stearan

Вам не понятно, а вот Вашей программе явно понятно что нормальные кубометры относятся к парогазовой, но никак не к жидкой фазе. 
нефиг конечно возиться с точными расчетами. вот что можно сделать вручную, вернее в Excel-ную  
- сосчитать число молей: всего 6104, сухого 5425, соответственно воды 679 
- при указанных условиях (Р,Т) равновесная мольная доля воды в парогазовой фазе составит примерно у(Н2О)=0.0108, то бишь в газовой фазе будет сса 59 моль воды, оставшиеся сса 620 молей и составят жидкую фазу с указанной Вам плотностью 989 кг/м3. 
(растворением газов пренебрегаем, что в принципе не есть гут, ибо присутствует СО2, но это уже за пределами ручных расчетов)
переводим моли в кг, делим на плотности, складываем кубометры и снова делим - общую массу на сумму кубометров.
получится вот так вручную 11.9кг/м3. 
программа Ваша насчитала 12кг/м3, и она права, ибо если растворить до равновесия тот самый СО2, то вода станет чуть тяжелее а газа станет меньше  
 
 
 

казалось бы такая система должна быть изучена вдоль и поперек. тем не менее, по Horsley III, есть только три ссылки на первоисточники, и то два из них более чем 100-летней давности (J.Chem.Soc. 1920).
первый твердит что тройного азеотропа нет. второй - наоборот, что есть: при Ратм  Ткип=70.23°С, 9%воды, 8.4%ЕtОН и 82.6% ЕtАс
третья ссылка (Изв.вузов, 1968г) якобы подтверждает вышеуказанный азеотроп, с теми же параметрами, свои цифры не приводит.
мягко-говоря, большой уверенности в этих данных нет 😞 

из одного моля (102г) ангидрида и 1 моля (18г) воды получается 2 моля (120г) уксусной кислоты.
пусть в реакцию вступит х г ангидрида. тогда (51-х)г останется, они же должны составить 10% масс.
составляем уравнение с одним неизвестным и решаем.
получим что х=45.104г ангидрида прореагировало с 7.96г воды из чего вышло 53.064г кислоты, осталось 5.896г ангидрида.
проверяем концентрацию 5.896/(5.896+53.064)=0.1 т.е. 10% по массе что и требовалось.
7.96г воды наверно будет по школьному 8мл.  

Вы вполне хорошо начали, причем сразу с двух концов  если относительная плотность по водороду задана 6.2, то "школьная" плотность будет 12.4, что и соответствует начальному составу газовой смеси 0.6 моля H2 + 0.4 моля N2
уравнение реакции тоже у Вас записано, а по нему видите, что N2 в избытке, a теоретический  максимум что можно получить израсходовав весь H2 - это 0.4 моля NH3
пусть прореагирует x молей N2 тогда в смеси будем иметь:
(0.6-3x) молей H2, (0.4-x) молей N2 и 2х молей NH3 
мольная масса энтой микстуры будет ((0.6-3x)*2+(0.4-x)*28+2x*17)/(1-2x) что по заданию должно = 16.58; оттуда х=0.126055 и получено 0.25211 моля NH3
что представляет собой 63% от оных теоретических 0.4 моля. 
разумеется, с реальной термодинамикой процесса это не имеет ничего общего, увы...
для полноты картины, конечные мольные доли газов соответственно:
y(H2)=   0.29661
y(N2)=   0.36629
y(NH3)=0.33710
 

заданные граммы карбонатов делим на мольные массы. получаем К2CО3 = 0.03моля и Nа2CО3 = 0.02моля.
с азотной кислотой оба карбоната реагируют так, что 1 моль карбоната реагирует с 2-мя молями кислоты и получаются 2 моля соответствующего нитрата, вода и уходит CО2. итого на разложение карбонатов требуется 2*0.03+2*0.02=0.1 моля HNО3. если этого 0.1 моля содержится в 200мл кислоты, значит концентрация её 0.1/0.2= 0.5моль/л

да какие-ж там формулы, всё тривиально. по шагам:
1) азот - до 100% мольных (все остальные даны)
2) мольные % множим на мольные массы, суммируем и делим на сумму - получим весовые %
3) вес воды (задан) делим на весовой % воды - получаем общую массу смеси
4) общую массу множим на % весовые - получаем массы всех компонент
5) массы всех компонент делим на мольные массы - получаем числа молей
6) общую массу делим на сумму молей - получим мольную массу смеси
вообще там вариантов последовательносзи действий много и других можно использовать с тем-же результатом  
 
