Legităţile decurgerii reacţiilor chimice

Legităţile decurgerii reacţiilor chimice D upă studierea acestui subcapitol, veţi fi capabili: • să deduceţi noţiunea de efect termic al reacţiei chim ice; • să scrieţi ecuaţiile term ochim ice şi să efectuaţi calcule în baza acestora; • să definiţi noţiunile sisteme omogene, sisteme eterogene; • să definiţi viteza de reacţie chim ică (VRC); • să deduceţi expresia m atem atică pentru VRC; • să explicaţi influenţa diferitor factori asupra vitezei de reacţie; • să definiţi şi să explicaţi procesele reversibile şi ireversibile, echilibrul chim ic; • să explicaţi şi să aplicaţi noţiunea de deplasare a echilibrului chimic; • să explicaţi noţiunile de catalizator şi de cataliză; • să dem onstraţi aplicarea catalizei în chim ie şi în viaţa de zi cu zi; • să efectuaţi experim entul chim ic. 4.1. 4.1.1. Clasificarea reacţiilor chimice Proprietăţile chimice ale substanţelor se manifestă în reacţiile chimice. Reacţia chimică poate fi reprezentată, în formă generală, prin ecuaţia: aA + bB = cC + dD, unde substanţele A şi B, ce intră în reacţie, se numesc reactanţi (sau substanţe iniţiale), iar C şi D, formate în urma reacţiei, produşi de reacţie (sau substanţe finale). Parametrii a, b, c, d din ecuaţia reacţiei se numesc coeficienţi stoechiometrici. Reacţiile chimice se clasifică după diverse criterii (tabelul 4.1). Tabelul 4.1. Clasificarea reacţiilor chimice Criterii de clasificare Tipuri de reacţii chimice Exemple 1. Compoziţia şi nu- a) combinare; a) 2Zn + O2 = 2ZnO mărul reactanţilor şi b) descompunere; b) CaCO3 = CaO + CO2 î al produşilor c) substituţie; c) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 î d) schimb. d) NaOH + HCl = NaCl + H2O 2. Efectul termic a) exoterme (cu eliminare de căldură, lumină); a) CO + H2O CO2 + H2 + Q b) endoterme (cu absorbţie de căldură, lumină). b) N 2 O4 2NO2 - Q 3. Schimbarea a) oxido-reducere; 0 0 +2 -2 a) 2Zn + O2 = 2ZnO gradului de oxidare b) fără schimbarea gradului de +2 -2+1 +2 -2 +1 -2 oxidare. b) Cu(OH)2 = CuO + H2O 4. Direcţia reacţiei a) reversibile; a) H2O + CO2 ^ H2CO3 b) ireversibile. b) 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 1 + 3H2 î 5. Participarea catalizatorului a) catalitice; b) necatalitice. a) N2 + 3H2 2NH3 b) 2 Z n + O2 = 2ZnO 6. Starea de agregare a substanţelor a) omogene; a) 2NO(g) + ° 2(g) 2NO2(g) b) eterogene. b) FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g) EVALUARE 1. Indicaţi reagenţii şi produşii în ecuaţiile reacţiilor: a) 3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O b) CaCO3 = CaO + CO2 - Q 2. Indicaţi tipul fiecărei reacţii de mai jos: a) CaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl b) Mg2CO3(OH)2 = 2MgO + CO2 + H2O c) Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu d) PCl5 ^ PCl3 + Cl2 - Q e) 2CO + O2 ^ 2CO2 + Q 3. Alcătuiţi ecuaţiile reacţiilor chimice de schimb şi stabiliţi coeficienţii: a) hidroxid de potasiu + acid sulfuric ^ sulfat de potasiu + apă; b) ortofosfat de sodiu + nitrat de argint ^ ortofosfat de argint + nitrat de sodiu; c) sulfit de potasiu + acid azotic ^ nitrat de potasiu + oxid de sulf (IV) + apă. 4. În ecuaţiile reacţiilor de oxido-reducere, stabiliţi coeficienţii prin metoda bilanţului electronic, indicaţi oxidantul şi reducătorul: a) HCl + CrO3 ^ Cl2 + CrCl3 + H2O b) Fe + KNO3 + KOH ^ KFeO2 + N2 + H2O c) KClO3 + KOH + MnO2 ^ K2MnO4 + H2O + KCl 5. Se dau cuvintele-cheie: „a micşora", „a mări", „a ceda", „a adiţiona", „a reduce", „a oxida". Alegeţi cuvântul potrivit pentru a completa spaţiile libere din expresiile de mai jos: a) oxidare - este procesul de . . . a electronilor; b) reducere - este procesul de . . .a electronilor; c) oxidant - este substanţa care . . . electroni; d) reducător - substanţa care . . . electroni; e) în reacţie, oxidantul se . . ., iar reducătorul se . . . . Reacţiile în pro ducerea chimică 80 Lucru în echipă 6. Prin analogie cu clasificarea din tabelul 4.1, arătaţi exemple de reacţii din chimia organică. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor chimice respective. 4.1.2. Reacţii exo- si endoterme. > > Efectele termice ale reacţiilor Reacţiile chimice sunt însoţite de degajare sau absorbţie de căldură sau lumină. Reacţiile însoţite de degajare de căldură se numesc exoterme. Reacţiile însoţite de absorbţie de căldură se numesc endoterme. Cantitatea de căldură care se degajă sau se absoarbe în reacţia chimică se numeşte efect termic al reacţiei. Efectul termic al reacţiei Q se exprimă în kilojouli şi se scrie în partea dreaptă a ecuaţiei termochimice cu semnul „+“ în cazul degajării căldurii şi cu semnul „-“ la absorbţia ei. De exemplu: reacţie exotermă: CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(i) + Q reacţie endotermă: C aC O 3 (s) = C aO (s) + CO2(g) — Q Ecuaţiile reacţiilor în care sunt indicate efectul termic şi starea de agregare a substanţelor se numesc ecuaţii termochimice. Fig. 4.1. Explozia este o reacţie exoCalculele pot fi efectuate după ecuaţiile termochimice, folosind raportul dintre cantitatea de căldură şi cantitatea de substanţă. În ecuaţiile termochimice se admit