4. Вычисление молярности растворов и равновесных концентраций

112. Какое количество азота содержится в 200 мл, если [N₂] = 0,2 моль/л?

113. 400 мл CO₂ содержит 79,2 мг газа. Выразить концентрацию CO₂ в моль/л.

114. 7 мг CO занимают объем 1 мл. Выразить концентрацию газа в моль/л.

115. Сухой воздух представляет собой смесь состава 4N₂ + O₂ (приближенно). Выразить концентрацию азота и кислорода в моль на 1л воздуха, взятого при нормальных физических условиях.

116. При некоторых условиях температуры и давления 500 мл аммиака весят 680 мг. Выразить концентрацию NH₃ в моль/л.

117. При некоторых физических условиях 10л смеси состава 4CO + 6N₂ весят 5,6г. Выразить концентрацию каждого газа в моль на 1л объема смеси.

118. При некоторых физических условиях 3 моль ацетилена занимают объем 4 л. При тех же физических условиях ацетилен смешан с азотом. Общий объем полученной смеси 7л. Чему равна молекулярная концентрация ацетилена в смеси?

119. Концентрация газа равна 2 моль/л. Под каким давлением находится газ, если температура его равна 0°С?

120. Смешали 4л газовой смеси, содержащей азот с концентрацией 0,8 моль/л и 2л смеси газов, содержащей водород с концентрацией 0,2 моль/л. Какой будет концентрация указанных газов, если объем системы: а) увеличить вдвое; б) уменьшить втрое?

121. 2,5 л раствора содержат 2 моль вещества А и 0,5 моль вещества В. Каковы концентрации А и В после разбавления раствора втрое?

122. Константа равновесия химической системы CO + H₂O  CO₂ + H₂ равна 0,33. Начальные концентрации [CO] = 3 моль/л, [H₂O] = 2 моль/л. Найдите равновесные концентрации всех веществ.

123. Смешивают 2 л раствора вещества А и 3 л раствора вещества В. Концентрация А до смешения равна 0,5 моль/л, концентрация В – 1 моль/л. Каковы концентрации веществ А и В в начальный момент после смешения?

124. Найти равновесные концентрации веществ 2NO + O₂  2NO₂, если начальные концентрации оксида азота (ІІ) и кислорода составляли соответственно

0,6 и 0,4 моль/л, а константа равновесия равна четырем.

125. Константа скорости реакции 2А + В = С равна 0,8. Начальные концентрации: [А] = 2,5 моль/л и [В] = 1,5 моль/л. В результате реакции концентрация вещества В оказалась равной 0,5 моль/л. Вычислить, чему стала равна концентрация вещества А и как изменилась скорость реакции.

126. Константа равновесия обратимой реакции А + В  С + D равна 1/3. вычислить равновесные концентрации веществ А, В, С и D, если начальные концентрации равны: [А] = 2 моль/л и [В] = 4 моль/л.

127. Обратимая реакция выражается уравнением А + В  С + D. Константа равновесия равна 1. Начальная концентрация: [А] = 3 моль/л и [В] = 2 моль/л. Вычислить равновесные концентрации всех участвующих в реакции веществ.

128. Вычислить равновесные концентрации веществ в обратимой реакции

H₂ + I₂  2HI, если начальная концентрация водорода равна 1 моль/л, а йода – 0,6 моль/л и известно, что в реакцию вступило 50% водорода. Вычислить константу равновесия.

129. Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции

N₂ + 3H₂  2NH₃ равны (моль/л): [N₂] = 0,2; [H₂] = 0,3; [NH₃] = 0. Каковы концентрации азота и водорода в момент, когда концентрация аммиака станет равной 0,1 моль/л?

130. Константа равновесия системы CO + H₂O  CO₂ + H₂ при некоторой температуре равна 1. Вычислить процентный состав смеси в состоянии равновесия, если начальные концентрации CO и H₂ составляли по 1 моль/л.

131. При некоторой температуре начальные концентрации O₂ и SO₂ составляли по 3 моль/л. Найти концентрации всех веществ после установления равновесия 2SO₂ + O₂  2SO₃, если константа равновесия равна двум.

132. Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции

CO + H₂O  CO₂ + H₂, были равны (моль/л): [CO] = 0,3; [H₂O] = 1,4; [CO₂] = 0,4; [H₂] = 0,05. Каковы концентрации веществ в момент, когда прореагировало 50% оксида углерода? В этот момент наступило равновесие; вычислите Кр.

133. При некоторой температуре константа равновесия термической диссоциации N₂O₄  2NO₂ равна 0,16. Равновесная концентрация NO₂ равна 0,08 моль/л. Вычислить равновесную и первоначальную концентрацию N₂O₄. Сколько процентов этого вещества диссоциировало?

134. Константа равновесия обратимой реакции 2NO + O₂  2NO₂ при некоторой температуре найдена равной 2,22. Сколько моль O₂ должно быть введено на 1 л системы для того, чтобы 40% оксида азота (II) были окислены до диоксида, если начальная концентрация NO была равна 4 моль/л?

135. Обратимая реакция А + В  С + D характеризуется константой Кр = 1. Объем системы 4 л. Сколько процентов вещества А прореагировало в процессе достижения равновесия, если в начале реакции система содержала 12 моль вещества А и 8 моль вещества В?

136. Равновесие реакции 4HCI + O₂  2H₂O + 2CI₂ (все веществагазы) установилось при следующих концентрациях: [H₂O] = [CI₂] = 0,14; [HCI] = 0,2 и

[O₂] = 0,32 моль/л. Вычислить константу равновесия и первоначальную концентрацию кислорода в реакционной смеси.

137. Константа равновесия системы 2N₂ + O₂  2N₂O найдена равной 1,21. Равновесные концентрации: [N₂] = 0,72 и [N₂O] = 0,84 моль/л. Найти первоначальную и равновесную концентрации кислорода.

138. Равновесные концентрации веществ в обратимой реакции

N₂ + 3H₂  2NH₃ составляют (моль/л): [N₂] = 4; [Н₂] = 9; [NH₃] = 6. Вычислить исходные концентрации азота и водорода и константу равновесия.

139. Равновесные концентрации веществ в обратимой реакции

2SO₂ + O₂  2SO₃ составляют (моль/л): [SO₂] = 0,02; [O₂] = 0,04;

[SO₃] = 0,03. Вычислить исходные концентрации кислорода и сернистого газа. Найти константу равновесия.

140. Вычислить начальные концентрации хлора и оксида углерода, а также константу равновесия реакции CO + CI₂  COCI₂, если равновесные концентрации (моль/л): [CI₂] = 0,3; [CO₂] = 0,2; [COCI₂] = 1,5.

141. Определить равновесную концентрацию водорода в системе

2HI  H₂ + I₂, если исходная концентрация HI составляла 0,05 моль/л, а константа равновесия К = 0,02.

142. Константа равновесия реакции N₂ + 3H₂  2NH₃ равна 0,1 (при 400°С). Равновесные концентрации [H₂] = 0,2 моль/л; [NH₃] = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и равновесную концентрации азота.

143. Вычислить равновесные концентрации [H₂] и [I₂] в реакции

H₂ + I₂  2HI, если их начальные концентрации составляли 0,5 и 1,5 моль/л соответственно, а равновесная концентрация [HI] = 0,8 моль/л. Вычислить константу равновесия.

144. Константа равновесия реакции CO + H₂O  CO₂ + H₂ при 1090°С равна 0,51. Найти состав реакционной смеси в момент достижения равновесия, если в реакцию введено по 1 моль оксида углерода (II) и водяного пара.

145. Вычислить равновесные концентрации [H₂] и [I₂], если их начальные концентрации составляли по 0,08 моль/л, а равновесная концентрация [HI] = 0,04 моль/л. Вычислить константу равновесия.

146. Исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды равны и составляют 0,03 моль/л. Вычислить равновесные концентрации CO, H₂O и H₂ в системе CO + H₂O  CO₂ + H₂, если равновесная концентрация CO₂ оказалась равной 0,01 моль/л. Найти константу равновесия.

