Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. К обратимым относятся такие реакции, которые при определенной температуре с заметной скоростью протекают в двух противоположных направлениях - прямом и обратном. Обратимые реакции протекают не до конца, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Примером может служить реакция
В определенной области температуры данная реакция обратима. Знак « » является знаком обратимости.
Необратимые реакции - это такие реакции, которые протекают только в одном направлении до конца, т.е. до полного расходования одного из реагирующих веществ. Примером необратимой реакции может служить реакция разложения хлората калия:
Образование хлората калия из хлорида калия и кислорода в обычных условиях невозможно.
Состояние химического равновесия. Константа химического равновесия
Запишем уравнение некоторой обратимой реакции в общем виде:
К моменту начала реакции концентрации исходных веществ А и В были максимальными. В ходе реакции они расходуются, и их концентрация уменьшается. При этом в соответствии с законом действующих масс скорость прямой реакции
будет уменьшаться. (Здесь и далее стрелка наверху обозначает направление процесса.) В начальный момент концентрации продуктов реакции D и Е были равны нулю. В ходе реакции они увеличиваются, скорость обратной реакции возрастает от нуля согласно уравнению:
На рис. 4.5 представлено изменение скоростей прямой и обратной
реакции во времени. По истечении времени т эти скорости сравня- -»
Рис. 4.5. Изменение скорости прямой (1) и обратной (2) реакции во времени: - в отсутствие катализатора: ..........- при наличии катализатора
Такое состояние называется химическим равновесием. Химическое равновесие является наиболее устойчивым, предельным состоянием самопроизвольного протекания процессов. Оно может продолжаться сколь угодно долго, если не изменять внешних условий. В изолированных системах в состоянии равновесия энтропия системы достигает максимума и остается постоянной, т.е. dS = 0. В изобарно-изотермических условиях движущая сила процесса, энергия Гиббса, при равновесии принимает минимальное значение и далее не изменяется, т.е. dG = 0.
Концентрации участников реакции в состоянии равновесия называются равновесными. Как правило, их обозначают формулами соответствующих веществ, заключенных в квадратные скобки, например равновесная концентрация аммиака обозначается в отличие от исходной, неравновесной концентрации C^ NH ^.
Поскольку скорости прямого и обратного процессов в состоянии равновесия равны, приравняем и правые части уравнений (4.44) и
- -^ i -
- (4.45), заменив обозначение концентраций: А: [А]"”[В]" = ?[D] /; . Скорость обратной реакции: υ 2 = k 2 2 .
Если H 2 и I 2 – исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере израсходования H 2 и I 2 и образования HI скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Спустя некоторое время обе скорости уравниваются, и в системе устанавливается химическое равновесие, т.е. число образующихся и расходуемых молекул HI в единицу времени становится одинаковым.
Так как при химическом равновесии скорости прямой и обратной реакций равны V 1 = V 2 , то k 1 = k 2 2 .
Поскольку k 1 и k 2 при данной температуре постоянны, то их отношение будет постоянным. Обозначая его через K, получим:
К – называется константой химического равновесия, а приведенное уравнение – законом действующих масс (Гульдберга - Ваале).
В общем случае для реакции вида аА+bB+…↔dD+eE+… константа равновесия равна
. Для взаимодействия между газообразными веществами часто пользуются выражением , в котором реагенты представлены равновесными парциальными давлениями p. Для упомянутой реакции 
.Состояние равновесия характеризует тот предел, до которого в данных условиях реакция протекает самопроизвольно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Соотношение между равновесными концентрациями не зависит от того, какие вещества берутся в качестве исходных (например, H 2 и I 2 или HI), т.е. к состоянию равновесия можно подойти с обеих сторон.
Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и от температуры; от давления (если оно слишком высокое) и от концентрации реагентов константа равновесия не зависит.
