходимо взять для приготовления раствора. Из сопоставления молярных масс М(FeSO₄·7H₂O) = 278 г/моль и М(FeSO₄) = 152 г/моль,

получаем пропорцию:

в 278 г FeSO₄·7H₂O содержится 152 г FeSO₄;

в х г FeSO₄·7H₂O содержится 330 г FeSO₄;

x = (278·330): 152 = 603,6 г.

m_воды = m_{раствора} – m_{железного купороса} = 3300 г – 603,6 г = 2696,4 г.

Т.к. плотность воды равна 1 г/мл, то объём воды, который необходимо взять для приготовления раствора равен: V_воды = m_воды: ρ_воды = 2696,4 г: 1 г/мл = 2696,4 мл.

Пример 5.7 Какую массу глауберовой соли (Na₂SO₄·10H₂O) нужно растворить в 500 мл 10% раствора сульфата натрия (плотность раствора 1,1 г/мл), чтобы получить 15%-ый раствор Na₂SO₄?

Пусть требуется x граммов глауберовой соли Na₂SO₄·10H₂O. Тогда масса образующегося раствора равна:

m_{15% раствора} = m_{исходного (10%) раствора} + m_{глауберовой соли} = 550 + x (г);

m_{исходного (10%) раствора} = V_{10% раствора} × ρ_{10% раствора} = 500 мл × 1,1 г/мл = 550 г;

m(Na₂SO₄)_{в исходном (10%) растворе} = m_{10% растворa} · w(Na₂SO₄) = 550 г · 0,1 = 55 г.

Выразим через икс массу чистого Na₂SO₄, содержащегося в х граммах Na₂SO₄·10H₂O.

М(Na₂SO₄·10H₂O) = 322 г/моль; М(Na₂SO₄) = 142 г/моль; следовательно:

в 322 г Na₂SO₄·10H₂O содержится 142 г безводного Na₂SO₄;

в х г Na₂SO₄·10H₂O содержится m г безводного Na₂SO₄.

m(Na₂SO₄) = 142·x: 322 = 0,441×x.

Общая масса сульфата натрия в полученном растворе будет равна:

m(Na₂SO₄)_{в 15% растворе} = 55 + 0,441×x (г).

В полученном растворе: = 0,15

, откуда x = 94,5 г.

Далее (таблица 6) приводится перечень задач для самостоятельного решения.

Задание №6

Таблица 6 – Условия задания № 6

Продолжение таблицы 6

Продолжение таблицы 6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования хотя бы одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода:

N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃.

В момент начала реакции концентрации исходных веществ в системе максимальны; в этот момент максимальна и скорость прямой реакции. В момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (в данном примере – аммиак), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия. Концентрации веществ в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, называются равновесными концентрациями. Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия.

Для любой обратимой реакции a A + b B+... ⇆ p P + q Q + … выражение константы химического равновесия (К) записывается в виде дроби, в числителе которой находятся равновесные концентрации продуктов реакции, а в знаменателе – равновесные концентрации исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Например, для реакции N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃.

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят равновесные концентрации только газообразных веществ или веществ, находящихся в растворённом состоянии. Концентрация твёрдого вещества считается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

CO_{2 (газ)} + C _(тв.) ⇆ 2CO _(газ)

CH₃COOH_{(раствор)} ⇆ CH₃COO^–_{(раствор)} + H⁺_{(раствор)}

Ba₃(PO₄)_{2 (тв.)} ⇆ 3 Ba²⁺_{(насыщ. раствор)} + 2 PO₄^3–_{(насыщ. раствор)} К=C³(Ba²⁺)·C²(PO₄^3–)

Существует два наиболее важных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1) известны начальные концентрации исходных веществ; из условия задачи можно найти концентрации веществ, прореагировавших (или образовавшихся) к моменту наступления равновесия; в задаче требуется рассчитать равновесные концентрации всех веществ и численную величину константы равновесия;

2) известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия. В условии нет данных о концентрациях прореагировавших или образовавшихся веществ. Требуется рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от начальной концентрации концентрацию прореагировавшего вещества:

С _{равновесная} = С _{начальная} – С _{прореагировавшего вещества}.

