Константа равновесия химия. Учебная книга по химии. Вычисление равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот
Поскольку все химические реакции обратимы, для обратной реакции (по отношению к той, когда молекул А реагируют с молекулами В)
соответствующее выражение для скорости реакции будет иметь вид
Обратимость обозначается двойными стрелками:
Это выражение следует читать: молекул А и молекул В находятся в равновесии с Знак пропорциональности можно заменить на знак равенства, если ввести коэффициент пропорциональности к, характерный для рассматриваемой реакции. В общем случае
выражения для скорости прямой реакции (Скорость) и обратной реакции (Скорость ) принимают вид
Когда скорости прямой и обратной реакций равны, говорят, что система находится в равновесии:
Отношение называется константой равновесия Следует запомнить следующие свойства системы, находящейся в состоянии равновесия
1. Константа равновесия равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций,
2. В равновесии скорости прямой и обратной реакций (но не их константы) равны.
3. Равновесие является динамическим состоянием. Хотя суммарного изменения концентрации реагентов и продуктов в равновесии не происходит. А и В постоянно превращаются в и наоборот.
4. Если известны равновесные концентрации А, В и можно найти численное значение константы равновесия.
Связь между константой равновесия и изменением стандартной свободной энергии реакции
Константа равновесия связана с соотношением
Здесь - газовая постоянная, Т - абсолютная температура. Поскольку их значения известны, зная численное значение можно найти Если константа равновесия больше единицы, реакция идет самопроизвольно, т. е. в том направлении, как она написана (слева направо). Если же константа равновесия меньше единицы, то самопроизвольно идет обратная реакция. Заметим, однако, что константа равновесия указывает направление, в котором реакция может идти самопроизвольно, но не позволяет судить, будет ли реакция идти быстро. Иными словами, она ничего не говорит о высоте энергетического барьера реакции (; см. выше). Это следует из того, что определяет только А (7°. Скорости реакций зависят от высоты энергетического барьера, но не от величины
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.
Для реакции:
SO 2 Cl 2 (г) = SO 2 (г) + Cl 2 (г) ∆H 0 х.р. > 0.
1) Написать математические выражения Кс и Кр и установить взаимосвязь между ними;
2) В сторону расходования или образования хлора сдвигается равновесие при: а) увеличении концентрации диоксида серы; б) увеличении температуры; в) введении катализатора.
Решение задачи
1) Константа химического равновесия (Kр) – это отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.
Уравнение константы химического равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ (исходных и продуктов), участвующих в реакции, связаны между собой. Изменение концентрации любого из них влечет за собой изменения концентрации всех остальных веществ. Концентрации веществ при установившемся равновесии называются равновесными концентрациями.
Константу химического равновесия можно выразить через молярные концентрации веществ, участвующих в реакции. В этом случае она обозначается Кс. Константа химического равновесия данной реакции выражается уравнением:
Если же выразить её через парциальные давления газообразных веществ, участвующих в реакции, то её обозначают Кр и она будет равна для приведенной формальной реакции:
Константы Кс и Кр связаны между собой соотношением:
∆n – изменение числа молей реагирующих веществ и продуктов в результате реакции.
Если ∆n = 0, то есть реакция не сопровождается изменением числа молей компонентов, то
2) а) Если увеличить концентрацию диоксида серы (SO 2) равновесие сместится в сторону обратной реакции (в сторону расходования хлора (Cl 2)).
б) Увеличение температуры влечет смещение равновесия в в сторону прямой реакции (в сторону образования хлора (Cl 2)).
в) Введение катализатора одинаково ускоряет и прямую и обратную реакции и поэтому не происходит смещение химического равновесия. Катализатор только способствует более быстрому достижению состояния равновесия.
Константа равновесия
Конста́нта равнове́сия - величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями , концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.
Способы выражения константы равновесия
Например, для реакции окисления монооксида углерода :
2CO + O 2 = 2CO 2
константа равновесия может быть рассчитана по уравнению:
где Δn - изменение числа молей веществ в ходе реакции. Видно, что K x зависит от давления. Если число молей продуктов реакции равно числу молей исходных веществ (), то .
Стандартная константа равновесия
Стандартная константа равновесия реакции в смеси идеальных газов (когда начальные парциальные давления участников реакции равны их значениям в стандартном состоянии = 0,1013 МПа или 1 атм) может быть рассчитана по выражению:
где - относительные парциальные давления компонентов, .Стандартная константа равновесия - безразмерная величина. Она связана с K p соотношением:
Видно, что если выражены в атмосферах, то и .