P.S. извиняюсь за "кривую" картинку;
у мну она нормальная, но, похоже, на чтение формата .png наложены санкции, а .jpg читается по параллельному импорту  

интересная задача...кто-же такие придумывает...
советую Вам первым делом посчитать (по идеально-газовому уравнению состояния, хоть оно и на гране применимости в данном случае ) какое будет, при температуре напр. 20°С, давление в сосуде, в котором в одном литре объема находятся 4 моля NО.
дальше, для справки: реакция 2NО+O2 → 2NO2  (в указанном направлении) здорово экзотермичная и её скорость пропорциональна давлению в кубе!
как-бы указанный  эксперимент не кончился ?
----------------
а так, если отвлечься от реальности и продолжать по-школьному, по условиям задачи имеем: 
из начально имеющихся 4 молей NО 40% т.е. 1.6 моля окислилось до NО2
условия равновесия тоже заданы: [NO2]2/([NO]2*[O2]) = 2.22 и из них
ищем начальное количество О2  = n молей:   1.62 = 2.22*2.42*(n-0.8) откуда получим n = 1 моль

да, скорость пара в свободном сечении 4-5 м/с если нет вакуума (а у Вас давление выше атмосферного) - это много. не случайно выпарной аппарат конструируют с паровым пространством большего диаметра (сечения) чем сечение зоны кипения.
но, как правило, совет "купите аппарат побольше" не вызывает восторга у начальства  
если мешает унос именно щелочи - импульсная смывка демистера чистым растворителем (водой) упомянутая выше частично помогает.
если мешает унос как таковой (т.е. требуется получить вторичный пар без капель) - поставьте сепаратор-циклон, или, если уж совсем чистый пар нужен - аппарат типа WESP (Wet ElectroStatic Precipitator) тот самый, который ув. коллега Вадим фильтром обозвал     

тема потенциально сложная и не сразу ясно на каком уровне Вам нужно решение. 
возможный простой вариант - применимый если задан исходный состав газовой смеси и предполагаемые условия (Р, Т) при достижении равновесия
1) записываем все реакции имеющие физический смысл в данных условиях. проверяем на линейную независимость (ранг стехиометрической матрицы)
2) находим ΔG всех реакций и через них равновесные константы К
3) строим систему уравнений: 
    а) мольный баланс: вектор n(равновесных) = вектор n0(исходных) + [стехиометр.матрица] * r(вектор мер протекания реакций)
    б) выражение К(i) через равновесные концентрации или парциальные давления (для всех реакций)
4) решаем. как результат получаем вектор равновесных концентраций (или парц. давлений) - что собственно и требовалось, + в добавок вектор мер протекания реакций, которые привели к данному равновесному состоянию. 
 
в общем случае конечное (предположимо равновесное) состояние неизвестно и тогда всё усложняется: надо подключить и уравнения энергетического баланса (включая граничные условия = взаимодействие с внешней средой), но самое коварное - термодинамические параметры, от которых зависят равновесные константы, тоже "не стоят на месте" и подлежат корректировке в процессе расчета.

если задача "школьная", то общая идея следующая: найти ΔG реакции для данных условий (скорее всего придется вычислять как ΔH-T*ΔS), 
затем равновесную константу реакции из ΔG = -R*T*ln(K) и потом уж равновесный состав (парциальные давления составляющих) реакционной смеси.
 
другое дело, что реального результата не будет. хотя бы потому, что газообразной S2 при 500 К практически нет (по экстраполяции порядка 10-5 % мольных) 
для любознательных  - мольная масса газообразной серы при критической температуре 1313 K соответствует 2.8 атома в молекуле,
молекулы S2 "набирают большинство" выше 1200К.
также для реальных расчетов нужно учитывать отклонение от идеального состояния при вычислении Н и S.

обработка (отмывка) поверхности помогает (и то лишь ненадолго) только в случае совсем некачественно изготовленных пластиковых товаров, которые "потеют" (пластификатор вылазит на поверхность) но такое встречалось лишь на дешевых китайских игрушках. на товар адекватного качества внешняя обработка практически не влияет. 
из объема пары остаточного мономера и/или пластификатора выходят диффузией, и это процесс медленный. как правило, можно различить три этапа: начальный короткий, где запах сильный, но быстро убывает; второй длиннее (недели, месяцы) когда кажется что почти ничего не меняется, на самом деле запах медленно убывает, почти линейно; плавно переходит в третий - асимптотическое убывание концентрации.
многое зависит и от субъективной чувствительности к запахам. мой совет - проветривать сквозняком. после длительного отсутствия в квартире - объязательно.

