Химия. Методичка1 3928
.pdf
14. |
Можно ли при 25 ºС получить диоксид углерода по реакции |
|
|
CaCO3(т) + SO3(г) CaSO4(т) + CO2(г)? |
|
15. |
Возможно ли при стандартных условиях горение кальция в ат- |
|
мосфере углекислого газа 2 Са(т) + СО2 |
2 СаО(т) + С(т)? |
|
16. |
Оцените область температур, в которой возможно самопроиз- |
|
вольное течение реакции Na2O(т) + CO2(г) |
Na2CO3(т)? |
|
17. |
Теплота испарения воды Н2О(ж) |
Н2О(г) при 100 oС равна |
44.8кДж/моль. Чему равна энтальпия испарения воды?
18.Определите возможность самопроизвольного протекания реак-
ции
Р2О5(т) + 3 Н2О(ж) 2 РН3(г) + 4 О2(г) при стандартных условиях.
19.Исходя из термодинамических данных (см. приложение 4) оп-
ределите, какой из оксидов железа: FeO или Fe2O3 – более устойчив при 25 ºС.
20.Рассчитайте, при каких температурах самопроизвольно протекает реакция
2 NO2(г) N2O4(г), а при каких – реакция N2O4(г) 2 NO2(г)?
21. На основе термодинамических данных определите, можно ли восстановить водородом оксид Cu2O при 25 ºС (Cu2O(т) + Н2(г) 
2Cu(т) + Н2О(г)).
22.Вычислите, при каких температурах становится возможным
разложение воды 2 Н2О(г) 2 Н2(г) + О2(г)?
23. В прямом или обратном направлении при 200 ºС протекает реакция
FeSO4(к) + СО2(г). = FeСO3(к) + SO3(г)?
24. Оцените возможность самопроизвольного протекания реакции
СаО(т) + СО2(г) СаСО3(т) при 25 и 2000 ºС.
25. Возможно ли при стандартных условиях самопроизвольное протекание реакции 4 NH3(г) + 3 O2(г) 2 N2(г) + 6 H2O(ж)?
26. В какой области температур протекает реакция разложения
NH4Cl(т) НCl(г) + NH3(г)?
21
27. Возможно ли при стандартных условиях протекание реакции
Na2О(т) + СО2(г) Na2СО3(т)?
28. Какая из двух реакций взаимодействия меди с хлором при стандартных условиях наиболее вероятная:
а) Cu(т) + ½ Cl2(г) |
CuCl(т); |
б) Cu(т) + Cl2(г) |
CuCl2(т)? |
29.В какой области температур становится невозможным самопроизвольное протекание реакции 2 СО(г) + O2(г) = 2 СО2(г)?
30.В каком направлении – прямом или обратном – при 25 ºС протекает реакция
|
H2O(ж) + SO3(г) = H2SO4(ж)? |
Задание 5. Многовариантные задачи |
|
1. |
У какого из веществ – NO или NO2 – энтропия наибольшая? По- |
чему? |
|
2. |
Для трех процессов даны rG0298: 1) –100 кДж/моль; |
2) –200 кДж/моль; 3) + 200 кДж/моль. Вероятность самопроизвольного протекания которого из них наибольшая?
3. Стандартные энтальпии образования каких веществ равны нулю?
4. Для определения энтальпии образования оксида цинка Zn + 1/2 O2 = ZnO было сожжено 3.25 г цинка, причем выделилось
17.4кДж тепла. Рассчитайте энтальпию образования ZnO.
5.При каких температурах реакция MgО(т) + СО2(г) = MgСО3(г) может быть самопроизвольной?
6.Не прибегая к вычислениям, определите, в каком из процессов
r S2980 > 0 и почему.
а) COCl2(г) СО(г) + Cl2(г);
б) СаО(т) + Н2О(г) |
Са(ОН)2(т); |
в) 4 HCl(г) + О2(г) |
2 Н2О(г) + 2 Cl2(г). |
7.В чем разница между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса?
8.Не используя вычисления, оцените, как изменится энтропия (уменьшится или увеличится) при проведении следующих процессов:
а) плавлении олова;
б) реакции As2О3(т) + 3 H2O (г) = 2 AsH3(г) + 3 O2(г).
22
9. Что нужно рассчитать для установления возможности самопроизвольного протекания реакции ( rU, rH, rG, rS)?
10.При соединении 2.1 г железа с серой по реакции Fe + S = FeS выделилось 3.6 кДж тепла. Рассчитайте энтальпию образования FeS.
11.При каких температурах – высоких или низких – вероятность
самопроизвольного протекания реакции больше, если rH < 0 и rS < 0? 12. Перечислите термодинамические функции состояния системы.