147. Константа равновесия реакции H₂ +Cl₂  2HCl равна четырем. Найдите концентрации всех веществ в состоянии равновесия, если начальные концентрации водорода и хлора составляли соответственно 2 моль/л и 3 моль/л.

148. Константа равновесия условной реакции А + В  С + Д равна двум. Найдите концентрации всех веществ в состоянии равновесия, если начальные концентрации веществ А и В составляли соответственно 5 моль/л и 1 моль/л.

149. Найти равновесные концентрации веществ в системе H₂ + Br₂  2HBr, если начальные концентрации водорода и брома составляли соответственно 6 моль/л и 8 моль/л, а константа равновесия равна восьми.

5. Направление смешения равновесия

150. В состоянии равновесия скорость обратной реакции по сравнению со скоростью прямой реакции:

1) больше; 2) меньше; 3) одинакова; 4) прямая реакция не протекает; 5) обратная реакция не протекает.

151. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в каком направлении сместится равновесие в системе: 2SO_2(г) + O_2(г)  2SO_3(г) + Q при увеличении концентрации SO₂ и O₂?

152. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в каком направлении сместится равновесие при понижении давления в системе

2NO_2(Г)  N₂O_4(Ж) + Q?

153. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в каком направлении будет смещаться равновесие в системе СаСО₃  СаО + СО₂, если понизить давление?

154. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в каком направлении сместится равновесие системы N_2(г) + О_2(г)  2NO_(г)  Q при понижении температуры?

155. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в каком направлении смещается равновесие при повышении температуры системы 2СО_(г)  СО_2(г)+ С_(тв), если прямая реакция экзотермическая?

156. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в каком направлении смещается равновесие реакции 3О_2(г)  2O_3(г) + Q при повышении температуры?

157. Изменение давления не влияет на положение равновесия в системе:

1) 2SO_2(г) + O_2(г)  2SO_3(г); 2) H_2(г) + J_2(г)  2HJ_(г);

3) MgCO_3(тв)  MgO_(тв) + CO_2(г); 4) 4HCI_(г) + O_2(г)  2H₂O_(г) + 2CI_2(г);

158. Образованию оксида углерода (II) по реакции

CO_2(г) + C(_граф)  2CO_(г)  72,6кДж способствует:

1) повышение давления и температуры; 2) понижение давления и температуры; 3) понижение давления и повышение температуры; 4) повышение давления и понижение температуры; 5) давление и температура не влияют на смещение равновесия.

159. Повышению выхода сероводорода по реакции

H_2(г) + S_(ж)  H₂S_(г) + 20,9 кДж способствует:

1) увеличение давления; 2) понижение температуры; 3) уменьшение давления; 4) повышение температуры; 5) введение катализатора

160. Укажите, каков тип системы по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и как следует изменить концентрацию СО₂, чтобы сместить равновесие:

2CO_(г)  CO_2(г) + C_(тв) вправо.

161. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в какую сторону смещается равновесие при увеличении температуры в системе

H_2(г) + J_2(г)  2HJ_(г)  Q?

162. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у.) и в какую сторону смещается равновесие при увеличении давления в системе

H_2(г) + Br_2(г)  2HBr_(г) ?

163. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у) и в какую сторону смещается равновесие при увеличении давления в системе

2NO_(г) + O_2(г)  2NO_2(г) ?

164. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у) и в какую сторону смещается равновесие при понижении температуры в системе

2SO_2(г) + O_2(г)  2SO_3(г) + Q?

165. Каков тип реакции по фазовому состоянию веществ (при н.у) и в какую сторону смещается равновесие обратимой реакции А_(тв)+В_(г)  2АВ_(г)  Q при понижении давления и одновременном увеличении температуры?