Влияние на константу равновесия температуры, энтальпийного и энтропийного факторов . Константа равновесия связана с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала химической реакции ∆G o простым уравнением ∆G o =-RT ln K.
Из него видно, что большим отрицательным значениям ∆G o (∆G o <<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), то в равновесной смеси преобладают исходные вещества. Указанное уравнение позволяет по величине ∆G o вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Если учесть, что ∆G o =∆Н o -Т∆S o , то после некоторого преобразования получим
. Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Влияние на константу равновесия природы реагентов определяет ее зависимость от энтальпийного и энтропийного факторов.Вернемся к процессу производства аммиака, выражающемуся уравнением:
N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г)
Находясь в закрытом объеме, азот и водород соединяются и образуют аммиак. До каких пор будет протекать этот процесс? Логично предположить, что до тех пор, пока какой-либо из реагентов не закончится. Однако, в реальной жизни это не совсем так. Дело в том, что через некоторое время после того, как началась реакция, образовавшийся аммиак станет разлагаться на азот и водород, т.е., начнется обратная реакция:
2NH 3 (г) → N 2 (г) + 3H 2 (г)
Фактически в закрытом объеме будут протекать сразу две, прямо противоположные друг другу, реакции. Поэтому, данный процесс записывается таким уравнением:
N 2 (г) + 3H 2 (г) ↔ 2NH 3 (г)
Двойная стрелка указывает на то, что реакция идет в двух направлениях. Реакция соединения азота и водорода называется прямой реакцией . Реакция разложения аммиака - обратной реакцией .
В самом начале процесса скорость прямой реакции очень велика. Но с течением времени концентрации реагентов уменьшаются, а количество аммиака возрастает - как следствие скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной - возрастает. Наступает время, когда скорости прямой и обратной реакций сравниваются - наступает химическое равновесие или динамическое равновесие. При равновесии протекает как прямая, так и обратная реакции, но их скорости одинаковы, поэтому изменений не заметно.
Константа равновесия
Разные реакции протекают по-разному. В одних реакциях до момента наступления равновесия образуется довольно большое количество продуктов реакции; в других - гораздо меньше. Т.о., можно сказать, что конкретное уравнение имеет свою константу равновесия. Зная константу равновесия реакции, можно определить относительное количество реагентов и продуктов реакции, при котором наступает химическое равновесие.
Пусть некоторая реакция описывается уравнением: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - коэффициенты уравнения реакции;
- A, B, C, D - химические формулы веществ.
Константа равновесия:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
Квадратные скобки показывают, что в формуле участвуют молярные концентрации веществ.
О чем говорит константа равновесия?
Для синтеза аммиака при комнатной температуре К=3,5·10 8 . Это довольно большое число, свидетельствующее о том, что химическое равновесие наступит когда концентрация аммиака будет намного больше оставшихся исходных веществ.
При реальном производстве аммиака задача технолога состоит в том, чтобы получить как можно бОльший коэффициент равновесия, т.е., чтобы прямая реакция прошла до конца. Каким образом этого можно добиться?
Принцип Ле Шателье
Принцип Ле Шателье гласит:
Как это понять? Все очень просто. Нарушить равновесие можно тремя способами:
- изменив концентрацию вещества;
- изменив температуру;
- изменив давление.
Когда реакция синтеза аммиака находится в равновесии, то это можно изобразить так (реакция экзотермическая):
N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г) + Теплота
Меняем концентрацию
Введем дополнительное количество азота в сбалансированную систему. При этом баланс нарушится:
Прямая реакция начнет протекать быстрее, поскольку количество азота увеличилось и он вступает в реакцию в большем количестве. Через некоторое время снова наступит химическое равновесие, но при этом концентрация азота будет больше, чем концентрация водрода:
Но, осуществить "перекос" системы в левую часть можно и другим способом - "облегчив" правую часть, например, отводить аммиак из системы по мере его образования. Т.о., снова будет преобладать прямая реакция образования аммиака.