Зависят ли они от количества вещества?
13. При соединении 9 г алюминия с кислородом Al + 0.75 O2 = = 0.5 Al2O3 выделилось 274.7 кДж тепла. Какова энтальпия образования Al2O3?
14.При растворении соли в воде температура системы понизилась на несколько градусов. Какой это процесс – эндотермический или экзотермический?
15.При окислении SO2 кислородом до SO3 выделяется 98 кДж тепла. Запишите термохимическое уравнение реакции.
16. Если rS > 0, то увеличение или понижение температуры благоприятствует самопроизвольному протеканию реакции?
17.Приведите два пути окисления S до SO3. Составьте энтальпийную диаграмму (схему) процесса.
18.При каких температурах реакция Fe(т) + 0.5 О2(г) = FeО(т) может быть самопроизвольной?
19.Какое количество тепла выделится при взаимодействии 0.2 мо-
ля никеля с серой, если fH0NiS = –79.4 кДж/моль?
20.Возможно ли самопроизвольное протекание при н.у. эндотермической реакции СО(г) = С(графит) + 0.5 О2(г)?
21.Два моля HCl(г) получается из одного моля Н2(г) и одного моля Cl2(г). При этом выделяется 184.6 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение реакции.
22.Реакция А = В проходит с поглощением тепла. Изобразите энергетическую диаграмму реакции.
23.Дано термохимическое уравнение реакции
2 NH3(г) = N2(г) + 1.5 H2(г), rH = 46.9 кДж. Вычислите fH0NН3.
24. Не прибегая к расчетам, оцените, как изменится энтропия (уменьшится или увеличится) при проведении следующих процессов:
а) переходе CO2(г) CO2(ж);
б) реакции SO2(г) + H2O(г) H2SO3(ж).
23
25. |
Дано термохимическое уравнение реакции |
|||
|
N2(г) + 1,5 H2(г) = NH3(г), |
rH0 = –46.9 кДж. |
||
Вычислите |
rH при взаимодействии 1 л азота с водородом. |
|||
26. |
Нагревание или охлаждение системы будет способствовать |
|||
протеканию реакции 2 NO2(г) |
N2O4(г)? |
|||
27. |
fG0298 |
оксидов меди |
Cu2O(т) |
и CuO(т) равны –150.5 и |
–129.4 кДж/моль соответственно. Образование какого из них при окислении меди более вероятно?
28. Для определения энтальпии образования оксида цинка Zn + 1/2 O2 = ZnO было сожжено 3.25 г цинка, причем выделилось
17.4кДж тепла. Рассчитайте энтальпию образования ZnO.
29.Оцените, как изменится энтропия (уменьшится или увеличится) при проведении следующих процессов:
а) переходе I2(тв) I2(г);
б) реакции SO2(г) + Br2(г) + 2 H2O(г) = 2 HBr(г) + H2SO4(ж).
30. При соединении 5 л азота с кислородом 0.5 N2(г) + O2(г) = = NO2(г) израсходовано 34.0 кДж тепловой энергии. Какова энтальпия образования оксида азота ?
Т е м а 4. Кинетика химических реакций
Задание 1
Рассчитайте изменение скорости прямой реакции при одновременном изменении условий реакции (вариант в табл.). Если агрегатное состояние не указано, вещество является газом.