Для реакции в смеси реальных газов в стандартном начальном состоянии парциальные фугитивности газов принимаются равными их парциальным давлениям = 0,1013 МПа или 1 атм. K f связана с K 0 соотношением:
где γ i - коэффициент фугитивности i-го реального газа в смеси.Константа равновесия реакций в гетерогенных системах
FeO т + CO г = Fe т + CO 2гконстанта равновесия (при условии, что газовая фаза идеальна) имеет вид:
Константа равновесия и изменение энергии Гиббса
Константа равновесия и константа скорости реакции
Для обратимой химической реакции константа равновесия может быть выражена через константы скорости прямых и обратных реакций, исходя из того факта, что в состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций равны. Например, для элементарной обратимой химической реакции первого порядка
где k 1 - константа скорости прямой реакции, а k 2 - обратной. Это важное соотношение даёт одну из «точек соприкосновения» химической кинетики и химической термодинамики.Методы расчета константы равновесия
Расчётные методы определения константы равновесия реакции обычно сводятся к вычислению тем или иным способом стандартного изменения энергии Гиббса в ходе реакции (ΔG 0 ), а затем использованию формулы:
, где - универсальная газовая постоянная .При этом следует помнить, что энергия Гиббса - функция состояния системы, то есть она не зависит от пути процесса, от механизма реакции, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Следовательно, если непосредственное определение или расчёт ΔG 0 для некоторой реакции по каким-либо причинам затруднены, можно подобрать такие промежуточные реакции, для которых ΔG 0 известно или может быть легко определено, и суммирование которых даст рассматриваемую реакцию (см. Закон Гесса). В частности, в качестве таких промежуточных реакций часто используют реакции образования соединений из элементов.
Энтропийный расчёт изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции
Энтропийный метод расчёта ΔG реакции является одним из самых распространённых и удобных . Он основан на соотношении:
или, соответственно, для стандартного изменения энергии Гиббса:
Здесь ΔH 0 при постоянных давлении и температуре равно тепловому эффекту реакции, методы расчёта и экспериментального определения которого известны - см., например, уравнение Кирхгофа :
Необходимо получить изменение энтропии в ходе реакции. Эта задача может быть решена несколькими способами, например:
- По термическим данным - с опорой на тепловую теорему Нернста и с использованием сведений о температурной зависимости теплоёмкости участников реакции. Например, для веществ, при нормальных условиях находящихся в твёрдом состоянии:
Итак, если извеcтны , и температурные зависимости теплоёмкости, может быть рассчитано по формуле:
Несколько упрощённый вариант этой формулы получают, считая сумму теплоёмкостей веществ не зависящей от температуры и равной сумме теплоёмкостей при 298 K:
И еще более упрощённый расчёт проводят, приравнивая сумму теплоёмкостей к нулю:
Переход от к константе равновесия осуществляется по приведённой выше формуле.
Расчёт константы равновесия методами статистической термодинамики
Этот раздел статьи ещё не написан. |
П р и м е р.
Вычислите константу химического равновесия для обратимой гомогенной реакции, СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 , исходя из того, что равновесие концентрации веществ:
[СО] р = 0,045 моль/л,
[Н 2 О] р = 0,064 моль/л,
[СО 2 ] р = 0,18 моль/л.
Дано:
[СО] р = 0,045 моль/л
[Н 2 О] р = 0,064 моль/л
[СО 2 ] р = 0,18 моль/л
Решение:
Молярное отношение продуктов реакции 1:1, поэтому
[СО 2 ] р = [Н 2 ] р = 0,18 моль/л.
Исходя из выражения (2.1) рассчитываем величину константы химического равновесия:
К х.р = [СО 2 ] р [Н 2 ] р / [СО 2 ] р [Н 2 О] р = 0,18 · 0,18/0,045 · 0,064
Ответ: 11,25.
2. Вычисление равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот
П р и м е р 1.
Обратимая газовая реакция протекает по уравнению:
СО + CI 2 = COCI 2 .
Исходные концентрации реагирующих веществ:
[СО] 0 = 0,03 моль/л;
0 = 0,02 моль/л.
После наступления равновесия концентрация угарного газа стала:
[СО] р = 0,021 моль/л.
Вычислить равновесные концентрации остальных веществ и величину константы химического равновесия.
Дано:
[СО] 0 = 0,03 моль/л
[С1 2 ] 0 = 0,02 моль/л
[СО] р = 0,021 моль/л
P , p , K x . p – ?
Решение:
К моменту равновесия изменение концентрации СО составило:
∆[СО] = [СО] 0 – [СО] р = 0,03 – 0,021 = 0,009 моль/л.
Поскольку молярное отношение веществ, участвующих в реакции 1:1:1, то изменение концентрации всех веществ одинаково:
[С1 2 ] р = [С1 2 ] 0 – ∆[С1 2 ] = 0,02 – 0,009 = 0,011 моль/л,
[СОС1 2 ] р = 0,009 моль/л,
К х·р = [СОС1 2 ] Р / [СО] Р [С1 2 ] р = 0,009/0,021 · 0,011 = 39.