şi coeficienţi fracţionari. De exemplu, prin ecuaţia: 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(i) + 5 7 1 ,6 k J ecuaţie termochimică se arată că la combinarea hidrogenului, cu cantitatea de substanţă de 2 mol, cu oxigenul, având cantitatea de substanţă de 1 mol, se degajă 571,5 kJ de căldură. Următoarea ecuaţie: H 2 (g) + -2— O 2 (g) = H 2O(i) + 2 8 5 ,8 kJ/m o l arată că la combinarea 1 mol de hidrogen cu 0,5 mol de oxigen se formează apă cu cantitatea de substanţă 1 mol şi se degajă 285,8 kJ de căldură, de două ori mai puţin decât în prima ecuaţie. În continuare sunt expuse modalităţi de rezolvare a unor probleme pe baza ecuaţiilor termochimice. i. Determinarea cantităţii de căldură după cantitatea de substanţă participantă la reacţie Exemplul 1. Calculaţi cantitatea de căldură Q care se degajă la arderea hidrogenului cu cantitatea de substanţă de 4 mol conform ecuaţiei termochimice: 4 mol Q 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(i) + 571,6 kJ 2 mol Se dă: v(H2) = 4 mol Q - ? Rezolvare: Schema logică conform ecuaţiei, 2 mol H2 degajă 571,6 kJ conform condiţiei, 4 mol H2 ... Q ^ 4 mol • 571,6 kJ Q = ---------------1----- 2 mol = 1 143,2 kJ 81 Răspuns: Cantitatea de căldură degajată Q = 1143,2 kJ. ii. Stabilirea cantităţii de căldură după volumul cunoscut de gaz şi efectul termic al reacţiei Exemplul 2. Calculaţi cantitatea de căldură care se degajă la arderea acetilenei cu volumul de 896 l (c.n.) după ecuaţia : 896 l Q 2C2H2(g) + 5O2(g) ^ 4CO2(g) + 2^O(g) + 2 600 kJ 2 mol 222,4 l Se dă: V(C2H2) = 896 l Q - ? Rezolvare: Schema logică conform ecuaţiei, 44,8 l C2H2 degajă 2 600 kJ căldură conform condiţiei, 896 l C2H2 ... Q 896 l • 2 600 kJ Q = -------------------- 44,8 l = 52 000 kJ Prin altă metodă: 896 l 1) v(C2H2) = ----------------- = 40 mol 22,4 l/mol 40 mol Q 2) 2C2H2(g) + 5O2(g) ^ 4CO2(g) + 2H2O(g) + 2 600 kJ 2 mol T arcini imediate Comparaţi diferite metode de rezolvare a problemelor. Q = 40 mol • 2 600 kJ = 52 000 kJ 2 mol Această reacţie are un efect termic mare, de aceea are o aplicare largă în arzătoarele acetilenice pentru sudarea şi tăierea metalelor. Răspuns: Cantitatea de căldură degajată Q = 52 000 kJ. Reacţiile în pro ducerea chimică 82 S arcini imediate Ce putem determina dacă se cunoaşte efectul termic al reacţiei? iii. Determinarea cantităţii de substanţă, al masei sau al vo- » » * lumului uneia dintre substanţele reactante sau ale produşilor de reacţie după cantitatea de căldură cunoscută Exemplul 3. Calculaţi masa magneziului, dacă la arderea lui în oxigen s-au degajat 76,45 kJ de căldură. Ecuaţia termică a reacţiei: m 76,45 kJ Se dă. Q = 76, 45 kJ m(Mg) - ? 2Mg + O2 = 2MgO + 1 223,2 kJ 2 mol 2 24 g Rezolvare: m(Mg) = 48 g ■ 76,45 kJ = 3 g 1 223,2 kJ Răspuns: Masa magneziului este egală cu 3 g. iV. determinarea efectului termic al reacţiei după cantitatea de substanţă (masă, volum) şi cantitatea de căldură Exemplul 4. Calculaţi efectul termic al reacţiei de ardere a magneziului în oxigen, dacă la formarea oxidului de magneziu cu masa 40 g se degajă 611,6 kJ de căldură. Ecuaţia termochimică a reacţiei: ’ 40 g 611,6 kJ 2Mg + O2 = 2MgO + Q Se dă: m(Mg) = 40 g Q - ? 2 mol Rezolvare: 240 g Schema logică conform ecuaţiei, 80 g MgO degajă Q conform condiţiei, 40 g MgO ... 611,6 kJ Q = 611,6 kJ ■ 80 g 40 g Ecuaţia termică a reacţiei: = 1 223,2 kJ 2Mg + O2 = 2MgO + 1 223,2 kJ O altă metodă: 1) v(MgO) = 40 g = 1 mol 40 g/mol 1 mol 611,6 kJ 2) 2Mg + O2 = 2MgO + Q 2 mol ^ 611,6 kJ ■ 2 mol Q = --------------------- = 1 223,2 kJ 1 mol Răspuns: Efectul termic al reacţiei Q = 1 223,2 kJ. EVALUARE 1. Alegeţi afirmaţiile corecte. Reacţia poate fi exotermă dacă: a) la ruperea legăturilor chimice, în substanţele iniţiale se absoarbe mai puţină energie decât se va degaja la formarea noilor legături în produşii reacţiilor; b) este o reacţie de combinare; c) este o reacţie de descompunere; d) este o reacţie de neutralizare. 2. Alegeţi reacţiile exoterme: a) obţinerea oxidului de azot (II) din azot şi oxigen; b) reacţia de neutralizare; c) descompunerea carbonaţilor la calcinare; d) obţinerea amoniacului din substanţe simple. 3. Ecuaţia reacţiei termochimice de ardere a hidrogenului este: 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) + 483,2 Ce cantitate de căldură se degajă la formarea apei cu masa 180 g? 4. Calculaţi efectul termic şi alcătuiţi ecuaţia termochimică de ardere a metanului, dacă la arderea a 100 l (c.n.) de metan s-au degajat 3 582 kJ de căldură? 5. La descompunerea carbonatului de calciu cu masa de 50 g se absoarbe 90 kJ de căldură. Calculaţi efectul termic al reacţiei şi alcătuiţi ecuaţia termochimică. 6. Calculaţi efectul termic al reacţiei de formare a oxidului de aluminiu din substanţe simple, dacă la oxidarea aluminiului cu masa de 27 g s-au degajat 838 kJ de căldură. 