Основные вопросы химии

Размещено на http://www.allbest.ru

Размещено на http://www.allbest.ru

Министерство образования и науки Российской Федерации

федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ОТКРЫТЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ В.С. ЧЕРНОМЫРДИНА»

ЧЕБОКСАРСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ (ФИЛИАЛ)

Кузьмина О.В.

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

по дисциплине

«ХИМИЯ»

Методические указания

для студентов инженерно-технических (нехимических)

направлений и специальностей

УДК 542

Рецензент:

к.т.н., ФЕДОРОВ А.Ф.

Лабораторные работы по дисциплине «Химия». Методические указания для студентов инженерно-технических (нехимических) направлений и специальностей. Кузьмина О.В. - ЧПИ(ф) ГОУ ВПО МГОУ, Чебоксары, 2011 г. - 92 с.

Методические указания к лабораторному практикуму по химии предназначены для студентов очной, заочной и заочно-сокращенной форм обучения, получающих образование по программам бакалавриата и специалитета по следующим направлениям: 140400 «Электроэнергетика и электротехника», 190600 «Эксплуатация транспортно-технологических машин и комплексов», 220400 «Управление в технических системах», 270800 «Строительство», 150400 «Металлургия», 151900 «Конструкторско-технологическое обеспечение машиностроительных производств» и специальностям 190109 «Наземные транспортно-технологические средства», 271101 «Строительство уникальных зданий и сооружений».

В пособие включены лабораторные работы по темам: химическая термодинамика и кинетика, химическое равновесие, электролитическая диссоциация, гидролиз солей, реакции обмена в растворах электролитов, окислительно-восстановительные реакции, электрохимические процессы, комплексные соединения, коллоидные системы. Каждой теме предшествует краткий обзор теории, в конце каждой лабораторной работы приведены вопросы для самоподготовки.

химическая реакция раствор электролитическая диссоциация

Кузьмина О.В., 2011

ЧПИ (ф) МГОУ имени В.С. Черномырдина, 2011

ВВЕДЕНИЕ

Основной целью лабораторного практикума являются углубление и закрепление основных теоретических положений химии, выработка навыков проведения эксперимента и самостоятельного теоретического толкования наблюдаемых явлений, умение обрабатывать полученные результаты и формулировать выводы.

Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студенту необходимо ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения основных лабораторных операций. Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы, ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и техники безопасности. Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описание лабораторной работы.

Правила работы в химической лаборатории.

1. Работа студентов в лаборатории разрешается в часы, отведенные по расписанию. Работа в дополнительное время допускается под наблюдением преподавателя или лаборанта по согласованию с преподавателем.

2. Все лица, приступающие к выполнению лабораторных работ, проходят инструктаж и сдают зачет по технике безопасности в объеме настоящих правил. Лицо, прошедшее инструктаж, расписывается в специальной тетради, фиксируя тем самым обязательство не нарушать установленных правил по технике безопасности и знание возможных последствий, связанных с их нарушением. Без инструктажа по технике безопасности к выполнению лабораторных работ никто не может быть допущен.

3. Не разрешается принимать в лаборатории пищу, пить воду, взятую из водопроводного крана, и курить.

4. Работа в химической лаборатории требует большой внимательности, аккуратности и осмотрительности. Передвигаться по лаборатории следует неторопливо и осмотрительно, особенно в тех случаях, когда вы переносите сосуды с кислотой, щелочью и т. п.

5. Работающий обязан соблюдать чистоту как на своем рабочем месте, так и в местах общего пользования, не загромождать свое рабочее место лишними предметами.

6. Все сотрудники кафедры и работающие студенты должны уметь пользоваться защитными средствами, средствами огнетушения и уметь оказывать первую помощь пострадавшим. В лаборатории должна иметься аптечка с необходимым набором медикаментов.

7. Нельзя трогать, включать и выключать без разрешения преподавателя рубильники и электрические приборы.

8. Категорически запрещается выносить химические реактивы из лаборатории.

9. Нельзя вещества брать руками и пробовать их на вкус. Сухие соли нужно брать только чистым шпателем или ложечкой, предназначенными для данного реактива.

10. При определении веществ по запаху склянку следует держать на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу.

11. Опыты с ядовитыми веществами надо проводить в вытяжном шкафу.

12. При приливании реактивов или при нагревании нельзя наклоняться над отверстием сосуда во избежание попадания брызг на лицо и одежду.

13. С легковоспламеняющимися жидкостями нельзя работать вблизи нагревательных приборов.