Результаты вычислений внесем в таблицу, где знаки «+» и «–» означают соответственно увеличение или понижение концентрации вещества.
Ответ: [С1 2 ] р = 0,011 моль/л; [СОС1 2 ] р = 0,009 моль/л; К х·р = 39.
П р и м е р 2.
Равновесные концентрации веществ, участвующих в обратимой реакции 2NO + О 2 = 2NО 2 , следующие (моль/л):
Р = 0,056;
[О 2 ] = 0,028;
Дано:
Р = 0,056 моль/л
Р = 0,028 моль/л
Р = 0,044 моль/л
0 , [О 2 ] 0 – ?
Решение:
Начальная концентрация оксида азота (IV) была 0 = 0, а ее изменение к моменту равновесия составляет ∆ = 0,044 моль/л.
Молярное отношение NO и NО 2 в реакции 2:2 (1:1), следовательно, начальная концентрация NO будет:
0 = р + 0,044 = 0,056 + 0,044 = 0,1 моль/л.
Молярное отношение О 2 и NO 2 составляет 1:2, отсюда начальная концентрация О 2 будет:
[О 2 ] 0 = [О 2 ] р + 0,044/2 = 0,028 + 0,022 = 0,05 моль/л.
Результаты вычислений записываем в таблицу
Ответ: 0 = 0,1 моль/л; [О 2 ] 0 = 0,05 моль/л.
П р и м е р 3.
Реакция синтеза аммиака протекает по уравнению ЗН 2 + N 2 = 2NH 3 . Начальные концентрации исходных веществ равны (моль/л): водорода – 0,05; азота – 0,04: константа скорости реакции равна 0,3. Рассчитать: а) начальную скорость реакции; б) скорость реакции, когда концентрация аммиака стала равной 0,02 моль/л.
Дано:
а) [Н 2 ] 0 = 0,05 моль/л
0 = 0,04 моль/л
б) = 0,02 моль/л
Решение:
а) В соответствии с законом действующих масс находим начальную скорость реакции:
υ 0 = k 0 3 0 = 3 · 10 –1 3 = 1,5 · 10 –6 моль/л·с.
б) Исходя из уравнения реакции молярное отношение водорода и аммиака 3:2. Увеличение концентрации аммиака на 0,02 моль/л вызывает уменьшение концентрации водорода на 0,03 моль/л (0,02 – 3/2 = 0,03).
Таким образом, к моменту когда концентрация аммиака выросла на 0,02 моль/л, концентрация водорода уменьшилась до 0,02 моль/л (0,05 – 0,03 = 0,02). Молярное отношение азота и аммиака 1:2. Концентрация азота уменьшится на 0,01 моль (0,02 – 1/2 = = 0,01) и станет равной 0,03 моль/л (0,04 – 0,01 = 0,03). Скорость реакции с уменьшением концентрации реагирующих веществ также понизится:
υ = k 3 = 3 · 10 –1 3 = 7,2 · 10 –8 моль/л·с.
Ответ: а) 1,5 · 10 –6 моль/л·с; б) 7,2 · 10 –8 моль/л·с.
П р и м е р 4.
Реакция протекает по уравнению 2NO + О 2 = 2NO 2 , через некоторое время после начала реакции концентрации всех веществ, участвующих в реакции, стали: = 0,04 моль/л; [О 2 ] = 0,01 моль/л; = 0,02 моль/л. Рассчитать начальные концентрации исходных веществ и начальную скорость реакции, если константа скорости реакции k = 1.
Дано:
0,04 моль/л
[О 2 ] = 0,01 моль/л
0,02 моль/л
0 , 0 , x 0 – ?
Решение:
В соответствии с уравнением реакции молярное отношение NO и NO 2 равно 2:2 (1:1).
Увеличение концентрации продукта реакции NO 2 до 0,02 моль/л вызвало уменьшение концентрации NO на 0,02 моль. Следовательно, начальная концентрация оксида азота (II) была:
0 = +0,02 = 0,04 + 0,02 = 0,06 моль/л.
Молярное отношение О 2 и NO 2 составляет 1:2, поэтому повышение концентрации NO 2 до 0,02 моль вызвало уменьшение концентрации кислорода на 0,01 моль (0,02 · 1/2 = 0,01). В результате начальная концентрация кислорода была:
[О 2 ] 0 = [О 2 ] + 0,01 = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.
Начальная скорость реакции
υ 0 = k 0 2 0 = 1 2 = 7,2 · 10 –5 моль/л·с.
Ответ: 0 = 0,06 моль/л; [О 2 ] 0 = 0,02 моль/л;
х 0 = 7,2 · 10 –5 моль/л·с.