|
|
|
|
|
Т а б л и ц а 6 |
|
|
|
|
|
|
Номер |
|
|
Изменение условий |
||
вари- |
Уравнение реакции |
сА, |
сВ, |
Р |
Т |
анта |
|
моль л |
моль л |
||
|
|
|
|||
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
1 |
2 А 3 С |
|
|
2Р |
Т = 30о, = 2 |
2 |
А + 2 В С |
2сА |
2сВ |
|
Т = –40о, = 2 |
3 |
А(т) + 2 В С + D |
|
2сВ |
|
Т = –10о, = 3 |
4 |
2 А + В С |
½сА |
½сВ |
|
Т = 20о, = 1.5 |
24
О к о н ч а н и е т а б л. 6
Номер |
|
|
|
|
Изменение условий |
|
||
вари- |
Уравнение реакции |
сА, |
сВ, |
Р |
Т |
|
||
анта |
|
|
|
моль л |
моль л |
|
||
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
||
5 |
А + 2 В(т) |
С |
|
|
2Р |
Т = 10о, = 3 |
||
6 |
2 А + 3 В |
С + D |
|
|
3Р |
Т = 20о, |
= 2.5 |
|
7 |
2 А(т) + 2 В С |
|
|
4Р |
Т = –20о, = 2 |
|||
8 |
2 А(т) |
3 С |
|
|
2Р |
Т = –40о, = 2 |
||
9 |
2 А + 2 В |
С + 2 D |
½CА |
3сВ |
|
Т = 20о, |
= 1.5 |
|
10 |
2 А + 2 В(т) С + D |
|
|
3Р |
Т = 10о, = 3 |
|||
11 |
3 А + 2 В 2 С + D |
2сА |
½сB |
|
Т = 40о, = 2 |
|||
12 |
3 А |
С + D |
4сА |
|
|
Т = 10о, |
= 1.5 |
|
13 |
А + В 2С |
3сА |
½сB |
|
Т = 10о, = 3 |
|||
14 |
2 А + 2 В |
С + 2 D |
½сА |
2сВ |
|
Т = 20о, |
= 1.5 |
|
15 |
А(т) + 2 В С + D |
|
3сВ |
|
Т = –10о, = 3 |
|||
16 |
А + 2 В С |
|
|
3Р |
Т = 10о, = 3 |
|||
17 |
А + 2 В(т) |
3С |
2сА |
|
|
Т = –40о, = 2 |
||
18 |
3А(т) + 2 В С + D |
|
3сВ |
|
Т = 30о, = 2 |
|||
19 |
2 А + В |
С + 2 D |
3сА |
2сВ |
|
Т = –10о, |
= 1.5 |
|
20 |
3 А + В 2 С + D |
½сА |
3сВ |
|
Т = –40о, = 3 |
|||
21 |
А(т) + 2 В |
С + 3D |
|
½сB |
|
Т = –30о, |
= 1.5 |
|
22 |
2А + 3 В С + D |
|
|
2Р |
Т = 10о, = 3 |
|||
23 |
2А + 2 В 3С |
|
|
½Р |
Т = –10о, = 2 |
|||
24 |
3А(т) + 2 В С + D |
|
3сВ |
|
Т = –20о, = 3 |
|||
25 |
А + 2 В 2С |
|
|
½Р |
Т = –40о, = 2 |
|||
26 |
3А(т) + В |
3С + D |
|
|
2P |
Т = 20о, |
= 1.5 |
|
27 |
А(т) + 2 В С + D |
|
½сB |
|
Т = –10о, = 3 |
|||
28 |
2А + В С + D |
|
|
3Р |
Т = 10о, = 2 |
|||
29 |
А + 3 В С + D |
|
|
2Р |
Т = –30о, = 3 |
|||
30 |
2А + В |
|
4С |
|
|
½Р |
Т = –10о, |
= 1.5 |
25
Задание 2. Многовариантные задачи
1.Две реакции при 40 ºС протекают с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, а второй 3. Как будут относиться друг к другу скорости реакций при 70 ºС?
2.На сколько градусов нужно уменьшить температуру, чтобы при
=3 скорость реакции 2 А + В С уменьшилась в 27 раз? Во сколько раз нужно изменить давление, чтобы скорость этой реакции изменилась во столько же раз при постоянной температуре?
3.Как изменится скорость прямой реакции по сравнению со ско-
ростью обратной реакции в системе 3 О2 = 2 О3 при разбавлении реагирующей смеси инертным газом в два раза ?
4. Константа скорости реакции 2 А + В С равна 0.8. Начальные концентрации веществ равны с0,А = 2.5 моль/л и с0,В = 1.5 моль/л. В результате реакции через 
мин концентрация вещества А оказалась равной 0.5 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость реакции через мин.
5. Во сколько раз изменится скорость химической реакции при изменении температуры от 500 до 1000 К, если энергия активации рав-
на 95.5 кДж/моль? |
|
6. Рассчитайте скорость реакции N2 + O2 |
2 NO, если концен- |
трации N2 и О2 равны 0.1 моль/л, Т = 200 К, |
k0 = 10–5 л/(моль · с), |
Еa = 200 кДж/моль. |
|
7.Какова энергия активации реакции, если при росте температуры от 330 до 400 К константа скорости выросла в 10 раз?
8.Скорость реакции v = kсAn при увеличении концентрации сA в два раза увеличилась в восемь раз. Чему равен порядок реакции n?
9.Во сколько раз изменится константа скорости химической реакции при изменении температуры от 300 до 500 К, если энергия активации равна 48 кДж/моль?
10. Константа скорости реакции при 20 ºС равна 2 · 10–2, а при
40ºС равна 3.6 · 10–2. Вычислите энергию активации реакции.
11.Введение катализатора понизило энергию активации реакции при 20 ºС на 30 кДж/моль. Во сколько раз возросла скорость реакции?
26
12. Напишите кинетические уравнения для скоростей прямых и обратных реакций:
4 NH3(г) + 3 O2(г) = 6 H2O(ж) + 2 N2(г),
CS2(ж) + 3 O2(г) = CO2(г) + 2 SO2(г),
Fe2O3(т) + 3 CO(г) = 2 Fe(т) + 3 CO2(г).
13. Скорость реакции возросла в 12 раз. На сколько градусов была повышена температура, если = 2.5?
14.В присутствии катализатора энергия активации реакции уменьшается с 99 до 79 кДж/моль. Во сколько раз увеличивается скорость этой реакции?
15.Константа скорости реакции при 20 ºС равна 0.02. Вычислите
константу скорости при 60 ºС, если энергия активации равна 45 кДж/моль.
16. Рассчитайте начальную скорость реакции N2 + O2 2 NO, если константа скорости k равна 2 · 10–5 с–1, а концентрации азота и кислорода равны по 0.2 моль/л, и скорость через некоторое время, когда концентрация азота в результате реакции уменьшилась до 0.1 моль/л.
17.Константа скорости реакции при 20 ºС равна 0.03, энергия активации равна 34 кДж/моль. Вычислите константу скорости при 40 ºС.
18.Чему равен порядок реакции n, если скорость реакции v = kcnA
при увеличении концентрации сA в три раза увеличилась в девять раз?
19.Вычислите температурный коэффициент , если при повышении температуры от 25 до 65 ºС скорость реакции возросла в 128 раз.
20.Константа скорости реакции при 300 К равна 0.03, а при 400 К – 3. Вычислите энергию активации.
21. Вычислите начальную скорость реакции 2А + 2В |
С + D, ко- |
гда начальные концентрации веществ равны с0,А = 1.5 |
моль/л и |
с0,В = 2.5 моль/л, и скорость через некоторое время, когда концентрация вещества В в результате реакции уменьшилась на 0.5 моль/л. Константа скорости реакции равна 2 · 10–3.
22. Напишите кинетические уравнения для скоростей прямых и обратных реакций:
6 H2O(ж) + 2 N2(г) = 4 NH3(г) + 3 O2(г),
2 AsH3(г) + 3 O2(г) = As2О3(т) + 3 H2O (г),
2 Al(т) + 3 H2O(г) = Al2O3(т) + 3 H2(г).
27
23.При повышении температуры на 70 ºС скорость реакции выросла в 3000 раз. Рассчитайте температурный коэффициент .
24.Энергии активации двух реакций равны 30 и 40 кДж/моль, множители Аррениуса (предэкспоненциальные множители) – 2 · 10–3 и 4 · 10–4. Как относятся друг к другу скорости этих реакций при температуре 23 ºС?
25. Две реакции А В и С D при комнатной температуре идут с одинаковой скоростью. Введение катализатора понизило энергию ак-
тивации реакции А |
В на 50 кДж/моль, а реакции С |
D на |
20 кДж/моль. Во сколько раз изменились скорости этих реакций? |
|
|
26. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + 2В |
С + D |
|
при одновременном повышении давления в системе в три раза и пони-
жении температура на 40 ºС? Температурный коэффициент = 3. |
|
|
27. |
Во сколько раз следует увеличить давление в системе, |
чтобы |
скорость реакции 2NО + O2 2NO увеличилась в 1000 раз? |
|
|
28. |
Во сколько раз изменится скорость реакции 3H2 + N2 |
2NH3 |
при повышении температуры от 300 до 400 К, если энергия активации равна 74 кДж/моль?
29.При повышении температуры от 300 до 400 К скорость реакции увеличилась в 300 раз. Вычислите энергию активации реакции.
30.При температуре 300 К введение катализатора понизило энергию активации с 65 до 55 кДж/моль. Как нужно увеличить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась во столько же раз без введения катализатора?
Т е м а 5. Химическое равновесие
Задание 1. Термодинамика химического равновесия
Для реакций, приведенных в табл. 5 задания 2 из темы 3, запишите выражение для константы равновесия и вычислите значение константы равновесия при 25 ºС, воспользовавшись данными о термодинамических функциях в приложении 4.
28
Задание 2
Даны уравнения реакций и концентрации веществ. Обозначения: с0 – исходная концентрация, [ ] – равновесная концентрация, спрор – концентрация прореагировавшего вещества. Исходные концентрации веществ С и D равны нулю. Все концентрации заданы в моль/л. Определите концентрации для незаполненных клеток (табл. 7).
