As reações químicas geralmente prosseguem até o fim, ou seja, os produtos iniciais são completamente consumidos no decorrer de uma reação química e novas substâncias são formadas - produtos de reação. Tais reações ocorrem apenas em uma direção - na direção de uma reação direta.
reações irreversíveis- reações nas quais as substâncias iniciais são completamente convertidas nos produtos finais da reação.
Reações irreversíveis ocorrem em três casos se:
1) forma-se uma substância insolúvel, i.e. precipitado .
Por exemplo:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl - esta é a equação molecular
Agora vamos escrever cada molécula em íons, exceto a substância que precipitou (para as cargas dos íons, veja a tabela "Solubilidade de hidróxidos e sais" na última folha de rosto do livro).
Cancelamos os mesmos íons nos lados direito e esquerdo da equação e escrevemos os íons que permanecem:
| BA | 2+ | + | ASSIM | 2− | → | BaSO4 ↓ | é a equação iônica curta |
| 4 |
Assim, de acordo com a equação iônica abreviada, pode-se observar que o precipitado é formado a partir de íons bário (Ba 2+) e íons sulfato (SO 4 2 –).
2) forma-se uma substância gasosa, i.e. gás é liberado:
Por exemplo:
Na 2 S + 2HCl → 2NaCl + H 2 S - equação molecular
2Na + + S 2− + 2H + + 2Cl − → 2 Na + + 2 Cl − + H 2 S - equação iônica completa
S 2− + 2H + → H 2 S - equação iônica curta
3) formado agua:
Por exemplo:
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O - equação molecular
K + + OH - + H + + NO 3 - → K + + NO 3 - + H 2 O - equação iônica completa
OH - + H + → H 2 O - equação iônica curta
No entanto, não há tantas reações irreversíveis; a maioria das reações ocorre em duas direções (na direção da formação de novas substâncias e vice-versa, na direção da decomposição de novas substâncias nos produtos iniciais da reação), ou seja. são reversíveis.
Reações reversíveis- reações químicas que ocorrem em duas direções opostas - para frente e para trás.
Por exemplo: a reação da formação de amônia a partir do hidrogênio(H 2 ) e nitrogênio(N 2) segue a reação:
3H 2 + N 2 → 2NH 3
e as moléculas de amônia resultantes se decompõem em H 2 e N 2 (ou seja, para materiais de partida):
2NH 3 → 3H 2 + N 2, então a soma dessas duas reações é: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (a seta ↔ mostra a reação ocorrendo em duas direções).
Nas reações reversíveis, chega um momento em que a velocidade da reação direta (a velocidade de formação de novas substâncias) se torna igual à velocidade da reação inversa (a velocidade de formação dos produtos iniciais da reação a partir de novas substâncias) - ocorre o equilíbrio .
Equilíbrio químico- o estado de um processo quimicamente reversível no qual a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.
O equilíbrio químico é dinâmico (ou seja, móvel), porque quando ocorre, a reação não para, mas apenas as concentrações das substâncias não mudam. Isso significa que a quantidade de novas substâncias formadas é igual à quantidade das substâncias originais. A temperatura e pressão constantes, o equilíbrio em uma reação reversível pode ser mantido indefinidamente.
Na prática (no laboratório, na produção) mais frequentemente interessado no fluxo de reações diretas.
É possível deslocar o equilíbrio de um sistema reversível alterando uma das condições de equilíbrio (concentração, temperatura ou pressão).
Lei de deslocamento do equilíbrio químico (princípio de Le Chatelier): se um sistema em equilíbrio é afetado pela mudança de uma das condições de equilíbrio, então o estado de equilíbrio químico mudará na direção de diminuir esse efeito.
1) Quando aumentando a concentração de reagentes, o equilíbrio sempre se desloca para a direita - na direção de uma reação direta (ou seja, na direção da formação de novas substâncias).
2) Quando aumento de pressão ao comprimir o sistema e, portanto, aumentar a concentração das substâncias reagentes (apenas para substâncias no estado gasoso), o equilíbrio do sistema é deslocado para um número menor de moléculas de gás.