7. Alcătuiţi ecuaţia termochimică şi calculaţi cantitatea de căldură ce se degajă la arderea carbonului cu masa de 24 g, dacă efectul termic al reacţiei este 394 kJ. * Lucru în echipă 8. Găsiţi legătura dintre expresiile şi ecuaţiile reacţiilor din coloanele A, B şi C. A I. Reacţie exotermă II. Reacţie endotermă B (1) Degajare de căldură (2) Absorbţie de căldură C a) CaCO3 = CaO + CO2 - Q b) 2H2 + O2 = 2H2O + Q c) NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q d) N2 + O2 ^ 2NO - Q 83 4.1.3. Viteza reacţiilor chimice. Sisteme om ogene şi eterogene Reacţiile chimice decurg: - în mediu omogen, de exemplu, reacţia între gaze: 2NO(g) + O2 (g) ^ 2NO2(g) sau între substanţele din soluţii: 3KOH(s) + H3PO4(s) - K3PO4(s) + 3H2O(i) - în mediu eterogen (între substanţe aflate în diferite stări de agregări), de exemplu, între o substanţă din soluţie şi o substanţă solidă (cristalină): C (s) + C ° 2(g) ^ 2 C O (g) Reacţiile omogene decurg în toată masa reagenţilor, iar reacţiile eterogene - la suprafaţa de contact a substanţelor. Viteza de reacţie omogenă se determină prin variaţia concentraţiei molare a substanţei iniţiale sau a produsului de reacţie într-o unitate de timp. Pentru a stabili viteza reacţiei, se alege o substanţă în baza căreia poate fi urmărită experimental variaţia concentraţiei. Se măsoară concentraţia la diferite intervale de timp şi se trasează dependenţa „concentraţia molară C - timpul t“ (fig. 4.2). Noţiuni-clieie • Viteza de reacţie • Factori ce influenţează viteza de reacţie • Natura substanţelor • Concentraţia substanţelor • Temperatura • Presiunea • Legea acţiunii maselor Sistemul omogen constă din componente în aceeaşi stare de agregare, mărunţite până la molecule sau ioni şi repartizate uniform între ele. Sistemul eterogen constă din două sau mai multe componente, separate printr-o suprafaţă de contact. Reacţiile în producerea chimică i C(x) = v(x) ■ ; (mol/l) V(amestec) După cum se observă din fig. 4.2, concentraţia substanţelor iniţiale se micşorează şi diferenţa C2 - C1, este negativă. Pentru ca viteza de reacţie să fie o mărime pozitivă, înaintea expresiei matematice se pune semnul minus „-“; C2 - C1 Uomog ± uomog ± t2 - ti AC (1) uomog ± At Av V • At viteza medie de reacţie (2) (3) Fig. 4.2. Variaţia concentraţiei în procesul reacţiei: a) a substanţelor iniţiale; b) a produşilor de reacţie. ! Viteza de reacţie eterogenă este determinată de cantitatea de substanţă ce intră în reacţie pe o unitate de suprafaţă de contact (S) într-o unitate de timp. ueter. ± ' Av SAt (4) Valoarea vitezei de reacţie determinată astfel este medie. În decursul reacţiei (în cinetică) se examinează mai ales viteza momentană, adică viteza luată într-un moment dat de timp. 4.1.4. Factorii ce influenţează viteza reacţiei chimice Viteza reacţiilor chimice depinde de următorii factori: - natura substanţelor reactante; - presiune (pentru gaze); - concentraţia substanţelor reactante; - gradul de mărunţire (pentru reacţii eterogene); o. ro U - temperatură; arcini imediate Arătaţi exemple de reacţii chimice în care se manifestă natura substanţelor reactante. - prezenţa catalizatorului. Să examinăm mai detaliat influenţa fiecărui factor asupra vitezei de reacţie. Influenţa naturii substanţelor reactante. Dependenţa vitezei unei reacţii de natura substanţelor se observă la reacţia de ruginire a fierului, care decurge foarte lent, pe când explozia prafului de puşcă se produce foarte repede. 84 Influenta concentraţiei substanţelor reactante. Pentru realizarea reacţiei chimice, este necesară ciocnirea moleculelor active. Cu cât mai mare este concentraţia, cu atât mai mare este numărul de ciocniri şi cu atât mai mare este viteza de reacţie. Pentru reacţia scrisă în formă generală: aA + bB = dD + fF (5) legea acţiunii maselor (LAM) pentru viteza de reacţie are expresia: u = kCa(A) • Cb(B) (6) Viteza de reacţie este direct proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor reactante ridicate la indicii de putere egali cu coeficienţii stoechiometriei. Coeficientul de proporţionalitate k - constanta de viteză - nu depinde de concentraţie, ci doar de natura substanţelor şi de temperatură. Ecuaţia (6) se numeşte ecuaţie cinetică. Indicii de putere ai concentraţiilor substanţelor sunt egali cu coeficienţii din ecuaţia reacţiei numai în cazul în care reacţia (5) este un act elementar. În toate celelalte cazuri, indicii de putere, în ecuaţia cinetică, se determină experimental. Variaţia presiunii şi schimbarea volumului substanţelor reactante are importanţă doar pentru gaze. Această schimbare se manifestă în concentraţiile substanţelor reactante. La mărirea presiunii, se micşorează volumul şi, prin urmare, se măreşte concentraţia. Exemplu. Dacă admitem că presiunea se măreşte de trei ori, cum se va schimba viteza de reacţie pentru sistemul: 2SO2(g) + O2(g) ^ 2SO3(g) Rezolvare: 1. Scriem legea acţiunii maselor: ui = k • Ci (SO2) • C1(O2) notăm C1(SO2) = a; C1(O2) = b, atunci vom scrie u1 = ka2b 2. Determinăm cum variază concentraţia substanţelor după mărirea presiunii de trei ori. Volumul se micşorează de trei ori, prin urmare, concentraţia se va mări de trei ori: C2(SO2) = 3a; C2(O2) = 3b 3. Scriem legea acţiunii maselor pentru noile condiţii: U2 = k(3a)2 • (3b) = 27 ka2b 4. Calculăm raportul vitezelor: _U2_ = 27 ka2b = 27 u-i ka2b Răspuns: Viteza de reacţie se măreşte de 27 de ori. EVALUARE 1. Explicaţi ce sunt procesele omogene şi eterogene. 