Для реакции: feo(к) + co(г)↔fe(к) + co2(г) константа равновесия при 1000ос равна 0, 5. начальные концентрации со и со2 были соответственно равны 0, 05 и 0, 01 моль/л. найдите их равновесные концентрации.

FeO+CO=Fe+CO2 исх 0,05 0,01 кол-во 1 1 равн 0,05-x 0,01+x Кр=0,5 Равновесные концентрации -x 0,5=0,01+x/0.05-x x=0,03 Подставляли и получаешь 0,04 и 0,02

Открытие электрона Э. Вихертом иДж. Дж. Томсоном (1897 год) ирадиоактивности А. Беккерелем (1896 год) стали доказательством делимости атома, возможность которой стала обсуждаться после выдвижения У. Праутом гипотезы о протиле (1815 год). Уже в начале XX векапоявились первые модели строения атома: «кексовая» (У. Томсон, 1902 год и Дж. Дж. Томсон, 1904), планетарная (Ж. Б. Перрен, 1901 год и Х. Нагаока,1903 год), «динамидическая» (Ф. Ленард, 1904). В 1911 Э. Резерфорд, основываясь на опытах по рассеиванию α-частиц, предложил ядерную модель, ставшую основой для создания классической модели строения атома (Н. Бор, 1913 год и А. Зоммерфельд,1916). Основываясь на ней, Н. Бор в1921 заложил основы формальной теориипериодической системы, объяснившей периодичность свойств элементов периодическим повторением строения внешнего электронного уровня атома. После того, как В. Паулисформулировал принцип запрета (1925), а Ф. Хунд предложил эмпирические правила заполнения электронных оболочек (1925—1927), была в целом установлена электронная структура всех известных к тому времени элементов.

После открытия делимости атома и установления природы электрона как его составной части возникли реальные предпосылки для разработки теорий химической связи. Первой стала концепция электровалентности Р. Абегга(1904), основанная на идее о сродстве атомов к электрону. Модель Бора — Зоммерфельда, представления о валентных электронах (И. Штарк, 1915)и идея об особой стабильности двух- и восьмиэлектронных оболочек атомовинертных газов легли в основу классических теорий химической связи. В. Коссель (1916) разработал теорию гетерополярной (ионной) связи, а Дж. Н. Льюис (1916) и И. Ленгмюр (1919) — теорию гомеополярной (ковалентной) связи.

В конце 20-х — начале 30-х годов XX векасформировались принципиально новые —квантово-механические — представления о строении атома и природе химической связи.

Исходя из идеи французского физика Л. де Бройля о наличии у материальных частиц волновых свойств, австрийский физикЭ. Шрёдингер в 1926 году вывел основноеуравнение т. н. волновой механики, содержащее волновую функцию и позволяющее определить возможные состояния квантовой системы и их изменение во времени. Несколько ранее немецкий физик В. Гейзенбергразработал свой вариант квантовой теории атома в виде матричной механики.

Квантово-механический подход к строению атома привёл к созданию новых теорий, объясняющих образование связи между атомами. Уже в 1927 годуВ. Г. Гейтлер и Ф. Лондон начали разрабатывать квантовомеханическую теорию химической связи и выполнили приближённый расчет молекулы водорода. Распространение метода Гейтлера-Лондона на многоатомные молекулы привело к созданию метода валентных связей, который создают в1928—1931 гг. Л. Полинг и Дж. К. Слэтер. Основная идея этого метода заключается в предположении, что атомные орбитали сохраняют при образовании молекулы известную индивидуальность. В 1928 годуПолинг предложил теорию резонанса и идею гибридизации атомных орбиталей, в1932 году — новое количественное понятие электроотрицательности.

В 1929 году Ф. Хунд, Р. С. Малликен и Дж. Э. Леннард-Джонс заложили фундаментметода молекулярных орбиталей, основанного на представлении о полной потере индивидуальности атомов, соединившихся в молекулу. Хунд создал также современную классификацию химических связей; в 1931 году он пришёл к выводу о существовании двух основных типов химических связей — простой, или σ-связи, и π-связи. Э. Хюккельраспространил метод МО на органические соединения, сформулировав в 1931 годуправило ароматической стабильности, устанавливающее принадлежность вещества к ароматическому ряду.

Пишем реакцию
Me + HA = MeA + H2
Считаем количество вещества эквивалента водорода n(экв) = V/Vm(экв) = 0.28/11.2 = 0.025 моль
По закону эквивалентов, количества веществ эквивалентов всех веществ такие же.
Считаем молярную массу эквивалента кислоты M(экв) = m/n(экв) = 0.9125/0.025 = 36.5 г/моль (это соляная кислота, хотя в задаче это не спрашивается)
Считаем молярную массу эквивалента металла M(экв) = m/n(экв) = 0.575/0.025 = 23 г/моль (это натрий, хотя и это в задаче не спрашивается).
ответ: M(экв)(Me) = 23 г/моль; M(экв)(кислоты) = 36,5 г/моль.