14. Нельзя той же пипеткой, не вымыв ее, брать реактив из другой склянки.

15. Нельзя избыток реактива выливать из пробирки обратно в реактивную склянку. Для этого существуют специальные склянки для слива реактивов.

16. Опыты необходимо проводить всегда в чистой посуде. После опыта использованную посуду следует сразу же вымыть.

17. При нагревании жидкостей пробирку следует держать отверстием в сторону от себя и от соседей по работе.

18. При взбалтывании растворов в пробирках или колбах необходимо закрывать их пробкой.

19. Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливают кислоту в воду. Все опыты с концентрированными кислотами и щелочами проводить только под тягой.

Правила противопожарной безопасности

1. Осторожно обращайтесь с нагревательными приборами. При перегорании спирали электроплитки отключите плитку от электросети.

2. При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками песок, войлок и т.п.

3. В случае воспламенения горючих веществ быстро погасите горелку, выключите электронагревательные приборы, оставьте сосуд с огнеопасным веществом и тушите пожар:

а) горящие жидкости прикройте войлоком, а затем, если нужно, засыпьте песком, но не заливайте водой;

б) в случае воспламенения щелочных металлов гасите пламя только сухим песком, но не водой.

4. Во всех случаях пожара в лаборатории немедленно вызовите пожарную команду; до прихода пожарной команды воспользуйтесь углекислотным огнетушителем.

Первая помощь при несчастных случаях

В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи: порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами, щелочами. В особо серьезных случаях необходимо немедленно обратиться к врачу.

Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка. Основные правила первой помощи сводятся к следующему:

1. При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом.

2. При ожоге рук или лица реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (в случае ожога щелочью), либо раствором соды (в случае ожога кислотой), а затем опять водой.

3. При ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обожженное место обработайте свежеприготовленным раствором перманганата калия, смажьте обожженное место мазью от ожога или вазелином. Можно присыпать ожог питьевой содой и забинтовать.

4. При химических ожогах глаз обильно промойте глаза водой, используя глазную ванночку, а затем обратитесь к врачу.

Требования к оформлению отчета

Каждый студент после выполнения лабораторной работы обязан оформить отчет. Отчет должен содержать следующие разделы:

1. Цель работы.

2. Методика проведения эксперимента (нумерация и название опытов, наблюдения в течение опыта, уравнения химических реакций,).

3. Результаты опытов (записываются в виде таблицы, приводятся расчетные формулы и вычисления).

4. Выводы.

Отчеты могут быть представлены на скрепленных листах формата А4 от руки или в распечатанном виде.

1. ОЗНАКОМЛЕНИЕ С НЕКОТОРЫМИ ОПЕРАЦИЯМИ ЛАБОРАТОРНОЙ ХИМИЧЕСКОЙ ПРАКТИКИ И ИЗМЕРИТЕЛЬНЫМИ ПРИБОРАМИ

1.1 Весы и взвешивание

Взвешиванием называют сравнение массы данного тела с массой гирь. В зависимости от точности взвешивания весы разделяют на следующие группы:

1) технические для грубого взвешивания (точность до 1 г);

2) технические для точного взвешивания (точность до 0,01 г);

3) аналитические (точность 10-4 -- 10-6 г);

4) специальные (пробирные, торсионные).

Рис.1.1 Технохимические весы:

1 - балансировочные гайки; 2 - коромысла; 3 - отвес; 4 - чашки; 5 - установочные винты; 6 - шкала; 7 - ручная арретира; 8 - стрелка.

Технические весы для точного взвешивания, так называемые технохимические весы (рис.1.1), состоят из коромысла 2, на котором укреплены три стальные или агатовые призмы: две на концах, обращенные ребром вверх, и одна посередине, обращенная ребром вниз. Коромысло своей средней призмой опирается на подушку, укрепленную на центральной колонке весов. Чашки весов 4 посредством серег подвешены на концевые призмы. Для определения состояния равновесия служит длинная стрелка 8 и шкала с делениями 6. Весы имеют арретир 7, т.е. приспособление, дающее возможность прекращать качания коромысла и связанной с ним стрелки. Арретир приподнимает коромысло и чашки весов и тем самым освобождает призмы от контакта с пластинками, что предохраняет призмы от преждевременного изнашивания. Неработающие весы всегда должны быть арретированы.