3) Quando aumento de temperatura mudanças de equilíbrio:
a) com uma reação endotérmica (uma reação que prossegue com a absorção de calor) - à direita (na direção de uma reação direta);
b) durante uma reação exotérmica (uma reação que ocorre com a liberação de calor) - para a esquerda (na direção da reação inversa).
4) Quando baixando a temperatura mudanças de equilíbrio:
a) com uma reação endotérmica (uma reação que ocorre com a absorção de calor) - para a esquerda (na direção da reação inversa);
b) em uma reação exotérmica (uma reação que prossegue com a liberação de calor) - à direita (na direção de uma reação direta).
As reações endotérmicas por escrito são indicadas pelo sinal no final da reação "+ Q" ou
"∆H > 0", exotérmico - sinal no final da reação "− Q" ou "∆H< 0».
Por exemplo: vamos analisar onde o equilíbrio no sistema se desloca:
2NO 2 (g) ↔ 2NO (g) + O 2 (g) + Q
a) um aumento na concentração de reagentes
b) diminuição da temperatura
c) aumento da temperatura
d) aumento da pressão
Solução:
a) um aumento na concentração de substâncias reagentes - o equilíbrio se desloca para a direita (uma vez que, de acordo com a lei da ação das massas, quanto maior a concentração de substâncias, maior a taxa de reação);
b) diminuição da temperatura (porque a reação é endotérmica) - deslocamento para a esquerda;
c) aumento da temperatura - deslocamento para a direita;
Entre as inúmeras classificações de tipos de reações, por exemplo, aquelas que são determinadas pelo efeito térmico (exotérmica e endotérmica), pela mudança nos estados de oxidação das substâncias (redox), pelo número de componentes nelas envolvidos (decomposições, compostos), e assim por diante, reações que ocorrem em duas direções mútuas, também chamadas reversível . Uma alternativa às reações reversíveis são as reações irreversível, durante o qual se forma o produto final (precipitado, substância gasosa, água). Essas reações incluem o seguinte:
Reações de troca entre soluções salinas, durante as quais um precipitado insolúvel é formado - CaCO 3:
Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO3↓ + 2KOH (1)
ou uma substância gasosa - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO2+ 3H2O (2)
ou uma substância pouco dissociada é obtida - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2O(3)
Se considerarmos uma reação reversível, ela prossegue não apenas na direção direta (nas reações 1,2,3 da esquerda para a direita), mas também na direção oposta. Um exemplo de tal reação é a síntese de amônia a partir de substâncias gasosas - hidrogênio e nitrogênio:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Nesse caminho, Uma reação química é chamada reversível se ocorre não apenas no sentido direto (→), mas também no sentido inverso (←). e é indicado pelo símbolo (↔).
A principal característica desse tipo de reação é que os produtos da reação são formados a partir dos materiais de partida, mas, ao mesmo tempo, os reagentes de partida são formados a partir dos mesmos produtos, inversamente. Se considerarmos a reação (4), então em uma unidade relativa de tempo, simultaneamente com a formação de dois mols de amônia, eles se decompõem com a formação de três mols de hidrogênio e um mol de nitrogênio. Vamos denotar a velocidade da reação direta (4) pelo símbolo V 1, então a expressão para esta velocidade terá a forma:
V 1 = kˑ [Í 2 ] 3 ˑ , (5)
onde o valor de "k" é definido como a constante de velocidade de uma determinada reação, os valores de [H 2 ] 3 e correspondem às concentrações das substâncias de partida elevadas à potência correspondente aos coeficientes na equação da reação. De acordo com o princípio da reversibilidade, a velocidade da reação inversa terá a expressão:
V 2 = kˑ 2 (6)
No momento inicial, a velocidade da reação direta assume o valor máximo. Mas gradualmente as concentrações dos reagentes iniciais diminuem e a velocidade da reação diminui. Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa começa a aumentar. Quando as taxas das reações direta e inversa se tornam as mesmas (V 1 \u003d V 2), vem estado de equilíbrio , no qual não há alteração nas concentrações dos reagentes inicial e formado.