Меняем температуру
Правую сторону наших "весов" можно изменять путем изменения температуры. Для того, чтобы левая часть "перевесила", необходимо "облегчить" правую часть - уменьшить температуру:
Меняем давление
Нарушить равновесие в системе при помощи давления можно только в реакциях с газами. Увеличить давление можно двумя способами:
- уменьшением объема системы;
- введением инертного газа.
При увеличении давления количество столкновений молекул возрастает. При этом повышается концентрация газов в системе и изменяются скорости прямой и обратной реакций - равновесие нарушается. Чтобы восстановить равновесие система "пытается" уменьшить давление.
Во время синтеза аммиака из 4-х молекул азота и водорода образуется две молекулы аммиака. В итоге количество молекул газов уменьшается - давление падает. Как следствие, чтобы придти к равновесию после увеличения давления, скорость прямой реакции возрастает.
Подведем итог. Согласно принципу Ле Шателье увеличить производство аммиака можно:
- увеличивая концентрацию реагентов;
- уменьшая концентрацию продуктов реакции;
- уменьшая температуру реакции;
- увеличивая давление при котором происходит реакция.
Состояние хим. равновесия - это состояние при котором хим.потенциал продуктов и исходных в-в равны между собой, с учётом стехиометрии процесса.
О химическом равновесии можно говорить при выполнении двух условий:
Скорости прямой и обратной реакции равны между собой.
Равновесие существует если при оказании внешнего воздействия, а затем при его снятии система возвращается в исходное состояние.
11.Закон действия масс.
При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Например, для реакции синтеза аммиака:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
закон действующих масс имеет вид:
К с = 2 / 3
12.Константа равновесия в гомогенной системе. Способы выражения константы равновесия.
константа равновесия – это постоянная величина, равная отношению произведений равновесных концентраций конечных и исходных участников реакции, взятых в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам
Гомогенными называются реакции, протекающие в одной фазе: в смеси газов, в жидком или иногда в твёрдом растворе.
Способы выражения константы равновесия
Если концентрации веществ, участвующих в реакции, выражены в молярных единицах молярности, т.е. в моль/л, то она обычно обозначается Кс
Для гомогенной газовой реакции константу равновесия удобнее выразить через парциальные давления веществ:
Иногда константу равновесия удобно выразить не через парциальные давления и концентрации, а через количества веществ:
или через соответствующие мольные доли:
В общем случае константы равновесия Кс, Кр, Кn и К N различны.
13.Принцип Ле-Шателье-Брауна .
если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
14.Уравнение изобары Вант-Гоффа.
данное выражение позволяет качественно оценить влияние Т на равновесие и константу равновесия.
15.Фаза.
Фазой называется – гомогенная часть гетерогенной системы, имеющая реальную границу раздела, внутри которой все свойства могут меняться непрерывно, а при переходе через которую скачком.
16.Составляющие вещества и компоненты.
Компонентом называется – минимальное количество составляющих в-в, достаточное для описания состояния систем.
Составляющими веществами называются – вещества, входящие в состав системы, которую можно выделить обычными препаратными методами и которые могут существовать вне системы сколько угодно.
17.Правило фаз Гиббса .
Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, равно числу независимых компонентов С=К-Ф+ n (число внешних параметров)
Правило фаз показывает, что число степеней свободы возрастает с увеличением числа компонентов и уменьшается с увеличением числа фаз системы.
18.Условия фазового равновесия в системе.
В гетерогенной системе имеется фазовое равновесие, если между фазами существуют следующие виды равновесий:
Термическое (равенство температур)
Механическое (равенство давлений)
Химическое в отношении каждого компонента
19.уравнение Клайперона-Клаузиуса
Где, –Δ V - изменение объёма вещества при переходе его из первой фазы во вторую, Т – температура перехода, Δ H – изменение энтропии и энтальпии вещества при переходе 1 моля вещества из одной фазы в другую
Оно позволяет оценить как меняется температура или давление при фазовом переходе при изменении 2 параметра.