Приступая к взвешиванию, нужно убедиться, что весы правильно установлены. Для этого ручку арретира медленно поворачивают вправо и наблюдают за качанием стрелки. Если весы установлены правильно, то стрелка отклоняется от нулевого деления шкалы вправо и влево на одинаковое число делений. Если отклонение от нулевого деления шкалы в одну сторону больше, чем в другую, то весы нужно арретировать и обратиться к лаборанту с просьбой отрегулировать весы. Вещества взвешивают охлажденными до комнатной температуры. Взвешиваемое вещество помещают на левую чашку весов, а на правую - разновески в нисходящем порядке, начиная с самых крупных. Снимать и класть на чашки весов взвешиваемое вещество и разновесы следует только при арретированных весах. При взвешивании рекомендуется использовать специальную посуду: часовые стекла, тигли, бюксы. Когда взвешивание закончено, не снимать разновесы с чашки весов до того, как масса тела будет подсчитана (по пустым гнездам в ящике). Проверить массу, помещая разновесы обратно в ящик. Если в одной работе нужно сделать несколько взвешиваний, то необходимо пользоваться одними и теми же весами и набором разновесов.

1.2 Измерительные приборы

Ареометр - прибор для измерения плотности растворов. Он представляет собой стеклянный поплавок, в верхней узкой части которого имеется шкала с делениями, указывающими плотность. Каждый ареометр предназначен для жидкостей, плотность которых лежит в определенных пределах. Поэтому ареометр необходимо подбирать по ориентировочной плотности приготовленного раствора. Для измерения плотности раствор наливают в мерный цилиндр и осторожно опускают ареометр: ареометр не должен касаться стенок цилиндра, а свободно плавать в растворе. По шкале ареометра производят отсчет плотности по нижнему краю мениска. Ареометр позволяет определить плотность с точностью ± 0,003.

Далее по справочнику находят значение процентной концентрации раствора, соответствующее измеренной плотности. Если в справочнике не указано точное значение плотности или процентной концентрации, то его находят по методу интерполяции.

Фотоэлектроколориметр, или фотоколориметр, предназначен для определения оптической плотности окрашенных растворов. Если через окрашенный раствор пропускать свет, то часть световой энергии будет поглощаться молекулами окрашенного вещества. И чем больше в растворе таких молекул, тем больше световой энергии будет поглощено и тем меньше ее пройдет через раствор.

Логарифм отношения величины падающего светового потока (I0) к величине светового потока, выходящего из поглощающей среды (I), называется оптической плотностью раствора (D): D = lg I0/I.

Согласно одному из законов поглощения света - закону Беера - для одного и того же вещества при постоянной толщине раствора оптическая плотность прямо пропорциональна концентрации раствора (с): D=kc. Измеряя оптическую плотность нескольких растворов с разной, но известной концентрацией окрашенного вещества, строят калибровочную кривую зависимости оптической плотности от концентрации раствора (рис. 1.2). По калибровочной кривой можно определить концентрацию раствора, измерив его оптическую плотность.

Рис. 1.2. Зависимость оптической

исследуемый плотности раствора

от его концентрации (калибровочная кривая)

Правила работы на фотоэлектроколориметре:

1. Налить в кювету раствор до метки и протереть торцевые стенки кюветы фильтровальной бумагой.

2. Кювету с исследуемым раствором поместить в свободную ячейку правого кюветодержателя и передвижением рукоятки на правой стенке прибора установить ее на пути светового потока.

3. Перекрыть световые потоки. Для этого рукоятку на верхней панели прибора переместить вправо.

4. Установить стрелку микроамперметра на «0» с помощью рукоятки, расположенной на левой стенке прибора.

5. Установить правый и левый измерительные барабаны отсчета 0-100.

6. Открыть световые потоки - рукоятку на верхней панели переместить влево.

7. Вращением левого измерительного барабана добиться установки стрелки микроамперметра на «0».

8. Передвинуть правый кюветодержатель так, чтобы световой поток проходил через растворитель.

9. Вращением правого измерительного барабана добиться установки стрелки микроамперметра на «0».

10. По красной шкале правого барабана отсчитать значение оптической плотности раствора (с точностью до 0,001).

11. Вынуть кювету с раствором, вылить раствор и сполоснуть ее дистиллированной водой.

рН-метр - милливольтметр предназначен для определения водородного показателя среды (рН) и окислительно-восстановительного потенциала электрода.

Действие прибора основано на измерении разности потенциалов (ЭДС) двух электродов - измерительного и вспомогательного, помещенных в испытуемый раствор. В качестве измерительного электрода при определении рН раствора используют стеклянный электрод.