Deve-se notar que algumas reações irreversíveis não devem ser tomadas literalmente. Vamos dar um exemplo da reação mais citada da interação de um metal com um ácido, em particular, zinco com ácido clorídrico:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)
De fato, o zinco, quando dissolvido em ácido, forma um sal: cloreto de zinco e gás hidrogênio, mas depois de algum tempo a velocidade da reação direta diminui, à medida que a concentração de sal na solução aumenta. Quando a reação praticamente para, uma certa quantidade de ácido clorídrico estará presente na solução junto com cloreto de zinco, então a reação (7) deve ser dada da seguinte forma:
2Zn + 2HCl = 2Zn-Cl + H 2 (8)
Ou no caso da formação de um precipitado insolúvel obtido por vazamento de soluções de Na 2 SO 4 e BaCl 2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
o sal de BaSO 4 precipitado, embora em pequena medida, se dissociará em íons:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Portanto, os conceitos de reações irreversíveis e irreversíveis são relativos. No entanto, tanto na natureza quanto nas atividades práticas das pessoas, essas reações são de grande importância. Por exemplo, os processos de combustão de hidrocarbonetos ou substâncias orgânicas mais complexas, como o álcool:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)
são processos completamente irreversíveis. Seria considerado um sonho feliz da humanidade se as reações (11) e (12) fossem reversíveis! Então seria possível sintetizar gás e gasolina e álcool a partir de CO 2 e H 2 O novamente! Por outro lado, reações reversíveis como (4) ou a oxidação do dióxido de enxofre:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
são os principais na produção de sais de amônio, ácido nítrico, ácido sulfúrico, etc., tanto compostos inorgânicos quanto orgânicos. Mas essas reações são reversíveis! E para obter os produtos finais: NH 3 ou SO 3, é necessário utilizar métodos tecnológicos como: alterar as concentrações dos reagentes, alterar a pressão, aumentar ou diminuir a temperatura. Mas isso já será assunto do próximo tópico: "Deslocamento do equilíbrio químico".
blog.site, com cópia total ou parcial do material, é necessário um link para a fonte.
DEFINIÇÃO
Reação química chamado de transformação de substâncias em que há uma mudança em sua composição e (ou) estrutura.
A reação é possível com uma proporção favorável de fatores de energia e entropia. Se esses fatores se equilibram, o estado do sistema não muda. Nesses casos, diz-se que os sistemas estão em equilíbrio.
As reações químicas que ocorrem em uma direção são chamadas de irreversíveis. A maioria das reações químicas são reversíveis. Isso significa que, nas mesmas condições, ocorrem reações diretas e inversas (especialmente quando se trata de sistemas fechados).
O estado de um sistema em que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa é chamado de equilíbrio químico. . Neste caso, as concentrações de reagentes e produtos de reação permanecem inalteradas (concentração de equilíbrio).
Constante de equilíbrio
Considere a reação para obtenção de amônia:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Vamos escrever as expressões para calcular as taxas de reações diretas (1) e reversas (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
As velocidades das reações direta e inversa são iguais, então podemos escrever:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
A razão entre duas constantes é uma constante. A constante de equilíbrio é a razão entre as constantes de velocidade das reações direta e inversa.
K = 2/3
Em termos gerais, a constante de equilíbrio é:
mA + nB ↔ pC + qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
A constante de equilíbrio é a razão dos produtos das concentrações dos produtos da reação elevados às potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos para o produto das concentrações das substâncias de partida elevadas às potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos.
Se K é expresso em termos de concentrações de equilíbrio, então Ks é mais frequentemente denotado. Também é possível calcular K para gases em termos de suas pressões parciais. Neste caso, K é denotado como K p. Existe uma relação entre K s e K p:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
onde Δn é a mudança no número de todos os mols de gases durante a transição de reagentes para produtos, R é a constante universal do gás.
K é independente da concentração, pressão, volume e presença de um catalisador, e depende da temperatura e da natureza dos reagentes. Se K for muito menor que 1, então há mais substâncias de partida na mistura e, no caso de muito mais que 1, há mais produtos na mistura.
Equilíbrio heterogêneo
Considere a reação
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
A expressão para a constante de equilíbrio não inclui as concentrações dos componentes da fase sólida, portanto
O equilíbrio químico ocorre na presença de todos os componentes do sistema, mas a constante de equilíbrio não depende das concentrações de substâncias na fase sólida. O equilíbrio químico é um processo dinâmico. K fornece informações sobre o curso da reação e ΔG - sobre sua direção. Eles estão relacionados entre si:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Mudança no equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier
Do ponto de vista dos processos tecnológicos, as reações químicas reversíveis não são benéficas, pois é necessário ter conhecimento de como aumentar o rendimento do produto da reação, ou seja, é necessário aprender como deslocar o equilíbrio químico para os produtos da reação.
Considere uma reação na qual é necessário aumentar o rendimento de amônia:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g), ΔН< 0
Para deslocar o equilíbrio na direção de uma reação direta ou inversa, é necessário usar Princípio de Le Chatelier: se um sistema em equilíbrio é afetado por algum fator externo (aumento ou diminuição da temperatura, pressão, volume, concentração de substâncias), então o sistema neutraliza esse efeito.
Por exemplo, se a temperatura for aumentada em um sistema de equilíbrio, então de 2 reações possíveis, uma será endotérmica; se você aumentar a pressão, o equilíbrio se deslocará para a reação com um grande número de mols de substâncias; se o volume no sistema for reduzido, então a mudança de equilíbrio será direcionada para um aumento na pressão; se a concentração de uma das substâncias de partida for aumentada, então, de 2 reações possíveis, ocorrerá uma que levará a uma diminuição na concentração de equilíbrio do produto.
Assim, em relação à reação considerada, para aumentar o rendimento de amônia, é necessário aumentar a concentração das substâncias de partida; abaixe a temperatura, pois a reação direta é exotérmica, aumente a pressão ou diminua o volume.
Exemplos de resolução de problemas
EXEMPLO 1
Todas as reações químicas podem ser divididas em dois grupos: irreversível e reversível e reações. reações irreversíveis fluir até o final (até o consumo completo de um dos reagentes), e em reversível nenhum dos reagentes é completamente consumido, porque uma reação reversível pode ocorrer tanto na direção direta quanto na direção reversa.
Um exemplo de reação irreversível:
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Um exemplo de reação reversível:
Inicialmente, a velocidade da reação direta v pr é grande, e a velocidade da reação inversa v vol é igual a zero
 | A dependência das taxas de reações diretas e inversas no tempo τ. Quando essas velocidades são iguais, ocorre o equilíbrio químico. |
À medida que a reação prossegue, os materiais de partida são consumidos e suas concentrações caem. Ao mesmo tempo, os produtos da reação aparecem, suas concentrações aumentam. Como resultado, uma reação inversa começa a ocorrer e sua velocidade aumenta gradualmente. Quando as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais, ocorre o equilíbrio químico. É dinâmico, pois, embora as concentrações de substâncias no sistema permaneçam constantes, a reação continua a ocorrer tanto no sentido direto quanto no sentido inverso.
Se for igual v no v sobre isso é possível equiparar suas expressões de acordo com a lei de ação das massas*. Por exemplo, para a interação reversível de hidrogênio com iodo:
k pr ··= k volume 2 ou
Atitude constantes de velocidade das reações direta e inversa (K) é chamada de constante de equilíbrio. A uma temperatura constante, a constante de equilíbrio é um valor constante que mostra a razão entre as concentrações de produtos e substâncias de partida, que é estabelecida no equilíbrio. Valor K depende da natureza dos reagentes e da temperatura.
O sistema está em estado de equilíbrio enquanto as condições externas permanecerem constantes. Com o aumento da concentração de qualquer uma das substâncias participantes da reação, o equilíbrio se desloca para o consumo dessa substância; quando a concentração de qualquer uma das substâncias diminui, o equilíbrio se desloca para a formação dessa substância.
As reações químicas que ocorrem na mesma direção são chamadas irreversível.
A maioria dos processos químicos são reversível. Isso significa que, nas mesmas condições, ocorrem reações diretas e inversas (especialmente quando se trata de sistemas fechados). 
Por exemplo:
uma reação
em sistema aberto irreversível;
b) a mesma reação
em sistema fechado reversível.
Equilíbrio químico
Vamos considerar com mais detalhes os processos que ocorrem durante reações reversíveis, por exemplo, para uma reação condicional:
Baseado na lei da ação das massas taxa de reação direta:
Como as concentrações das substâncias A e B diminuem com o tempo, a velocidade da reação direta também diminui.
O aparecimento de produtos de reação significa a possibilidade de uma reação inversa e, com o tempo, as concentrações das substâncias C e D aumentam, o que significa que taxa de reação de volta.
Mais cedo ou mais tarde, será alcançado um estado no qual as velocidades das reações direta e inversa se tornarão iguais = .
O estado de um sistema em que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa é chamado de equilíbrio químico.
Neste caso, as concentrações dos reagentes e dos produtos da reação permanecem inalteradas. Eles são chamados de concentrações de equilíbrio. No nível macro, parece que em geral nada muda. Mas, na verdade, os processos diretos e reversos continuam, mas na mesma velocidade. Portanto, tal equilíbrio no sistema é chamado de móvel e dinâmico.
Vamos denotar as concentrações de equilíbrio de substâncias como [A], [B], [C], [D]. Então, como = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , Onde
onde α, β, γ, δ são expoentes, igual aos coeficientes na reação reversível; K igual - constante de equilíbrio químico.
A expressão resultante descreve quantitativamente estado de equilíbrio e é uma expressão matemática da lei da ação das massas para sistemas em equilíbrio.
A uma temperatura constante, a constante de equilíbrio é o valor é constante para uma dada reação reversível. Mostra a razão entre as concentrações dos produtos da reação (numerador) e dos materiais de partida (denominador), que é estabelecida no equilíbrio.
As constantes de equilíbrio são calculadas a partir de dados experimentais determinando as concentrações de equilíbrio dos materiais de partida e produtos da reação a uma certa temperatura.
O valor da constante de equilíbrio caracteriza o rendimento dos produtos da reação, a completude de seu curso. Se você obtiver K » 1, isso significa que no equilíbrio [C] γ [D] δ " [UMA] α [B] β , isto é, as concentrações dos produtos da reação prevalecem sobre as concentrações das substâncias de partida, e o rendimento dos produtos da reação é grande.
Quando K é igual a ≈ 1, o rendimento dos produtos da reação é correspondentemente pequeno. Por exemplo, para a reação de hidrólise de éster etílico de ácido acético
constante de equilíbrio:
a 20 °C tem um valor de 0,28 (ou seja, inferior a 1).
Isso significa que uma parte significativa do éster não foi hidrolisada.
No caso de reações heterogêneas, a expressão da constante de equilíbrio inclui as concentrações apenas daquelas substâncias que estão na fase gasosa ou líquida. Por exemplo, para a reação
As constantes de equilíbrio são expressas da seguinte forma:
O valor da constante de equilíbrio depende da natureza dos reagentes e da temperatura.
A constante não depende da presença de um catalisador, uma vez que altera a energia de ativação das reações direta e inversa na mesma quantidade. O catalisador só pode acelerar o início do equilíbrio sem afetar o valor da constante de equilíbrio.
O estado de equilíbrio é mantido por um tempo arbitrariamente longo sob condições externas constantes: temperatura, concentração de substâncias de partida, pressão (se gases estão envolvidos ou formados na reação).