20. диаграмма состояния воды
Зависимость между величинами, характеризующими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе переход из твердого состояния в жидкое,из жидкого в газообразное
21.Истинные растворы. Способы выражения концентрации раствора. Расчёт молярной и массовой доли вещества и молярной концентрации вещества в растворе.
Истинный раствор - это разновидность раствора, в котором размеры частиц растворенного вещества предельно малы и сопоставимы с размером частиц растворителя.
Растворы бывают газообразные (газовые смеси),жидкие итвердые . Газообразным раствором является воздух. Морская вода – смесь солей в воде – жидкий раствор. Твердые растворы – металлические сплавы. Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ).
Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более составных частей.
Растворителем считается – в-во, определяющее агрегатное состояние раствора или в-во, которого больше по объёму или массе.
Способы выражения концентрации растворов.
Концентрация раствора – это масса или количество растворенного вещества в определенном количестве, массе или объеме раствора или растворителя.
1) Массовая доля ( wi ) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в 100 граммах раствора.
2) Молярная доля(мольная) – X i – кол-во моль компонента, содержащиеся в 1 моль р-ра.
3) Моляльная концентрация (моляльность) mi – количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя [моль/кг].
4) Молярная концентрация С i – количество молей растворенного вещества, содержащаяся в 1 литре или в 1дм3 раствора [моль/л].
Большинство химических реакций обратимы, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях. В тех случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью, наступает химическое равновесие. Например, в обратимой гомогенной реакции: H 2 (г) + I 2 (г) ↔ 2HI(г) соотношение скоростей прямой и обратной реакций согласно закону действующих масс зависит от соотношения концентраций реагирующих веществ, а именно: скорость прямой реакции: υ 1 = k 1 [Н 2 ]. Скорость обратной реакции: υ 2 = k 2 2 .
Если H 2 и I 2 – исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере израсходования H 2 и I 2 и образования HI скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Спустя некоторое время обе скорости уравниваются, и в системе устанавливается химическое равновесие, т.е. число образующихся и расходуемых молекул HI в единицу времени становится одинаковым.
Так как при химическом равновесии скорости прямой и обратной реакций равны V 1 = V 2 , то k 1 = k 2 2 .
Поскольку k 1 и k 2 при данной температуре постоянны, то их отношение будет постоянным. Обозначая его через K, получим:
К – называется константой химического равновесия, а приведенное уравнение – законом действующих масс (Гульдберга - Ваале).
В общем случае для реакции вида аА+bB+…↔dD+eE+… константа равновесия равна
. Для взаимодействия между газообразными веществами часто пользуются выражением , в котором реагенты представлены равновесными парциальными давлениями p. Для упомянутой реакции 
.Состояние равновесия характеризует тот предел, до которого в данных условиях реакция протекает самопроизвольно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Соотношение между равновесными концентрациями не зависит от того, какие вещества берутся в качестве исходных (например, H 2 и I 2 или HI), т.е. к состоянию равновесия можно подойти с обеих сторон.
Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и от температуры; от давления (если оно слишком высокое) и от концентрации реагентов константа равновесия не зависит.
Влияние на константу равновесия температуры, энтальпийного и энтропийного факторов . Константа равновесия связана с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала химической реакции ∆G o простым уравнением ∆G o =-RT ln K.
Из него видно, что большим отрицательным значениям ∆G o (∆G o <<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), то в равновесной смеси преобладают исходные вещества. Указанное уравнение позволяет по величине ∆G o вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Если учесть, что ∆G o =∆Н o -Т∆S o , то после некоторого преобразования получим
. Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Влияние на константу равновесия природы реагентов определяет ее зависимость от энтальпийного и энтропийного факторов.Принцип Ле Шателье
Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении же условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессов изменяются в разной степени. Однако спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым изменившимся условиям.
Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье (или принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.
Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Подобно этому повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, сопровождающегося уменьшением объема, а понижение давления действует в противоположную сторону. Например, в равновесной системе 3Н 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 кДж повышение температуры усиливает разложение H 3 N на водород и азот, так как этот процесс эндотермический. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования H 3 N, ибо при этом уменьшается объем.
Если в систему, находящуюся в состоянии равновесия, добавить некоторое количество какого-либо из веществ, участвующих в реакции (или наоборот, удалить из системы), то скорости прямой и обратной реакций изменяются, но постепенно снова уравниваются. Иными словами, система снова приходит к состоянию химического равновесия. В этом новом состоянии равновесные концентрации всех веществ, присутствующих в системе, будут отличаться от первоначальных равновесных концентраций, но соотношение между ними останется прежним. Таким образом, в системе, находящейся в состоянии равновесия, нельзя изменить концентрацию одного из веществ, не вызвав изменения концентраций всех остальных.
В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соответственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.
Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса.
Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ.
Вычислите константу равновесия реакции А+В 2С, если равновесные концентрации [А]=0,3моль∙л -1 ; [В]=1,1моль∙л -1 ; [С]=2,1моль∙л -1 .
Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид: . Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации: =5,79.
Пример 2 . Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А+2В С.
Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль∙л -1 , а константа равновесия реакции К р =50.
Решение. На каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества С. Если понижение концентрации веществ А и В обозначить через Х моль, то увеличение концентрации вещества будет равно 2Х моль. Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:
С А =(о,5-х)моль∙л -1 ; С В =(0,7-х)моль∙л -1 ; С С =2х моль∙л -1
х 1 =0,86; х 2 =0,44
По условию задачи справедливо значение х 2 . Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:
С А =0,5-0,44=0,06моль∙л -1 ; С В =0,7-0,44=0,26моль∙л -1 ; С С =0,44∙2=0,88моль∙л -1 .
Пример 3. Определение изменения энергии Гиббса ∆G o реакции по значению константы равновесия К р. Рассчитайте энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции СО+Cl 2 =COCl 2 при 700К, если константа равновесия равна Кр=1,0685∙10 -4 . Парциальное давление всех реагирующих веществ одинаково и равно 101325Па.
Решение. ∆G 700 =2,303∙RT
.Для данного процесса:
Так как ∆Gо<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Пример 4 . Смещение химического равновесия. В каком направлении сместится равновесие в системе N 2 +3H 2 2NH 3 -22ккал:
а) при увеличении концентрации N 2 ;
б) при увеличении концентрации Н 2 ;
в) при повышении температуры;
г)при уменьшении давления?
Решение. Увеличение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по правилу Ле-Шателье должно вызвать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие, привести к уменьшению концентраций, т.е. равновесие сместится вправо (случаи а и б).
Реакция синтеза аммиака – экзотермическая. Повышение температуры вызывает смещение равновесия влево – в сторону эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие (случай в).
Уменьшение давления (случай г) будет благоприятствовать реакции, ведущей к увеличению объема системы, т.е. в сторону образования N 2 и Н 2 .
Пример 5. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO 2 (г) + О 2 (г) 2SO 3 (r) если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: =а, =b, =с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны
v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: = 3а, [О 2 ] = 3b; = 3с. При новых концентрациях скорости v" np прямой и обратной реакций:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .
; 
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .
Пример 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле
Следовательно, скорость реакции при 70°С большескорости реакции при 30° С в 16 раз.
Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] ИСХ = 3 моль/л, [Н 2 О] ИСХ = 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
V np = К 1 [СО][Н 2 О]; V o б p = К 2 [СО 2 ][Н 2 ];
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО 2 ] Р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ (моль/л):
[СО 2 ] Р = [Н 2 ] р = х; [СО] Р = (3 –х); P =(2-х).
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:
; х 2 =6-2х-3х + х 2
; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.