Равновесная концентрация продукта реакции равна концентрации продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия:

С _{равновесная} = С _{образовавшегося продукта}.

Таким образом, для расчёта параметров равновесной системы очень важно уметь определить, сколько к моменту наступления равновесия прореагировало исходного вещества и сколько образовалось продукта реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 6.1 Начальные концентрации азота и водорода в равновесной системе N₂ + 3H₂ ⇆ 2 NH₃ соответственно равны 3 моль/л и 4 моль/л. К моменту наступления химического равновесия в системе осталось 70% водорода от его первоначального количества. Определить константу равновесия данной реакции.

Для того чтобы рассчитать константу равновесия, необходимо сначала рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции и затем подставить их в выражение константы равновесия.

Из условия задачи следует, что к моменту наступления равновесия прореагировало 30% водорода (задача 1 типа):

4 моль/л H₂ – 100%

х моль/л H₂ – 30%

х = 1,2 моль/л = С _{прореаг.}(H₂)

Как видно из уравнения реакции, азота должно было вступить в реакцию в 3 раза меньше, чем водорода, т.е. С _{прореаг.}(N₂) = 1,2 моль/л: 3 = 0,4 моль/л. Аммиака же образуется в 2 раза больше, чем прореагировало азота:

С_{образов.}(NH₃) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л

Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

С_равн.(H₂)= C_нач.(H₂) - C_{прореаг.}(H₂) = 4 моль/л – 1,2 моль/л = 2,8 моль/л;

С_равн.(N₂)= C_нач.(N₂) – C_{прореаг.}(N₂) = 3 моль/л – 0,4моль/л = 2,6 моль/л;

С_равн.(NH₃) = С_{образов.}(NH₃) = 0,8 моль/л.

Константа равновесия = .

Пример 6.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H₂ + I₂ ⇆ 2 HI, если известно, что начальные концентрации H₂ и I₂ равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

Следует обратить внимание, что в условии этой задачи (задача 2 типа) в условии ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация какого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за икс.

Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л H₂. Тогда, как следует из уравнения реакции, должно прореагировать x моль/л I₂, и образоваться 2x моль/л HI. Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

С_равн.(H₂) = C_нач.(H₂) – C_{прореаг.}(H₂) = (5 – x) моль/л;

С_равн.(I₂) = C_нач.(I₂) – C_{прореаг.}(I₂) = (3 – x) моль/л;

С_равн.(HI) = С_{образов.}(HI) = 2x моль/л.

Далее необходимо подставить выраженные через икс равновесные концентрации в формулу для константы равновесия и решить полученное уравнение.

4x² = 15 – 8x + x²

3x² + 8x – 15 = 0

x₁ = –3,94 x₂ = 1,27

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27.

Следовательно, С_равн.(H₂) = (5 – x) моль/л = 5 – 1,27 = 3,73 моль/л;

С_равн.(I₂) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л;

С_равн.(HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Далее (таблица 7) приводятся условия задач по теме «Химическое равновесие» для самостоятельного решения.

Задание №7

Таблица 7 – Условия задания № 7

Продолжение таблицы 7

№ варианта	Текст условия
	Начальные концентрации SO2 и O2 в системе 2 SO2 + O2 ⇆ 2 SO3 составляли 5 моль/л и 6 моль/л соответственно, равновесная концентрация SO3 – 4моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации SO2 и O2 и константу этого равновесия.
	Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции CO + Cl2 ⇆ COCl2, если известно, что начальные концентрации CO и Cl2 составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 10.
	Начальные концентрации йода и водорода в системе I2 + H2⇆ 2 HI равны 3 моль/л и 2 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 0,5. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции
	Начальные концентраци ⇐ Предыдущая1234Следующая ⇒ ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры... ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала... Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом... ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между... Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: