ТЕМА 1. ОСНОВЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ХИМИЯ (ХИМИЯ ОБЩАЯ)

Методические указания и задания для выполнения контрольной работы бакалаврами факультета энергетики и электрификации очной и заочной формы обучения

Составители:

Г.Н.Аристова

В.В.Сентемов

Ижевск

ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА

УДК

ББК

Учебно-методическое пособие разработано в соответствии с требованиями ФГОС ВПО по направлению подготовки: 1) 110800- «Агроинженерия» (бакалавриат), 2)140100-«Теплоэнергетика и теплотехника» (бакалавриат)

Рассмотрено и рекомендовано к изданию редакционно-издательским советом ФГОУ ВО Ижевская ГСХА, протокол №___ от « __» _______2014 г.

Рецензенты:

В.А. Руденок – к. х. н., доцент кафедры химии ФБОУ ВО Ижевская ГСХА,

Л.А. Пантелеева – к. т. н., доцент кафедры электротехники, электрооборудования и электроснабжения ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА.

Составители

Г.Н. Аристова – ст. преподаватель кафедры химии ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА,

В.В.Сентемов- профессор кафедры химии ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА

Т Химия (Общая): метод. пособие /Сост. Г.Н. Аристова, В. В.Сентемов. – Ижевск: ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА, 2014.– с.

В методических указаниях приводятся опорные конспекты, алгоритмы и примеры решения задач, справочные материалы, задания для выполнения контрольной работы студентами очной и заочной формы обучения по направлению подготовки (бакалавриат) 110800- «Агроинженерия» и 140100 «Теплоэнергетика и теплотехника».

Содержание:

Введение...................................................................................................................4

Раздел I. Опорные конспекты …………………………………………………....8

Тема № 1. Классы неорганических соединений………………………….………..4

Тема № 2. Строение атома…………………………………………………….…...11

Тема № 3. Ковалентная связь……………………………………………………...14

Тема № 4. Энергетика химических реакций……………………………………...17

Тема № 5. Кинетика химических реакций………………………………………..22

Тема № 6. Способы выражения концентраций растворов..……………………..25

Тема № 7. Растворы неэлектролитов……………………………………………...29

Тема № 8. Растворы электролитов………………………………………………...31

Тема № 9. Гидролиз солей…………………………………………………….…...33

Тема № 10. Окислительно-восстановительные реакции………………………...36

Тема № 11. Электрохимия. Гальванические элементы………………………….40

Тема № 12. Электролиз…………………………………………………………….42

Тема № 13. Электрохимия. Коррозия металлов………………………………….46

Раздел II. Задания для самостоятельной работы …………………………...........54

Приложения…………………………………………………………………………49

Список литературы…………………………………………………………………55

ВВЕДЕНИЕ

Бакалаврам факультета энергетики и электрификации, будущая деятельность которых тесно связана с применением химии в профессии, необходимы качественные знания основ общей химии.

Данные методические указания подготовлены в соответствии ФГОС ВПО по направлениям подготовки 110800 – «Агроинженерия» (бакалавриат) и 140100 – «Теплоэнергетика и теплотехника» (бакалавриат).

Дисциплины «Химия» и «Химия (общая)» включены в базовую часть математического и естественнонаучного цикла дисциплин и должны формировать следующие компетенции:

ОК-1 - владение культурой мышления, способностью к обобщению, анализу, восприятию информации, постановке цели и выбору путей её достижения;

ОК-2 - умение логически верно, аргументировано и ясно строить устную и письменную речь;

ОК-3 – готовность к кооперации с коллегами, работе с коллективом;

ОК-11 (для 110800) - владение основными методами, способами и средствами получения, хранения, переработки информации, навыками работы с компьютером как средством управления информацией;

ОК-12 (для 140100) - способностью и готовностью к практическому анализу логики различного рода рассуждений, к публичным выступлениям, аргументации, ведению дискуссии и полемики;

ПК-1 – способность использовать основные законы естественнонаучных дисциплин в профессиональной деятельности, применять методы математического анализа и моделирования;

ПК-3 (для 140100) – готовностью выявить естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, и способностью привлечь для их решения соответствующий физико-математический аппарат;

В результате изучения дисциплины студент должен:

Знать: фундаментальные разделы общей химии, в т.ч. химические системы, химическую термодинамику и кинетику, реакционную способность веществ, химическую идентификацию, процессы коррозии и методы борьбы с ними; классификацию неорганических веществ, строение простых и сложных веществ; свойства химических элементов (металлов); выпускник должен обладать готовностью к кооперации с коллегами, работе с коллективом, методы, анализа веществ.

