Прочти отчёт об исследовании. Соедини вопросы и части отчета, которые будут на них ответом.
​

 решим с метода электронного баланса:

 +2-2          0       +4  -2

 2NO     +O2 = 2N  O2 

   +2                       +4

N       -2e --->     N                4\2  восстановитель-окисляется

     0                             -2

2O     +2ex2 >  2O           2\1 окислитель-восстанавливается

 

  +2-2          0         +4  -2 

  2CO    +    O2 =2C  O2

+2                       +4

С       -2e --->     С                4\2  восстановитель-окисляется

     0                             -2

2O     +2ex2 >  2O           2\1 окислитель-восстанавливается

 

 

 

Для описания химических реакций используют хим. уравнения, в левой части которых указывают исходные вещества, в правой-продукты. Обе части уравнения м. б. соединены знаком равенства (в этом случае кол-во атомов хим. элементов справа и слева должно быть уравнено с стехиометрич. коэф.; см. Стехиометрия), стрелкой (в случае необратимых хим. превращений) или прямой и обратной стрелками (для обратимых реакций). Иногда хим. уравнения дополняют указанием энтальпии реакции, агрегатного состояния веществ и др. характеристиками.
Химические реакции могут осуществляться как один элементарный акт (стадия) или через последовательность отдельных стадий (см. Сложные реакции), составляющих в совокупности механизм реакции. Ключевые элементы в описании любого механизма - характер интермедиата (реально существующие промежут. вещество, в ряде случаев фиксируемое экспериментально) и переходное состояние, представляющее собой гипотетич. промежут. состояние реагирующей системы, со-отдетствующее ее макс. энергии (см. Активированного комплекса теория). Величина энергетич. барьера между начальным и конечным состояниями реагирующей системы (т.е. разность энергий исходных соед. и переходного состояния) наз. энергией активации. разность энергий начального и конечного состояний определяет изменение энергии Гиббса системы и обозначается ΔG (энергия Гиббса реакции). Необходимое условие самопроизвольного (т. е. без подвода энергии извне) протекания реакции - уменьшение энергии Гиббса в ходе реакции (ΔG < 0). Изменение квантового состояния реагентов и продуктов реакции исследуется при рассмотрении динамики элементарного акта.
Закономерности протекания химические реакции во времени изучает кинетика химическая. Осн. кинетич. характеристики реакций- скорость реакции. определяемая как кол-во частиц вещества, реагирующих в единицу времени, и константа скорости реакции (параметр реакции, не зависящий от концентрации реагентов). Подавляющее большинство реакций химических обратимы, т.е. наряду с прямым превращением реагентов в продукты осуществляется и обратная реакция. В случае равенства скоростей прямой и обратной реакций достигаетсяхимическое равновесие, характеризуемое константой равновесия. Возможность протекания химические реакции и их направление может определяться как термодинамич. факторами (значениями энтропии и ΔG), так и кинетич. .энергией активации. величиной предэкспонен-циального множителя в Аррениуса уравнении)-соотв. термодинамич. и кинетич. контроль реакции.