Alterando essas condições, é possível transferir o sistema de um estado de equilíbrio para outro, correspondendo às novas condições. Tal transição é chamada deslocamento ou mudança de equilíbrio.
Considere diferentes maneiras de deslocar o equilíbrio usando o exemplo da reação da interação de nitrogênio e hidrogênio com a formação de amônia:
O efeito de alterar a concentração de substâncias
Quando nitrogênio N 2 e hidrogênio H 2 são adicionados à mistura de reação, a concentração desses gases aumenta, o que significa que a velocidade da reação direta aumenta. O equilíbrio se desloca para a direita, em direção ao produto da reação, ou seja, em direção à amônia NH 3.
N 2 + 3H 2 → 2NH 3
A mesma conclusão pode ser tirada analisando a expressão para a constante de equilíbrio. Com um aumento na concentração de nitrogênio e hidrogênio, o denominador aumenta, e desde que K é igual. - o valor é constante, o numerador deve aumentar. Assim, a quantidade do produto de reação NH3 aumentará na mistura de reação.
Um aumento na concentração do produto da reação de amônia NH 3 levará a um deslocamento do equilíbrio para a esquerda, em direção à formação de materiais de partida. Esta conclusão pode ser tirada com base em raciocínio semelhante.
Efeito da mudança de pressão
Uma mudança na pressão afeta apenas os sistemas em que pelo menos uma das substâncias está em estado gasoso. À medida que a pressão aumenta, o volume dos gases diminui, o que significa que sua concentração aumenta.
Suponha que a pressão em um sistema fechado seja aumentada, por exemplo, em 2 vezes. Isso significa que as concentrações de todas as substâncias gasosas (N 2, H 2, NH 3) na reação em consideração aumentarão 2 vezes. Nesse caso, o numerador na expressão para K igual aumentará 4 vezes e o denominador - 16 vezes, ou seja, o equilíbrio será perturbado. Para restaurá-lo, a concentração de amônia deve aumentar e as concentrações de nitrogênio e hidrogênio devem diminuir. A balança se deslocará para a direita. Uma mudança na pressão praticamente não tem efeito no volume de corpos líquidos e sólidos, ou seja, não altera sua concentração. Consequentemente, o estado de equilíbrio químico das reações nas quais os gases não participam não depende da pressão.
Efeito da mudança de temperatura
Com o aumento da temperatura, as velocidades de todas as reações (exo e endotérmicas) aumentam. Além disso, um aumento na temperatura tem um efeito maior na velocidade das reações que têm uma energia de ativação mais alta, o que significa que endotérmico.
Assim, a velocidade da reação inversa (endotérmica) aumenta mais do que a velocidade da reação direta. O equilíbrio se deslocará para o processo, acompanhado pela absorção de energia.
A direção do deslocamento de equilíbrio pode ser prevista usando Princípio de Le Chatelier:
Se uma influência externa é exercida em um sistema em equilíbrio (concentração, pressão, mudanças de temperatura), então o equilíbrio se desloca na direção que enfraquece essa influência.
Nesse caminho:
Com o aumento da concentração de reagentes, o equilíbrio químico do sistema se desloca para a formação de produtos de reação;
Com o aumento da concentração dos produtos da reação, o equilíbrio químico do sistema se desloca para a formação das substâncias de partida;
Com o aumento da pressão, o equilíbrio químico do sistema se desloca na direção da reação em que o volume de substâncias gasosas formadas é menor;
À medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio químico do sistema muda para uma reação endotérmica;
Com uma diminuição da temperatura - na direção do processo exotérmico.
O princípio de Le Chatelier é aplicável não apenas a reações químicas, mas também a muitos outros processos: evaporação, condensação, fusão, cristalização, etc. Na produção dos produtos químicos mais importantes, o princípio de Le Chatelier e cálculos decorrentes da lei de a ação em massa possibilita encontrar tais condições para a realização de processos químicos que proporcionem o rendimento máximo da substância desejada.
Material de referência para passar no teste:
tabela periódica
Tabela de solubilidade