166. Изменение давления не влияет на смещение равновесия следующей реакции:

1) 2NO_2(г)  N₂O_4(ж); 2) 2NO_(Г) + CI_2(Г)  2NOCI_(Г);

3) 2SO_2(г) + O_2(г)  2SO_3(г); 4) N_2(г) + O_2(г)  2NO_(г);

167. Повышение давления в системе приведет к смещению равновесия вправо в случае реакции :

1) CO_2(г) + C_(тв)  2CO_(г); 3) 4NH_3(г) + 5O_2(г)  4NO_(г) + 6H₂O;

2) H_2(г) + S_(тв)  H₂S_(г); 4) 4HCl_(г) + O_2(г)  2H₂O_(г) + 2Cl_2(г).

168. Какое из указанных действий может сместить равновесие в системе H₂ + Br₂ = 2HBr+Q в сторону прямой реакции: 1) повышение температуры ; 2) увеличение концентрации водорода ; 3) уменьшение концентрации HBr; 4) введение катализатора ; 5) увеличение давления в системе ?

169. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении температуры систем:

а) COCI₂  CO + CI₂ H° > 0;

б) 2CO  CO₂ + C H° < 0;

в) 2SO₃  2SO₂ + O₂ H° > 0;

170. В какую сторону сместится равновесие обратимых реакций:

а) PCI₅  PCI₃ + CI₂ H° = 129,6 кДж;

в) N₂ + 3H₂  2NH₃ H° = 91,1 кДж;

г) CO + H₂O  CO₂ + H₂ H° = 41,8 кДж

при понижения температуры? При повышении давления?

171. Сместится ли равновесие при сжатии следующих химических систем:

а) H₂ + I₂  2HI; в) 2SO₂ + O₂  2SO₃;

б) 2CO + O₂  2CO₂; г) CO + H₂O  H₂+ CO₂ ?

172. Почему при изменении давления смещается равновесие реакции:

N₂ + 3H₂  2NH₃ и не смещается равновесие реакции: N₂ + O₂  2NO?

173. Каким путем можно нарушить состояние равновесия в следующих реакциях и сместить его вправо:

1) 3H₂ + N₂  2NH₃ H° = 91,1 кДж;

2) H₂ + J₂  2HJ H° = 2236,3 кДж;

3) 3O₂  2O₃ H° = 285,1 кДж;

174. Как нужно поступить для того, чтобы при данной концентрации исходных веществ максимально повысить выход SO₃ по реакции

2SO₂ + O₂  2SO₃ H° = 188,1 кДж;

175. В какую сторону сместится равновесие при повышении температуры в системах:

а) N₂ + 3H₂  2NH₃ H° = 91,1 кДж;

б) 2CO + O₂  2CO₂ H° = 568 кДж;

в) N₂O₄  2NO₂ H° = 56,8 кДж?

176. Как отразится повышение давления на равновесии в системах:

а) 2H_2(г) + O_2(г)  2H₂O_(г); в) CaCO_3(к)  CaO_(к)+ CO_2(г);

б) CO_2(г) + C_(к)  2CО_(г); г) 4HCl_(г) + O_2(г)  2H₂O_(г) + 2Cl_2(г)?

177. Как повлияет на смещение равновесия реакций:

а) 2H₂ + O₂  2H₂O; H° > 0;

б) N₂ + O₂  2NO; H° < 0;

повышение температуры; уменьшение давления ?

178. В каком направлении произойдет смещение равновесия системы

N₂ + 3H₂  2NH₃ при повышении температуры, если H° < 0? Как объяснить, что на практике синтез аммиака ведут при повышенной температуре ?

179. Равновесие реакции 2SO₂ + O₂  2SO₃ установилось при следующих концентрациях веществ (моль/л): [SO₂] = 0,1; [O₂] = 0,05; [SO₃] = 0,9. Рассчитать, как изменится скорость прямой и обратной реакции, если уменьшить объем, занимаемый газами, в 2 раза. Сместится ли при этом равновесие? Ответ обосновать расчетом.

180. Почему превращение графита в алмаз С_графит  С_алмаз осуществляют при высоком давлении?

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Номер варианта	Номер задачи
1	18	37	111	149	150	55
2	17	38	110	147	151	66
3	16	39	109	145	152	180
4	15	40	108	131	153	99
5	14	41	107	141	154	77
6	13	42	106	139	155	122
7	12	43	105	137	156	149
8	11	44	104	124	157	140
9	10	45	103	133	158	131
10	9	46	102	131	159	120
11	8	47	101	129	160	124
12	7	48	100	126	161	112
13	6	49	99	125	162	148
14	5	50	98	148	163	170
15	4	51	97	121	164	105
16	3	52	96	119	165	126
17	2	53	95	117	166	30
18	1	54	94	115	167	130
19	19	55	93	113	168	149
20	20	56	92	148	169	112
21	21	57	91	146	170	70
22	22	58	90	144	171	147
23	23	59	89	142	172	71
24	24	60	88	140	173	115
25	25	61	87	131	174	165
26	26	62	86	136	175	149
27	27	63	85	134	176	180
28	28	64	84	132	177	84
29	29	65	83	130	178	37
30	30	66	82	128	179	166
31	31	67	81	126	150	122
32	32	68	80	124	151	175
33	33	69	79	122	152	87
34	34	70	78	120	153	40
35	35	71	77	118	154	130
36	36	72	76	116	155	134
37	1	73	110	114	156	148
38	2	74	108	112	157	91
39	3	75	106	149	158	36
40	4	37	104	148	159	174
41	5	38	102	147	160	118
42	6	39	100	146	161	180
43	7	40	98	145	162	124
44	8	41	96	144	163	42
45	9	42	94	143	164	94
46	10	43	92	142	165	142
47	11	44	90	141	166	71
48	12	45	88	140	167	119
49	13	46	86	139	168	131
50	14	47	84	138	169	63
51	15	48	82	137	170	96
52	16	49	80	136	171	180
53	17	50	78	135	172	125
54	18	51	76	134	173	126
55	19	52	75	133	174	110
56	20	53	77	132	175	114
57	21	54	79	131	176	61
58	22	55	81	130	177	98
59	23	56	83	129	178	160
60	24	57	85	128	179	149
61	25	58	87	127	150	162
62	26	59	89	126	152	139
63	27	60	91	125	154	79
64	28	61	93	124	156	100
65	29	62	95	123	158	113
66	30	63	97	122	160	141
67	31	64	99	121	162	76
68	32	65	101	120	164	143
69	33	66	103	119	166	58
70	34	67	105	118	168	101
71	35	68	107	124	170	150
72	36	69	109	116	172	147
73	18	70	111	115	174	152
74	17	71	76	114	176	46
75	16	72	77	113	178	151
76	15	73	78	122	151	180
77	14	74	79	145	153	102
78	13	75	80	142	155	148
79	12	37	81	140	157	54
80	11	39	82	137	159	74
81	10	41	83	134	161	119
82	9	43	85	131	163	70
83	8	45	86	128	165	104
84	7	47	87	125	167	131
85	6	49	88	122	169	68
86	5	51	89	119	171	138
87	4	53	90	116	173	144
88	3	55	91	113	175	33
89	2	57	92	139	177	78
90	1	59	93	126	179	138
91	19	61	94	120	150	105
92	20	63	95	114	156	179
93	21	65	96	120	162	137
94	22	67	97	135	168	81
95	23	69	98	139	174	2
96	24	71	99	112	178	126
97	25	73	100	147	153	107
98	26	75	101	149	159	121
99	27	36	102	118	165	83
100	28	38	103	148	171	180

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1. Зайцев О.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1983.

2. Пурмаль А.П. А,Б,В…химической кинетики. М.: Академкнига, 2004.

3. Димитров В.И. Простая кинетика. Новосибирск: Наука, 1982.

4. Шмид Р., Сапунов В.Н. Неформальная кинетика. М.: Мир, 1985.

5. Денисов Е.Т. Кинетика гомогенных химических реакций. М.: Высшая школа,

1978.

6. Эммануэль Н.М., Кнорре Д.Г. Курс химической кинетики. М.: Высшая шко-

ла, 1969.

7. Басло Ф., Пирсон Р. Механизмы химических реакций. М.: Мир, 1971.

8. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия,

1981.

9. Глинка Н.Л. Общая химия. М.: Интеграл-Пресс, 2000.

10.Ахметов Н.С. Обшая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1988.

11.Кульман А.Г. Общая химия. М.: Колос, 1968.

12.Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 2006.

13.Слейбо У.,Персонс Т. Общая химия. М.: Мир, 1979.

14.Петерс Д., Хайерс Дж., Хифтье Г. Химическое разделение и измерение:

в кн.1. М.: Химия, 1978.

15.Заиков Г.Е., Крицман В.А. Химическая кинетика. Становление и развитие.

М.:Знание, 1980.

16.Шаймарданов Н.М., Сыркин А.М., Рахманкулов Д.В. Элементарный курс

химической кинетики. Учебное пособие. Уфа: Изд-во УГНТУ, 1975.

17.Максимова Н.Е., Сыркин А.М. Кинетика и химическое равновесие. Методи-

ческое руководство к лабораторным работам по общей химии. Уфа: Изд-во

УГНТУ, 1991.

18.Герчиков А.Я., Комиссаров Ю.С. Сборник задач по химической кинетике.

Учебное пособие. Уфа: Изд-во БГУ, 2003.

19.Глинка Н.В. Задачи и упражнения по общей химии. М.: Интеграл Пресс,

1997.

20.Сладков И.Б. Методические указания к лабораторным работам по химичес-

кой кинетике. Ленинград: Изд-во Ленингр. политех. инст-та, 1975.

21.Горский В.Г. Планирование кинетических экспериментов. М.: Наука, 1984.

СОДЕРЖАНИЕ

1 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ 3

1.1. Кинетическая классификация реакций 3

1.2. Понятие о скорости химической реакции 7

1.3. Факторы, влияющие на скорость химической реакции 10

1.3.1.Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ 10

1.3.2.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих

веществ 14

1.3.3. Влияние температуры на скорость химической реакции 20

1.3.4. Уравнение Аррениуса 22

1.3.5. Влияние среды на скорость реакции 24

1.3.6. Другие факторы, влияющие на скорость химической реакции 28

1.4. Катализ 29

1.4.1. Особенности катализаторов 29

1.4.2. Механизм действия катализаторов согласно теории активации.

Гомогенный и гетерогенный катализ 30

1.4.3. Ферментативный катализ 37

1.5. Цепные реакции 37

1.6. Фотохимические реакции 42

1.7. Последовательность расчета кинетических данных 44

1.8. Примеры решения задач 46

2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 48

2.1. Обратимые и необратимые реакции 48

2.2. Состояние химического равновесия 50

2.3 Способы выражения константы равновесия 53

2.4. Смещение химического равновесия 54

2.4.1. Влияние изменения концентрации на состояние равновесия 55

2.4.2. Влияние изменения температуры на состояние равновесия 56

2.4.3. Влияние изменения давления на состояние равновесия 57

2.5. Влияние температуры на константу равновесия 58

2.6. Состояние равновесия и катализаторы 60

2.7 Использование кинетических знаний в управлении химическим

процессом 61

2.8. Примеры решения задач 62

3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ 64

4. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ 66

Заключение 79

Задачи и упражнения для самостоятельной работы 81

Варианты заданий 99

Список рекомендуемой литературы 102

Рис.2. С_А f g

Рис.3. С_АВ

Рис.7. C 1 2 3 1 1/2 1/4 1/8    

Рис.8.    

Рис.12. lgk 1/Т lgA tg() = Еа/(2,3R)

Еа = 4,575 tg()1

 

Рис.17 а) б)

Рис.19. Р, атм Содержание аммиака, % исправить T

Рис.20. Кр Т

Рис.21. lgКр 1/Т

Рис.25. (рис.12).

Рис.13. Координата (ход) реакции Е рис.10. Е

Рис. 23. V_V_

Рис.24 lg(V_V_)

Рис.16. lg(ах) lg(ах) = lgа  k/2,3  

Рис.17. _к = tg lg lg = k(аb)/2,3 k

k = tg 2,3/(аb)

Кр = k₁/k₂ = (А₁е^RT/E1)/(А₂е^RT/E2),

k_v2,FeCl3/k_v1,FeCl3 и V_2,FeCl3 /V_1,FeCl3.