Уметь: использовать знания в области химии для освоения теоретических основ и практики при решении инженерных задач в области АПК; определять возможности и пути самопроизвольного протекания химических процессов, выбрать наиболее оптимальные; прогнозировать свойства элементов и их важнейших соединений по положению элементов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, сравнивать полученные данные и идентифицировать их с применяемыми методами.

Владеть: базовыми знаниями и умениями для изучения последующих дисциплин; формулированием правильных выводов и оцениванием возможности использования химических материалов в производственной деятельности, выполнение основных химических лабораторных операций.

Методические указания соответствуют примерной программе по химии и включают наиболее важные 13 тем, и составлены в 25 вариантах.

Подготовка данных методических указаний вызвана необходимостью обеспечения студентов учебно-методической литературой, соответствующей требованиям ФГОС ВО.

Цель пособия состоит в оказании помощи студентам в освоении теоретического и практического материала, предусмотренного рабочей программой.

Материал методических указаний разделен на 2 части (раздела).

Первый раздел «Опорные конспекты» включает 11 тем, в которых кратко в виде тезисов рассматриваются основные теоретические вопросы общей и неорганической химии. Эти знания необходимы для изучения свойств неорганических соединений, методов качественного и количественного анализа. Химия элементов в данном разделе не рассматривается в связи с большим объемом материала, но приводятся задания по химии металлов и сплавов. По каждой теме приводится разбор типовой задачи и алгоритмами ее выполнения.

Второй раздел «Задания для самостоятельной работы» включает 14 заданий. К каждому заданию прилагаются 25 вариантов задач.

Для решения задач требуются справочные данные, которые приводятся в приложении.

В методических указаниях указаны экзаменационные вопросы.

Основными задачами данного пособия являются:

1) методическая помощь студентам в освоении основных тем дисциплины;

2) оказание помощи для самостоятельной работы студента.

Самостоятельной работе студентов в вузе отводится половина учебного времени, изучаемой дисциплины.

При выполнении контрольных работ согласно своего варианта рекомендуется для лучшего усвоения и закрепления теоретического материала темы изучить сначала раздел «Опорные конспекты», чтобы понять сущность вопроса, теоретическое положение (его математическое выражение), уравнения реакций. Затем разобраться в решении типовой задачи и приступить к решению своей задачи.

РАЗДЕЛ I. ОПОРНЫЕ КОНСПЕКТЫ

ТЕМА 1. ОСНОВЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Оксиды

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления –2.

Названия состоят из: ● слова оксид;

● названия элемента с указанием степени окисления (если она переменная).

Классификация оксидов.

Гидроксиды – вода + оксид

Основные оксиды – это оксиды металлов в низших степенях окисления (+1, +2), которым соответствуют основания, и которые взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, а некоторые – с водой.

Na₂O → NaOH

CaO → Ca(OH)₂

BaO → Ba(OH)₂

K₂O → KOH

Химические свойства основных оксидов:

1) CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

2) СaO + CO₂ → CaCO₃

3) CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов, а также оксиды металлов в высших степенях окисления (+5, +6, +7), которым соответствуют кислоты, и которые взаимодействуют с основаниями, основными оксидами и с водой.

СO₂→ H₂CO₃ SO₃ → H₂SО₄

SiO₂ → H₂SiO₃ SO₂ → H₂SO₃

N₂O₅ → HNO₃ Cl₂O₇ → HClO₄

N₂O₃ → HNO₂ CrO₃ → H₂CrO₄

P₂O₅→ H₃PO₄ FeO₃→ H₂FeO₄

P₂O₃ → H₃PO₃ Mn₂O₇ → HMnO₄

Химические свойства кислотных оксидов:

1) SO₃ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

2) SO₃ + CaO → CaSO₄

3) SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Амфотерные оксиды – это оксиды металлов в промежуточных степенях окисления (чаще всего +3, +4), которым соответствуют и основания и кислоты, поэтому они взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

Например: ZnO, BeO, Al₂O₃, Cr₂O₃.

Zn(OH)₂ – основание Al(OH)₃ – основание

ZnO Al₂O₃

H₂ZnO₂ – кислота кислоты:

H₃AlO₃ – ортоалюминиевая

HAlO₂ – метаалюминиевая

Химические свойства амфотерных оксидов:

1) ZnO +2 HCl → ZnCl₂ + H₂O

2) ZnO + 2 NaOH ^t Na₂ZnO₂ + H₂O

цинкат натрия

3) ZnO + 2 NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

тетрагидроксоцинкат натрия

4) Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O

5) Al₂O₃ + 6 NaOH ^t 2 Na₃AlO₃ + 3 H₂O

ортоалюминат натрия

6) Al₂O₃ + 2 NaOH ^t 2 NaAlO₂+ H₂O

метаалюминат натрия

7) Al₂O₃ + 6 NaOH + 3 H₂O → 2 Na₃[Al(OH)₆]

гексагидроксоалюминат натрия

8) Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O → 2 Na[Al(OH)₄]

тетрагидроксоалюминат натрия

Кислоты

Кислоты: ● соединения, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотных остатков.

● электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на катионы водорода (Н⁺) и анионы кислотных остатков.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода (основности):

HCl H₂CO₃ H₃PO₄

2. По наличию атомов кислорода:

бескислородные

кислородсодержащие

HBr H₂SO₄

3. По степени растворимости в воде:

HNO₃ H₂SiO₃

4. По степени диссоциации (α ):

Необходимо запомнить 6 сильных кислот и 17 слабых, а также названия их анионов.

Сильные кислоты

Формула кислоты	Название кислоты	Название солей
H₂SO₄	Серная	Сульфаты
HNO₃	Азотная	Нитраты
HCl	Соляная (хлороводородная)	Хлориды
HBr	Бромоводородная	Бромиды
HI	Йодоводородная	Йодиды
HClO₄	Хлорная	Перхлораты
	Слабые кислоты
H₂SO₃	Сернистая	Сульфиты
HNO₂	Азотистая	Нитриты
HF (H₂F₂)	Димер плавиковой кислоты, Фтороводородная	Фториды
H₂S	Сероводородная	Сульфиды
H₂CO₃	Угольная	Карбонаты
H₂SiO₃	Метакремниевая	Метасиликаты
H₄SiO₄	Ортокремниевая	Ортосиликаты
H₃PO₄	Ортофосфорная	ортофосфаты
HPO₃	Метафосфорная	Метафосфаты
HPO₂	Метафосфористая	Метафосфиты
H₃PO₃	Ортофосфористая	Ортофосфиты
HCN	Синильная	Цианиды
HMnO₄	Марганцовая	Перманганаты
H₂CrO₄	Хромовая	Хроматы
H₂Cr₂O₇	Двухромовая	Дихроматы
CH₃COOH	Уксусная	Ацетаты
HCOOH	Муравьиная	Формиаты

Химические свойства кислот:

1) с основаниями – H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O;

2) с основными оксидами – H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O;

3) с металлами (до Н) HCl и разб. H₂SO₄ – 2 HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂;

4) с солями слабых и летучих кислот – 2 HCl+Na₂CO₃ → 2 NaCl+H₂O+CO₂

3. Основания

Основания: ● соединения, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксильных групп (ОН^{− 1}).

● электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на анионы гидроксильных групп (ОН^{− 1}) и катионы металлов.

Классификация оснований

1. По числу гидроксильных групп (ОН^{− 1}):

однокислотные

трёхкислотные

KOH Ba(OH)₂ Fe(OH)₃

2. По степени растворимости в воде:

NaOH Ca(OH)₂

3. По степени диссоциации (α ):

Необходимо запомнить сильные основания – это основания, образованные щелочными или щелочноземельными металлами (кроме Mg и Be).

Сильные основания	Слабые основания
Формула	Название	Формула	Название
LiOH	Гидроксид лития	NH₄OH или NH₃∙ H₂O	гидроксид аммония
NaOH	Гидроксид натрия	Fe(OH)₃	гидроксид железа (III)
KOH	Гидроксид калия	все остальные
RbOH	Гидроксид рубидия
CsOH	Гидроксид цезия
FrOH	Гидроксид франция
Ca(OH)₂	Гидроксид кальция
Sr(OH)₂	Гидроксид стронция
Ba(OH)₂	Гидроксид бария

Химические свойства Ме⁺ⁿ(OH)_n^-1:

1) с кислотами – 2 KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 H₂O;

2) с кислотными оксидами – 2 KOH + CO₂ → K₂CO₃ + H₂O;

3) с солями – 2 KOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄;

4) нерастворимые основания разлагаются при нагревании –

Cu(OH)₂ ^tCuO + H₂O;

5) амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями – Al(OH)₃ + 3 HCl → AlCl₃ + 3 H₂O;

Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄].

4. Соли

Cредние соли: ● соединения, состоящие из атомов металла и кислотных

остатков.

● электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков.

Al₂(SO₄)₃ NaHCO₃ MgOHCl

сульфат алюминия гидрокарбонат натрия гидроксохлорид магния

6. Комплексные Состоят из сложного комплекса – внутренней сферы, которая заключена в квадратные скобки, и внешней сферы.

4. Двойные Состоят из двух различных атомов Ме и кислотных остатков одной кислоты.

KAl(SO₄)₂ Ca(OCl)Cl K₃[Fe(CN)₆]

cульфат алюминия хлорид-гипохлорит гексацианоферрат (III)

калия кальция калия

Химические свойства средних солей:

1) с металлами (см. ряд напряжений) – CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu;

2) с кислотами – Na₂CO₃ + 2 HCl → 2 NaCl + CO₂ + H₂O

3) с солями – AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃.

Ионные уравнения реакций

! При составлении ионных уравнений реакций, помни:

1. Сильные электролиты (6 сильных кислот, 9 сильных оснований и все растворимые соли) расписываем на ионы.

2. Слабые электролиты, труднорастворимые и газообразные вещества записываются в виде молекул.

ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

Современное состояние:

1924 г. Луи де Броиль – двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм).

электрон – частица (m, υ, q)

электрон – волна (дифракция)

1927 г. В. Гейзенберг – принцип неопределенности (положение (е) вокруг ядра определить невозможно) при вращении (е) образуется атомная орбиталь (А: О) (электронное облако) – область пространства вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона более 95 %.

Квантовые числа характеризуют поведение электрона в атоме.

Таблица 1

Max (е) на Э.У.

Главное кв. Число n =1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,... ∞ (Э.У.) – запас энергии

Орбитальное кв. Число l = 0 до (n-1); форма орбитали, подуровень

Магнитное кв. Число m = - l, 0 + l положение орбитали в магнитных осях атома, число А.О.

Спиновое кв.ч. s = + ½ вращение А.О. вокруг своей оси

2n²

n =1 (2e) 1s²

n = 2 (8 e ) 2s²2p⁶

n = 3 (18 e ) 3s²3p⁶3d¹⁰

n = 4 (32 e ) 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴

l = O (S) ∙ l = O (S) l = 1 (P) l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = 3 (f) более сл.форма

m = 0 (1 А.О.) S ٱ m = -1, 0, +1 (3 А.О.) p m = -2, -1, 0, +1, +2 d m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 f

↑ (+1/2) ↓ (-1/2)

Выводы: Электроны в атоме закреплены за Э.У., которые в зависимости от формы А.О. расщепляются на подуровни, состоящие из А.О.

Таблица 2

1. Принцип минимальной энергии: Электроны в атоме заполняют тот подуровень, где меньше запас энергии.

2. Правило Клечковского: Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n+l), а при равной сумме в порядке уменьшения числа nи увеличения числа l. Реальная электронная схема: 1s²< 2s²< 2p⁶< 3s²< 3p⁶< 4s²< 3d¹⁰< 4p⁶< 5s²< 4d¹⁰< 5p⁶< 4s²< 5d¹< 4f¹⁴< 5d⁹< 6p⁶< 7s²< 6d¹< 5f¹⁴< 6d⁹< 7p⁶ Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов (медь, серебро, золото, хром, молибден, ниобий, рутений, родий, палладий, платина)

Продолжение таблицы 2

3. Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Следствие: В любой атомной орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами ↑ ↓ !

4. Правило Гунда: Электроны в пределах подуровня занимают максимальное число атомных орбиталей, но так чтобы их суммарный спин был максимальный. P³ ↑ ↑ ↑ 1/2 1/2 1/2 Σ =1, 5

5. Все химические элементы делят на семейства: s, p, d, f, в зависимости, какой подуровень заполняется в атоме последним.

6. Валентные электроны – это электроны участвующие в образовании химических связей. Валентные электроны расположены: у s – элементов в s орбиталях последнего Э.У. – ns у p – элементов в s и p орбиталях последнего Э.У. np ns у d – элементов в d орбиталях предпоследнего и s последнего Э.У. ns (n-1)d

7. Возбуждение атома возможно при условиях: а) наличие в атоме спаренных электронов, б) наличие свободных А.О., в) при возбуждении электроны распариваются – переходят с одного подуровня на другой только в пределах последнего Э.У.

8. Химические элементы делятся: Металлы Неметаллы 80 % 20 % s, p, d, f s, p 1.R ат. > 1. R ат. 1. R ат. <

2. Мало (е)-1, 2, 3 2. Число (е) на 2. Много (е)-4, 5, 6, 7 посл. Э.У.

3. К отдаче (е) 3. Выражена 3. К принятию (е) тенденция

Ме⁰-n(e)→ Ме⁺ⁿнеМе⁰+n(e)→ неМе^-n вос-ль окисление ок-ль восстановление

Продолжение таблицы 2

9. Степень окисления – условный заряд атома, вычисленный из предположения, что атом отдает либо принимает электроны. Ме проявляют только положительные степени окисления (С.О.). Высшая (С.О.) равна № группы. Исключения: IВ-(Cu, Ag, Au), VIIIB-(Fe, Co, Ni).

10. НеМе проявляют, как отрицательные (низшие (С.О.))=№ группы – 8, так и положительные (С.О.)=№ группы. Исключения: VIA(O), VIIA(F).

11. Генетическая связь между классами неорганических веществ I. Ме→ Ме^{(+1, +2)+n}О^-2→ Ме⁺ⁿ(ОН)^-1n Металл основной оксид основание II. неМе→ не МеО^-2(Ме^{+5, +6, +7}О^-2)→ HR Неметалл кислотный оксид кислота

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «СТРОЕНИЕ АТОМА»

Проанализируйте с точки зрения строения атома элемент с порядковым № 12.

Алгоритм.

а) найдем положение химического элемента в П.С. Д.И. Менделеева и составим электронную формулу, воспользовавшись реальной электронной схемой. см. табл.2 (п.2) и сделаем вывод: указав семейство и тип элемента. (см. п.5 и п.8)

б) Графически изобразим валентные электроны в нормальном и возбужденном состояниях (см. п.6 и п.7)

в) Укажем окислительно-восстановительные свойства атома, помня, что это металл (см. п.8)

Mg⁰ - 2

→ Mg⁺² (ок-с) вос-ль

г) Исходя из числа неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях, укажем устойчивые С.О. (см. п.9 или п.10)

О, + 2

д) Приведем примеры соединений в устойчивых степенях окисления (простое вещество, оксиды и гидроксиды см. п.11)

Mg⁰, Mg⁺²O

е) Укажем характер оксидов и гидроксидов (см.п.11)

MgO → Mg (OH)₂ основной основание оксид

ТЕМА 5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

(СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ)

Таблица 4

Под скоростью химической реакции (Jх.р.) понимают изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

J = ± DC/ Dt моль/л сек

- DС реагента ; + DС продукта D t D t

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Гомогенные Гетерогенные

в одной фазе в разных фазах

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА Jх.р.:

1.Концентрация (давление), С (р) –

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

НеобратимыеОбратимые

до конца (до завершения) ®в двух взаимнопро-

(®), если образуется: тивоположных нап-

а) осадок; равлениях ( )

б) газ;

в) слабый электролит.

Химическое равновесие – такое состояние системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции (J₁ = J₂), а концентрации всех веществ в системе становятся постоянными.

nA + mB « qC + pD

(1)

J J1 пр.

J1 = J2

J2 обр

. t

Константа равновесия (К.р.)

Гомогенная реакция Гетерогенная реакция

2 NO_(Г) +O_2(Г) « 2NO_2(Г) Ca CO_3(ТВ) « CaO_(ТВ) + CO_2(Г)

1. J₁ = J₂ (ЗДМ) 1. J₁ = J₂ (ЗДМ)

2. J₁ = [NO]²*[O₂]*k₁ 2. J₁ = k₁

3. J₂ = [NO₂]² *k₂ 3. J₂ = [СO₂] *k₂

4. [NO]² *[O₂] *k₁ = [NO₂]²*k₂ 4. k₁ = [СO₂]*k₂

5. т.к. k₁ и k₂ – const, то 5. т.к. k₁ и k₂ – const, то

6. k₁[NO₂]² 6. k₁[СO₂]

k₂ [NO]² *[O₂] k₂ 1

k₁k₁

k_{2 Р} k₂^р

7.[NO₂]² 7. К_Р= [CO₂]

_Р [NO]² *[O₂]

[C]^q*[D]^p для химической реакции (1)

_Р [A]ⁿ*[B]

Смещение химического равновесия.

Таблица 6

Принцип Ле Шателье: если изменить одно из условий (С, р, Т), при которых система находилась в состоянии равновесия, то, равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует произведённому изменению.

1. Влияние концентрации:

3 H₂ + N₂ « 2 NH₃ 3 H₂ + N₂ « 2 NH₃

[H₂] [H₂]¯