задача фиктивная - человек не может находиться длительно на глубине 300м при окружающем давлении и дышать воздухом в котором 78% азота.
на такую глубину при окружающем давлении погружаются только на очень короткое время и дышут смесью гелия в которой порядка 2% кислорода.
однако, принимая условия задачи:
находим прирост парциального давления азота соответствующий давлению на съей глубине: ΔР(N2)=300*1000*9.81*0.78/101325=22.66атм
что вызовет растворение 1.3*(3.2/0.1)*22.6=942.5мл азота (во всем объеме крови).
столько же должно и выделиться через легкие (при постепенном понижении давления) чтобы водолаз не пострадал.

+1
зимой, если внешний воздух приходит в помещение и там нагревается до комнатной (ну или лабораторной) температуры, его относительная влажность будет очень низкая.
в таком воздухе азотка почти не дымит.

у Вас в начале было 0.8 моля NH3. тот при нагреве частично разложился: 2NH3 ⇄ N2 + 3H2
пусть будет (как предложил коллега) полученное равновесное количество азота N2 = х, тогда равновесное количество NH3 = 0.8-2х,
а общее число молей = 0.8-2х+х+3х = 0.8+2х.
согласно заданию, при достижении равновесия 60% мольных в реакционной смеси = оставшийся аммиак:
(0.8-2x)/(0.8+2x)=0.6 откуда количества N2 = х = 0.1 и H2 = 3x = 0.3 моля. 
 

полностью устранить возможность восстановления нитрат-ионов до нитрита в условиях Вашего процесса практически невозможно.
если проблема очистки лутровой воды стоит принципиально, надо задуматься, откуда попадают нитраты. в принципе, возможностей не так уж много: 
- в пар поступающий из пр-ва азотки попадают (в небольшом количестве) NOx-ы - но те наверно вызвали бы уже давно переполох и у других потребителей съего пара
- на переработку в гидролизере попадают и воды не предусмотренные оригинальной технологией, напр. излишки раствора из "хвостового" абсорбера абгазов

при том, что неучаствующая в образовании связей электронная пара "отталкивает" атомы фтора, да еще и не в одинаковой степени:  два атомa в осевом положении - слегка, два в экваториальном положении - сильнее. получается несимметричная (точнее, лишь частично-симметричная) молекула, оттуда и дипольный момент. Вам коллега рисунок показал, где всё видно 

если имеете в виду реакцию N2 + O2 → 2 NO  то она сильно эндотермична, к тому же и требующая высокой энергии активации.
равновесное содержание NО в смеси газов порядка единиц % при Т порядка 3000°С, а искать ΔG = 0 тут вообще неблагодарное дело  
такой синтез проводили в начале 20.века в электрической дуге, но выход был мизерный и затраты энергии огромные, поэтому вскоре был вытеснен намного более экономным синтезом Хабера-Боша - сжиганием аммиака. 

это, кхм, как бы вежливо сказать... формулировка, которая ничем Вам в расчетах не поможет. 
итак, переформулируем задачу:
в момент "τ = 0" у Вас есть колба 2л, заполненная сухим воздухом, и Вы в неё загружаете 20мл аммиачной воды 10% вес. NH3 (свободных 1.98л объема остаются пока заполнены сухим воздухом). всё это происходит при атмосферном давлении и t=40°C.
моментально закрыли колбу, встряхнули, дождались установления равновесия. 
собственно задача - какая концентрация аммиака в парогазовой фазе после того как установилось равновесие.
 
вот так поставленную задачу можно решить как совместную систему уравнений материального и энтальпийного балансoв и уравнений фазового равновесия.
результат в некоторой мере зависит от температурных условий:
1) если колба идеально температурно изолирована, т.е. процесс строго адиабатический, то установление равновесия (воздух в колбе насытится аммиаком и парами воды) будет сопровождаться охлаждением примерно до 35°С, но давление в закрытой колбе тем не менее поднимется, где-то на 0.2атм.
в газовой фазе будет 15%об. аммиака, 4%об. водяного пара, остаток воздух. концентрация аммиака в воде упадет с 10 до 8.86% вес.
2) ежели будем колбу поддерживать при 40°С, то давление в в ней поднимется больше, примерно на 0.3атм. и в газовой фазе будет больше аммиака (17.3%об) и водяного пара (5.1%об.) соответственно чуть уменьшится содержание аммиака в воде, до 8.64%вес.

врагов хранению гипохлорита много, кроме солнечного света также тепло и любые загрязнения, которые могут либо сами окисляться, либо катализировать разложение.
для хранения идеально темнота, холод, чистая посуда из неактивного материала.