2. Scrieţi expresia vitezei de reacţie în sistemele: a) omogen; b) eterogen. 3. Alcătuiţi expresia matematică pentru viteza medie în diferite sisteme de reacţie, explicaţi semnele (+) şi (-) în aceste expresii. 85 Reacţiile în pro ducerea chimică 86 4. Enumeraţi factorii ce influenţează asupra vitezei de reacţie. 5. Explicaţi influenţa naturii substanţelor reactante asupra vitezei de reacţie, daţi exemple. 6. Formulaţi legea acţiunii maselor (LAM) pe exemplul 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g). 7. Comparaţi influenţa concentraţiei substanţelor reactante, a presiunii şi a volumului asupra vitezei de reacţie cu participarea gazelor. 8. Explicaţi în ce formă este aplicată legea acţiunii maselor pentru procesele eterogene, pe baza exem plului C(s) + CO2(g) 2CO(g). Notă: expresia LAM nu include concentraţia substanţei solide. 9. Scrieţi expresia legii acţiunii maselor pentru reacţiile ce decurg după schemele: a) A2(g) + B2(g) = 2AB(g) c) A2(g) + B(g) = BA2(g) b) 2A2(g) + B2(g) = 2A2B(g) d) A(sol) + B(sol) = AB(sol) 10. Viteza de reacţie A + 2B = AB2 este egală cu 0,08 mol/l • min., la concentraţia A egală cu 0,2 mol/l şi B egală cu 0,4 mol/l. Determinaţi constanta de viteză. 11. Cum se va schimba viteza de reacţie pentru 2NO(g) + O2(g) ^ 2NO2(g) la: a) mărirea concentraţiei oxigenului de două ori; b) mărirea presiunii de patru ori; c) mărirea volumului de trei ori? Argumentaţi prin calcule. 12. Cum se schimbă viteza de reacţie pentru A2(g) + B2(g) = 2AB(g) la mărirea presiunii de cinci ori: a) se va mări de cinci ori; b) se va micşora de cinci ori; c) nu se va schimba; d) se va mări de 25 ori? Argumentaţi prin calcule. Lucru în echipă 13. Alcătuiţi expresia teoretică a legii acţiunii maselor (coloana C) pentru ecuaţiile propuse (coloana A). Comparaţi-le cu expresiile reale (coloana B). Explicaţi deosebirile. A 2NO + Cl2 ^ 2NOCl 2N2O5 = 4NO2 + O2 H2 + I2 ^ 2HI 2H2 + 2NO = 2H2O + N2 N2O4 ^ 2NO2 B U = kC2(NO) • C(Cl2) U = kC(N2O5) U = kC(H2) • C(I2) U = kC(H2) • C2(NO) U = kC(N2O4) C 4.1.5. Influenţa temperaturii asupra vitezei de reacţie În baza teoriei cinetice a gazelor, s-a calculat că la mărirea temperaturii numărul de ciocniri creşte. Dependenţa vitezei de reacţie de temperatură se descrie empiric prin regula lui Van’t Hoff. La creşterea temperaturii cu 10°C, viteza de reacţie chimică creşte de două-patru ori. Mărimea care se schimbă de la 2 la 4 se numeşte coeficient de temperatură (y - gamma) şi depinde de natura substanţelor participante la reacţie. Dacă la temperatura ti viteza de reacţie este iar la temperatura t2 viteza de reacţie corespunde u2, atunci expresia matematică a regulii lui Van’t Hoff va fi: _ _ ^2 - tl Y 10 ; sau t2 - tl U2 = Ui ■ Y10 unde y este coeficientul de temperatură al vitezei de reacţie . Vom calcula de câte ori creşte viteza de reacţie la ridicarea temperaturii cu 50oC, dacă coeficientul de temperatură este egal cu 2 (a) şi cu 3 (b): 50° a) l i = 2 l(°o l i = 25 = 32 U1 U1 50o b) — = 3 1()o U1 _ _ Ui = 35 = 243 JACOBUS HENRICUS VAN'T HOFF (1852-1911) Chimist olandez. A pus Nu toate ciocnirile moleculelor conduc la reacţii chimice. La re- bazele cineticii chimice. acţie participă doar moleculele activate, cele care capătă o anumită Premiul Nobel (i9oi). energie pentru reacţia dată. Încălzirea este una dintre metodele de activare a moleculelor. Ca urmare, la o creştere mică a numărului de ciocniri, practic fiecare dintre acestea poate declanşa o reacţie chimică. Iată de ce viteza de reacţie creşte brusc, odată cu ridicarea temperaturii. EVALUARE 1. Enunţaţi regula lui Van't Hoff. 2. Viteza căror reacţii creşte odată cu ridicarea temperaturii: a) endoterme; b) exoterme; c) oricare. Explicaţi fenomenul. 3. Calculaţi cum se va schimba viteza de reacţie, dacă coeficientul de temperatură este egal cu 2, la: a) creşterea temperaturii de la 10o la 50oC; b) creşterea temperaturii cu 30oC; c) micşorarea temperaturii de la 100o la 20oC; d) micşorarea temperaturii cu 20oC. 4. Stabiliţi de câte ori va creşte viteza de reacţie la mărirea temperaturii cu 50oC, dacă coeficientul de te mperat ură este ega l cu 3: 50 50_ 10 100 a) 1,5 b) 6 c) 3 d) 3 5. Pentru oprirea practică a reacţiei, se aplică o răcire bruscă a amestecului reactant. Determinaţi de câte ori se va schimba viteza de reacţie la răcirea amestecului reactant de la 40oC la 10oC, dacă coeficientul de temperatură este egal cu 2,7. 4.1.6. Noţiunea de cataliză Unul dintre factorii de care depinde viteza de reacţie este prezenţa în sistemul de reacţie a catalizatorului. Ce este catalizatorul şi care este rolul lui în cadrul reacţiei? Catalizatorul este substanţa care schimbă viteza de reacţie, dar nu se consumă în această reacţie. 