Т а б л и ц а 7
Но- |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
мер |
Уравнение |
|
с0,А |
с0,В |
[A] |
[B] |
[C] |
[D] |
спрор, А |
||
вари- |
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
анта |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
2 |
А |
3 С + D |
1 |
– |
0.5 |
– |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
А + 2 |
В(т) |
2 С |
1 |
|
|
|
|
– |
0.5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
3 |
А(т) + 2 В С + D |
|
2 |
|
1 |
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
4 |
2 |
А + В 3 С(т) + D |
2 |
1 |
|
|
|
0.5 |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
5 |
А(т) + 2 В |
2 С + D |
|
0.5 |
|
|
0.2 |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
6 |
2 А + 3 В С + D |
3 |
4 |
|
|
|
1 |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
7 |
2 |
А + |
2 В(т) |
С |
2 |
|
|
|
|
– |
0.25 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
8 |
2 |
А 3 С + 2 D |
0.5 |
– |
|
– |
0.1 |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
9 |
2 |
А + |
2 В |
С + 2 D |
1 |
1 |
0.4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
10 |
2 А(т) + 2 В С + D |
|
3 |
|
|
1 |
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
11 |
3 |
А + |
2 В |
2 С + D |
1 |
|
|
1 |
|
0.2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
12 |
3 |
А |
С + D |
2 |
– |
|
– |
|
|
0.5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
13 |
2 А + B 3 С + D |
|
4 |
1 |
|
3 |
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
14 |
А + 2 |
В(т) |
2 С |
1 |
|
|
|
0.5 |
– |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
15 |
А + 2 |
В(т) |
С + D |
1 |
|
|
|
|
|
0.2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
16 |
2 |
А + |
В 3 С(т) + D |
|
2 |
0.5 |
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
17 |
А + 2 |
В(т) |
2 С + D |
1 |
|
|
|
|
0.2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
18 |
2 |
А + |
3 В |
С + D |
|
0.3 |
1 |
|
|
|
0.1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
19 |
2 |
А(т) + 2 В |
С |
|
0.5 |
|
|
0.2 |
– |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
20 |
2 |
А 3 С + 2 D |
0.4 |
– |
|
– |
|
|
0.1 |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
29
О к о н ч а н и е т а б л. 7
Но- |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
мер |
Уравнение |
|
с0,А |
с0,В |
[A] |
[B] |
[C] |
[D] |
спрор, А |
||
вари- |
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
анта |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
21 |
2 А + 2 В С + 2 D |
|
3 |
2 |
|
|
2 |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
22 |
2 А + 2 В(т) |
С + D |
4 |
|
|
|
|
|
1 |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
23 |
3 |
А + 2 |
В |
2 С + D |
3 |
2 |
|
|
|
0.5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
24 |
2 А + B С + D |
2 |
|
|
1 |
|
|
1 |
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
25 |
А(т) + 2 В 2 С + D |
|
4 |
|
|
1 |
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
26 |
2 |
А + 3 |
В |
С + D |
2 |
2 |
|
0.5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
27 |
2 А(т) + 2 В С |
|
3 |
|
|
1 |
– |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
28 |
2 |
А 3 С + 2 D |
2 |
– |
|
– |
|
0.5 |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
29 |
2 |
А + 2 |
В |
С + 2 D |
3 |
|
0.5 |
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
30 |
2 |
А + 3 |
В(т) |
С + D |
4 |
|
|
|
1.5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Задание 3. Вычисления химического равновесия
1. Константа равновесия гетерогенной реакции FeO(тв) + CO(г) = = Fe(тв) + CO2(г) равна 0.5. Чему равны равновесные концентрации СО и СО2, если их начальные концентрации равны соответственно 0.05
и0.01 моль/л?
2.Константа равновесия Кp реакции N2O4 = 2 NO2 равна 1.27. Каковы концентрации N2O4 и NO2 в равновесной смеси, если суммарная равновесная концентрация, т. е. [N2O4] + [NO2], равна 1 моль/л?
3.Были смешаны 1 моль/л СО и 0.5 моль/л Cl2. К моменту достижения равновесия образовалось 0,2 моль/л COCl2. Определите кон-
станту равновесия реакции СО + Cl2 = COCl2 (с0,СOCl2 = 0).
4.Константа равновесия реакции SO2Cl2 = SO2 + Cl2 равна 2.9 · 10–2. Вычислить равновесные концентрации всех веществ, если начальная
концентрация SO2Cl2 была равна 0.5 моль/л, а начальные концентра-
ции SO2 и Cl2 – 0.
5.Вычислите равновесные концентрации Н2 и Cl2 в реакции H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г), если их начальные концентрации составляли по
0.08моль/л, а равновесная концентрация НС1 = 0.074 моль/л. Вычислите константу равновесия.
30