87Reacţiile în pro ducerea chimică 88 IR" Catalizator înseamnă „accelerator". ■S arcini imediate Aduceţi exemple de reacţii catalitice. Cataliza este fenomenul de schimbare a vitezei de reacţie y sub acţiunea catalizatorului. Unii catalizatori accelerează reacţia (cataliză pozitivă), alţii o încetinesc (cataliză negativă). Cataliza negativă se numeşte inhibare, iar catalizatorii ce reduc viteza de reacţie se numesc inhibitori. După starea de agregare a participanţilor la reacţie, deosebim cataliză omogenă şi cataliză eterogenă. În cazul catalizei omogene, substanţele reactante şi catalizatorul se află în aceeaşi stare de agregare. Oxidarea oxidului de sulf (IV) gazos SO2 până la oxidul de sulf (VI) gazos SO3 în prezenţa oxidului de azot (II) gazos NO este un exemplu de cataliză omogenă. În cazul catalizei eterogene, substanţele reactante şi catalizatorul se găsesc în diferite stări de agregare şi între ele există o suprafaţă de contact. De regulă, catalizatorul este o substanţă solidă, iar substanţele reactante sunt gaze sau lichide. Drept exemple de cataliză din industrie pot servi: - sinteza amoniacului din azot şi hidrogen în prezenţa catalizatorului de fier; - oxidarea SO2(gaz) în SO3(gaz) cu oxigen în prezenţa catalizatorului solid V2O5; - oxidarea amoniacului până la oxidul de azot (II) pe catalizatorul de platină; - hidroliza zaharozei în prezenţa acizilor etc. Mecanismul de acţiune a catalizatorului este foarte complicat. Pentru cataliza omogenă ipoteza de bază ce explică acest mecanism o constituie presupunerea că se formează produşi intermediari la interacţiunea catalizatorului cu substanţa reactantă. Dacă reacţia A + B = AB are loc lent, se adaugă catalizatorul K, care reacţionează cu una dintre substanţe A + K = AK, formând un compus intermediar AK, foarte instabil şi cu o mare reactivitate. Substanţa AK interacţionează uşor cu altă substanţă iniţială B: AK + B = AB + K arcini imediate Explicaţi dacă catalizatorul se consumă în reacţie sau nu. o. ro U Ca urmare, se formează produsul final AB şi se eliberează catalizatorul K. Dacă reacţia decurge în câteva etape, limita o constituie cea mai lentă etapă. Aceasta determină viteza de reacţie generală. Catalizatorul K nu este eficient la infinit, deoarece în amestecul reactant, în special în condiţii industriale, se pot afla compuşi care „otrăvesc“ catalizatorul, adică îi micşorează activitatea. De exemplu, impurităţile neînsemnate de sulf (0,1%) întrerup acţiunea catalitică a fierului metalic poros la sinteza industrială a amoniacului. Substanţele care măresc activitatea catalizatorului se numesc promotori. De exemplu, adaosurile de aluminat de potasiu KAlO2 (K2OAl2O3) sporesc activitatea catalitică a fierului metalic poros. Cataliza are un rol important nu numai în chimie, ci şi în biologie. Catalizatorii biologici - fermenţii - catalizează toate transformările biochimice. Fermenţii se referă la compuşi proteici ce conţin, în moleculele lor enorme în formă de spirală, porţiuni mici, numite centre reactante, care interacţionează foarte activ cu moleculele substanţelor reactante. EVALUARE 1. Explicaţi noţiunile de cataliză şi catalizator. 2. Explicaţi ce este cataliza pozitivă şi cataliza negativă. Ce sunt inhibitorii? Ce sunt promotorii? 3. Comparaţi, după mecanismul lor, cataliza omogenă şi cataliza eterogenă. Daţi exemple. 4. Explicaţi ce sunt fermenţii. Daţi exemple. 89 4.1.7. Procese chimice reversibile şi ireversibile. Echilibrul chim ic Cunoaştem că reacţiile chimice pot fi reversibile şi ireversibile. Reacţiile ireversibile sunt cele care decurg până la capăt, adică produşii de reacţie nu interacţionează. De exemplu: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2î + H2O Noţiuni- clieie • Echilibru chimic • Constanta de echilibru • Legea acţiunii maselor to CuO + H2 - H2O + Cu Reacţiile reversibile, în unele şi aceleaşi condiţii, decurg în direcţii opuse. Dacă vom scrie ecuaţia reacţiei chimice în formă generală: re a c ţie d i re c tă Q — aA + bB > > dD + fF + Q re a c ţie re a c ţie re a c ţie e n d o te r m ă in d ir e c tă e x o te r m ă T arcini imediate Enumeraţi condiţiile în care reacţiile chimice decurg până la capăt. atunci spre dreapta decurge reacţia directă cu constanta de viteză kdir, iar spre stânga are loc reacţia opusă cu constanta kinv. Dacă reacţia directă este exotermă, atunci reacţia opusă este endotermă. Conform legii conservării energiei, cantitatea de căldură degajată în reacţia directă este egală cu cantitatea de căldură absorbită în reacţia opusă. Scriem expresiile pentru viteza de reacţie directă (udir.) şi inversă (uinv.): Udir. - kdir. Ca(A) • Cb(B) Uind. - kinv. Cd(D) • Cf(F) Viteza de reacţie directă se micşorează treptat, deoarece substanţele iniţiale se consumă, iar viteza de reacţie opusă creşte. Treptat se ajunge la starea când acestea se egalează. t Starea sistemului în care viteza reacţiei indirecte este egală cu viteza de reacţie directă se numeşte echilibru chimic. Concentraţiile tuturor substanţelor în stare de echilibru se numesc concentraţii de echilibru ([ ] - notare) C(A) - [A]; C(B) - [B]; C(D) - [D]; C(F) - [F]. Astfel, în starea de echilibru: Udir. - Uinv. sau kdir. [A]a[B]b - kinv. [D]d [F]f, de unde kdir - [D]d[F]f kind. [A]a[B]b (k este constanta de echilibru). Această expresie matematică reprezintă legea acţiunii maselor în echilibrul chimic. Reacţiile în pro ducerea chimică Trebuie să menţionăm că, spre deosebire de legea acţiunii maselor pentru viteza de reacţie, în această ecuaţie indicii de putere a, b, d, f sunt întotdeauna egali cu coeficienţii din reacţia reversibilă. Valoarea numerică a constantei de echilibru K caracterizează gradul de transformare a substanţelor iniţiale în produşi şi capătă valori mai mari sau mai mici decât 1. De exemplu, în reacţia: 2N02(g) ^ 2NO(g) + 02(g) K = [NO]2 ■ [Q2] < 1 [NO2]2 constanta de echilibru este mai mică decât 1. Aceasta semnifică poziţia favorabilă a echilibrului. Concentraţiile substanţelor solide nu intră în expresia constantei de echilibru. De exemplu: 3Fe(s) + 4H20(g) ^ Fe304(s) + 4H2(g) [H2]4 În acest caz, K = --------- [H2O]4 Majoritatea reacţiilor chimice sunt reversibile; în unele condiţii (temperatură, presiune, catalizator), ele decurg într-o direcţie, în alte condiţii - direcţia se schimbă, în condiţii intermediare - se produc concomitent în două direcţii opuse. arcini imediate De care condiţi i de pinde constanta de echilibru în sistemul eterogen? Argumentaţi cu exemple. Noţiuni-clieie • Principiul Le Châtelier • Deplasarea echilibrului • Factorii ce influenţează deplasarea echilibrului: - concentraţia; - presiunea; - temperatura "S arcini imediate Explicaţi ce este echilibrul chimic şi ce înseamnă deplasarea echilibrului chimic. 4.1.8. Legea acţiunii maselor. Factorii ce influenţează deplasarea echilibrului chim ic. Principiul Le Châtelier Echilibrul chimic este dinamic. Deplasarea acestuia înseamnă încălcarea egalităţii vitezelor de reacţie. Reacţia reversibilă poate deveni, practic, ireversibilă, dacă: - se schimbă condiţiile; - se elimină produşii din sfera de reacţie. Astfel, într-un proces chimic reversibil la echilibru: - nici reacţia directă, nici reacţia indirectă nu se întrerupe, chiar dacă în sistem nu se observă niciun fel de schimbări exterioare; - numărul de molecule ale substanţelor iniţiale ce au reacţionat într-o unitate de timp este egal cu numărul de molecule ale acestor substanţe, formate în acelaşi interval de timp în produşii de reacţie; - schimbarea concentraţiei uneia dintre substanţe, a temperaturii sau presiunii conduce la deplasarea echilibrului chimic, adică la schimbarea concentraţiilor tuturor substanţelor participante la reacţie. Echilibrul se deplasează spre stânga dacă concentraţia substanţelor iniţiale se micşorează, iar cea a produşilor se măreşte în comparaţie cu concentraţiile de echilibru. Echilibrul se deplasează spre dreapta dacă concentraţiile substanţelor iniţiale cresc în comparaţie cu cele de echilibru, iar concentraţiile produşilor se micşorează. Echilibrul chimic se deplasează spre dreapta dacă viteza de reacţie directă creşte în comparaţie cu viteza reacţiei indirecte. Echilibrul se deplasează spre stânga dacă viteza de reacţie indirectă este mai mare decât viteza de reacţie directă. Să analizăm exemple concrete: Exemplul 1. Pentru reacţia: 4HCI(g) + O2(g) ^ 2H20(9) + 2Ch(g) dacă se adaugă suplimentar Cl2 în sistemul reactant, echilibrul se deplasează spre stânga. Exemplul 2. În ce direcţie se va deplasa echilibrul reacţiei 2NO(g) + O2(g) ^ 2NO2(g) la creşterea presiunii în sistem de 10 ori? 1. Scriem expresiile pentru viteza de reacţie directă şi indirectă, în stare de echilibru: Udir. = kdir [NO]2 ■ [O2] Uinv. = W ^ ] 2 Introducem notările pentru concentraţiile de echilibru [NO] = a; [O2] = b; [NO2] = d. În asemenea caz: 91 Udir. = kdir. a2b Uinv. = kmv.d2 2. Creşterea presiunii de zece ori duce la micşorarea volumului gazelor de zece ori şi respectiv la mărirea concentraţiei fiecărei substanţe de zece ori: C(NO) = 10a; C(O2) = 10b; C(NO2) = 10d 3. Calculăm viteza de reacţie directă udir. şi viteza de reacţie indirectă uind. după ridicarea presiunii. Udir. = kdir. (10a)2 (10b) = kdir. 103 a2b Uinv. = kinv. (10d)2 = kinv. 102d2 4. Comparăm cum se schimbă viteza de reacţie directă şi inversă după ridicarea presiunii: Udir kdir. 103a2b Jdir. Udir. kdira2b =103 = 1 000 Uinv. Uinv. kinv. 102d2 kinv. d2 =102 =100 5. Concluzie: odată cu creşterea presiunii, viteza reacţiei directe devine mai mare decât viteza reacţiei inverse, prin urmare, echilibrul se va deplasa spre dreapta. Odată cu creşterea presiunii, echilibrul se deplasează în direcţia micşorării volumului sau micşorării numărului de molecule de gaz. Exemplul 3. a) În cazul unei reacţii exoterme: 2NO N2 + O2 + Q pentru deplasarea echilibrului în dreapta, amestecul reactant trebuie răcit (micşorarea temperaturii). b) În cazul unei reacţii endoterme: H2 + I2 ^ 2HI - Q pentru deplasarea echilibrului în dreapta, amestecul reactant trebuie încălzit (mărirea temperaturii). Reacţiile în pro ducerea chimică Deplasarea echilibrului se supune principiului Le Châtelier: 92 HENRY-LOUIS LE CHÂTELIER (1850-1936) Chimist şi metalurg francez. t Dacă asupra unui sistem în stare de echilibru dinamic se aplică o acţiune din exterior (se schimbă temperatura, presiunea, concentraţia), atunci echilibrul se deplasează în direcţia acelei reacţii care se opune acestei acţiuni (o diminuează). Odată cu creşterea presiunii, echilibrul se deplasează în direcţia micşorării presiunii datorită micşorării volumului sau a numărului de molecule gazoase (exemplul 2). Odată cu micşorarea presiunii, procesul decurge invers. La ridicarea temperaturii (încălzire), echilibrul se deplasează în direcţia micşorării temperaturii (răcire), datorită absorbţiei de căldură (reacţie endotermă). Dacă se micşorează temperatura (răcire), echilibrul se deplasează în direcţia creşterii temperaturii, datorită degajării de căldură (reacţie exotermă). La mărirea concentraţiei substanţelor iniţiale sau micşorarea concentraţiei produşilor de reacţie, viteza reacţiei directe devine mai mare decât viteza reacţiei indirecte (exemplul 1). Catalizatorii nu deplasează echilibrul, aceştia contribuie la stabilirea mai rapidă a echilibrului, deoarece accelerează reacţiile directe şi indirecte în aceeaşi măsură. Deplasarea echilibrului chimic joacă un rol important în realizarea reacţiilor reversibile în industrie: la sinteza amoniacului, obţinerea acidului sulfuric, a alcoolilor etc. EVALUARE 123 1. Alegeţi expresiile corecte. Reacţiile reversibile: a) decurg până la capăt; c) decurg în ambele direcţii, dar nu în acelaşi timp; b) decurg simultan în ambele direcţii; d) nici reacţia directă, nici cea inversă nu se întrerupe. 2. Alegeţi expresiile corecte. La echilibrul chimic: a) reacţia directă se întrerupe; b) nici reacţia directă, nici cea indirectă nu se întrerupe; c) se formează tot atâtea molecule de aceeaşi substanţă câte molecule se distrug; d) concentraţiile tuturor substanţelor devin constante; e) catalizatorul accelerează reacţia directă. 3. În ce direcţie se deplasează echilibrul chimic în următoarele reacţii: 1) N2O4 7 2NO2 2) 2NO + O2 7 2NO2 3) H2 + I2 7 2HI 4) 2 SO 2 + O2 7 2SO 3 5) N2 + 3H2 7 2 NH3 6) N2 + O2 7 2NO 7) CO + H2O(g) 77 H2 + C O 2 8) 2 H2O(g) + 2CI2 77 4HCl + O2 9) C(s) + C O 2 77 2CO 10) Fe3O4(s) + 4H2(g) 77 3Fe(s) + 4H2O(g) a) la creşterea presiunii; b) la mărirea concentraţiei substanţelor iniţiale. Scrieţi expresiile pentru constantele de echilibru ale acestor reacţii. 4. Cum va influenţa temperatura asupra echilibrului chimic pentru următoarele sisteme: 93 a) C + H2O ^ CO + H2 - Q d) 2NO + O2 ^ 2 NO2 + Q b) 2NO2 ^ N2O4 + Q e) 2CO + O2 ^ 2CO2 + Q c) N2 + O2 ^ 2NO - Q Cum se deplasează echilibrul: a) la creşterea simultană a temperaturii şi a presiunii; b) la creşterea presiunii. 5. La o anumită temperatură, echilibrul reacţiei H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) s-a stabilit la următoarele concentraţii de echilibru: [H2] = 0,5 mol/l; [Br2] = 0,1 mol/l, [HBr] = 1,6 mol/l. Determinaţi concentraţiile iniţiale ale hidrogenului şi bromului. Calculaţi constanta de echilibru. 4.1.9. Rezolvarea problemelor cu aplicarea noţiunii de parte de m asă/ de volum al randam entului produsului de reacţie Studierea echilibrului chimic are o mare importanţă atât pentru cercetările teoretice, cât şi pentru rezolvarea problemelor practice. Determinând poziţia echilibrului chimic pentru diferite temperaturi şi presiuni, pot fi găsite cele mai bune condiţii pentru efectuarea unui proces chimic. Sunt necesare astfel de condiţii pentru a obţine produsul final la un randament maxim posibil şi la o viteză cât mai mare a procesului de formare a acestuia. Produsul fabricării se caracterizează prin randament, calitate şi preţ de cost. Partea de masă a randamentului produsului practic este egală cu raportul dintre masa practică a produsului şi masa lui teoretic posibilă. Randamentul teoretic se calculează în baza ecuaţiilor reacţiilor sumare, folosite în producere, în procesul cărora sunt inevitabile pierderile: randament teoretic = randament practic + pierderi m(randament teoretic) = m(randament practic) + m(pierderi) ^(randament practic) rK(rand' pr') ■ 100% m(rand. teor.) sau ^(rand. pr.) m(teor.) Dacă randamentul produsului constituie 60% din cel teoretic posibil, atunci pierderile alcătuiesc 40%. Pentru substanţele gazoase se aplică noţiunea de parte de volum a randamentului produsului practic: n = V(rand' pr') ■ 100% sau n = V(pr-) ■ 100% V(rand. teor.) V(teor.) De exemplu, partea de volum a randamentului amoniacului alcătuieşte 10-40%. Calitatea produsului este determinată de puritatea lui sau de concentraţia în el a substanţei de bază. Există standarde de calitate a produselor. De exemplu, pe borcanele cu reReacţiile în pro ducerea chimică 94 activi scrie „PCh - chimic pur“. Fiecărei mărci de reactivi îi corespunde o cantitate anumită de impurităţi. Un alt exemplu: conţinutul componentei utile în îngrăşăminte minerale alcătuieşte de la 15% la 50%, restul este balast. Din 100 de milioane de tone de produs transportat, jumătate sau mai mult o constituie balastul. Prin urmare, optimizarea producerii trebuie să fie orientată spre obţinerea unui produs cât mai pur. Partea de masă şi partea de volum a randamentului produsului de reacţie faţă de cel teoretic posibil se exprimă în părţi de unitate - de exemplu, 0,95 - sau în procente - 95%. Problema nr. 1. Calculaţi masa calcarului, a nisipului şi a potasei necesare pentru obţinerea a 102 kg de sticlă chimică greu fuzibilă. Părţile de masă ale impurităţilor în nisip şi calcar sunt egale cu 10%. Se dă: m(sticlă) = 102 kg w(impur.) = 10% sau 0,1 m(calcar) - ? m(nisip) - ? m(K2CO3) - ? Rezolvare a) La producerea sticlei greu fuzibile, reacţiile chimice au loc între carbonatul de calciu (principalul compus chimic din calcar), carbonatul de potasiu şi oxidul de siliciu (IV) (principala substanţă din nisip) la topire: CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2î K2CO3 + SiO2 = K2SiO3 + CO2î Compoziţia sticlei se exprimă prin formula: K2O ■ CaO ■ 6SiO2 b) Pentru a efectua calculele, alcătuim schema logică şi, în baza acesteia, calculăm masele substanţelor simple, necesare obţinerii sticlei cu masa de 102 kg. y kg CaCO3 100 g x kg K2CO3 138 g z kg 6SiO2 6 ■ 60 g 102 kg K2O ■ CaO ■ 6SiO2 510 g 138 g ■ 102 kg m(K2CO3) = x = ------------- — = 27,6 kg 510 g . 100 g ■ 102 kg m(CaCO3) = y = ---- --------- -- = 20 kg 510 g 6 ■ 60 g ■ 102 kg m(SiO2) = z = -------------------- = 72 kg 2 510 g c) Calculăm masa calcarului şi a nisipului: w(subst. pură) = 100 - 10 = 90% sau 0,9 w(CaCO3) : w(SiO2) : --m--(-C--a-C--O--3-)- m(calcar) m(SiO2) m(calcar) : m(nisip) 20 kg 0,9 72 kg m(nisip) 0,9 Răspuns: m(calcar) = 22,2 kg, m(nisip) = 80 kg, m(K2CO3) = 27,6 kg. = 22,2 kg = 80 kg Problema nr. 2. O uzină chimică produce zilnic 144 t de nitrat de amoniu. Amoniacul necesar se obţine din hidrogen şi azot cu un randament de 20%. Determinaţi necesitatea zilnică a uzinei în hidrogen, azot şi acid azotic cu partea de masă de 60%, dacă partea de masă a randamentului nitratului de amoniu este de 90%. Se dă: m(NH4NO3) = 144t u pr(NH3) = 20% u sol(HNO3) = 60% wpr(NH4NO3) = 90% m(H2) - ? m(N2) - ? msol(HNO3) - ? Rezolvare a) Stabilim masa randamentului teoretic al nitratului de amoniu: mt ^ mc 100% Up 1--4-t - 1009-b ------ 9-0--%---- 160 t b) Determinăm ce masă de NH3 şi, respectiv, HNO3 se consumă pentru a obţine 160 t n h 3 + h n o 3 = NH4 NO3 1 mol 1 mol 1 mol 17 g 63 g 80 g m(NH3 ) = 17g ■160t -------------- = 34 t 80 g m(HNO3) = 63 g ■1601 ----- 8-0--g--- c) Calculăm masa soluţiei de HNO3 de 60% (u = 0,6): = 126 t m(sol. HNO3) = m---(-H--N--O--3-) u(HN03) -1-2-6--t- -0--,6--- = 210 t d) Determinăm masa teoretică (mt) a amoniacului, considerând că cele 34 t (mpr) constituie doar 20%: ,M11, mpr(NH3) ■ 100% mt(NH3) = —---------------- Upr 34 t ■ 100% ------------- = 170 t 20% e) Determinăm necesitatea de hidrogen şi de azot pentru producerea celor 170 t de amoniac conform ecuaţiei: 170 t 3H2 + N2 ^ 2NH3 3 mol 1 mol 2 mol 3 ■ 2 g m(H2) 28 g 2 ■ 17 g ^ CJ ■ 13701 34 g = 30 t m(N2) 28 g ■170 t — ----------= 140 t 34 g Răspuns: Necesitatea zilnică a uzinei chimice constituie: 30 t de hidrogen, 140 t de azot şi 210 t de soluţie de acid azotic. Problema nr. 3. Din carbură de calciu cu masa de 33,33 kg, ce conţine 4% de impurităţi, a fost obţinută acetilenă care, prin reacţia Kucerov, a fost transformată în aldehidă. Ce volum de hidrogen (c.n.) se consumă pentru reducerea aldehidei acetice şi care este masa alcoolului obţinut? Se da: mteh(CaC2) = 33,33 kg u(imp) = 4% V(H2) - ? m(CH3CH2OH) - ? Rezolvare a) Scriem ecuaţiile reacţiilor: 0,5 mol CaC2 + 2H2O ^ C2H2 + Ca(OH)2 1 mol 1 mol [Hg2+], t C2H2 + H2O ^ CH3-CH=O (aldehidă acetică) 1 mol 1 mol 95 Reacţiile în pro ducerea chimică 96 Ni, t CH3-CH=O + H2 ^ CH3-CH2-OH 1 mol 1 mol 1mol b) wpură (CaC2) = 100% - 4% = 96% 33,33 ■ 96% mpură(CaC2) = ----------------= 31,99 kg 100% M(CaC2) = 40 + 2 ■ 12 = 64 kg/kmol 31 99 kg c) v(CaC2) = ----------------= 0,5 kmol 64 kg/kmol v(CaC2) = v (C2H2) = v (CH3COH) = v(H2) = v(CH3CH2OH) = 0,5 kmol d) V(H2)= 22,4 l/mol ■ 0,5 kmol = 11,2 ■ 103 l = 11,2 m3 e) m(CH3CH2OH)= 0,5 kmol ■ 46 kg/kmol = 23 kg Răspuns: V(H2) = 11,2 l ■ 103 = 11,2 m3, m(CH3CH2OH) = 23 kg - T EST DE EVALUARE SUMATIVĂ______ ____________________________________ TEMA: LEGITĂŢILE DECURGERII REACŢIILOR CHIMICE 1. Expresia corectă pentru legea acţiunii maselor după reacţia A(g) + B(g) = 2D(g) este: C ■ C C2 a) u = K ■ -_-___ b) u = K---- D— c) u = K ■ CA ■ CB ■ CD d) u = K ■ CA ■ CB CD Ca ■ Cb 2. Viteza reacţiei directe 2SO2 + O2 2SO3, la micşorarea presiunii sistemului de patru ori, se va micşora: a) de 4 ori; b) de 8 ori; c) de 16 ori; d) de 32 ori; e) de 64 ori. 3. De câte ori se schimbă viteza reacţiei de obţinere a amoniacului din azot şi hidrogen, la mărirea concentraţiei substanţelor reactante de trei ori: a) de 3 ori; b) de 6 ori; c) de 9 ori; d) de 12 ori; e) de 81 ori. 4. Echilibrul chimic al reacţiei N2(g) + O2(g) 2NO(g) _ Q se deplasează spre dreapta: a) la creşterea temperaturii; b) la micşorarea temperaturii; c) la mărirea presiunii; d) la mărirea concentraţiei azotului; e) la micşorarea concentraţiei oxigenului. 5. La combinarea a 4,2 g de fier cu sulf, se degajă 7,15 kJ de căldură. Scrieţi ecuaţia termochimică a reacţiei. 6. În care dintre reacţii mărirea presiunii în sistem va conduce la creşterea randamentului produşilor de reacţie: a) 2H2O(g) ^2 2H2(g) + ° 2(g) b) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) c) CaCO3(solid) CaO(solid) + CO2(g) d) CO(g) + H2O(g) ^ CO2(g) + H2(g) 7. Pentru reacţia 2NO(g) + O2(g) ^ 2NO2(g) scrieţi expresia constantei echilibrului chimic. 8. Pentru a mări viteza de reacţie de 64 o