При соприкосновении поверхности стекла с раствором кислоты на ней происходит реакция ионного обмена и устанавливается ионное равновесие. При этом на границе возникает скачок потенциала, величина которого зависит от активности ионов водорода:

где Ер - равновесный потенциал электрода; Е0 - стандартный потенциал электрода; R - молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль•К); Т - абсолютная температура; F - постоянная Фарадея, равная 96 484 Кл/моль (~ 96 500 Кл/моль); аН+- активность ионов водорода.

В качестве вспомогательного электрода обычно применяют проточный хлорсеребряный электрод.

Правила работы на рН-метре:

1. Перед каждым погружением электродов в анализируемый раствор их необходимо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить с них избыток воды фильтровальной бумагой.

2. Переключатели «Виды работ» и «Пределы измерения» установить соответственно в положения «рН» и «-1-14».

3. Включить прибор в сеть 220 В. При этом на передней панели прибора загорается контрольная лампочка.

4. Провести ориентировочное измерение рН, после чего переключить тумблер в положение, соответствующее диапазону измеряемого рН, и провести точное измерение.

5. После измерения промыть электроды и погрузить, их в дистиллированную воду.

1.3 Лабораторная работа №1

Цель работы - ознакомление студентов с взвешиванием и некоторыми химическими измерительными приборами; научиться готовить растворы заданной концентрации и производить пересчеты концентраций растворов.

Опыт 1. Взвешивание веществ на технохимических весах

1а. Контрольное взвешивание. Убедитесь в правильной установке весов. Получите у лаборанта предмет для контрольного взвешивания, например, металлическую пластинку. Руководствуясь правилами взвешивания, взвесьте пластинку с точностью до 0,01 г. Запишите в журнал найденную массу пластинки. Узнайте у лаборанта истинную массу пластинки.

Рассчитайте абсолютную и относительную погрешности взвешивания.

Абсолютная погрешность ?е при определении массы представляет собой разность между истинной массой mист предмета и полученной опытным путем mоп:

Относительная погрешность д равна отношению абсолютной погрешности к истинной массе предмета и выражается в процентах:

Результаты опыта занесите в таблицу:

Номер	mоп, г	mист, г	?е	д, %

1б. Взвешивание сыпучих веществ (по указанию преподавателя взвесьте 0,5-1,5 г сухой соли).

Убедитесь в правильной установке весов. При арретированных весах положите на левую чашку весов лист бумаги («тару») и взвесьте его. В соответствии с полученным заданием на правую чашку весов добавьте необходимые разновесы. Насыпая соль небольшими порциями на «тару», добейтесь уравновешивания чашек весов.

Запишите в журнал массу навески с точностью до 0,01 г. Из бумаги («тары») сделайте пакетик, напишите на нем массу навески и химическую формулу взвешенной соли и сдайте лаборанту.

Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации разбавлением более концентрированного раствора.

Нужно приготовить V2 (мл) раствора указанной кислоты с молярной концентрацией C2 (моль/л) из раствора с массовой долей щ1(%) (все данные указываются преподавателем).

1) Вычислением находят объем V1 (мл) щ1%-го раствора кислоты, необходимый для приготовления заданного раствора.

Для этого:

а) находят массу кислоты, которая содержится в V2 (л) раствора с молярной концентрацией С2 (моль/л):

С=	нк-ты	, моль/л
	V2р-ра

Так как,, то нк-ты = С2· V2р-ра , моль

mк-ты = нк-ты ·Mк-ты = С2· V2р-ра ·Mк-ты, г

б) рассчитывают массу исходного раствора кислоты:

щ =	mк-ты ·100%	, %
	mр-ра

Так как, ,

mр-ра =	mк-ты ·100%	, г
	щ

то

mр-ра =	С2· V2р-ра ·Mк-ты ·100%	, г
	щ1

Далее подстановкой из (а) получают:

в) вычисляют объем раствора:

V1 =	mр-ра	, мл
	с1

Так как,

V1=	С2· V2р-ра ·Mк-ты ·100%	, мл
	щ1· с1

то

Обратите внимание, что объем V2 подстанавливается в литрах (л). Плотность с1 (г/мл) берут из справочника для соответствующей концентрации щ1 (%). Если в таблице отсутствует плотность этого раствора, то ее находят методом интерполяции (см. в п.1.2).

2) При помощи пипетки набирают рассчитанный объём V1 (мл) исходного раствора в мерную колбу объемом V2 (мл) и доливают водой до метки при перемешивании. Колбу плотно закрывают пробкой и раствор тщательно перемешивают. Измеряют ареометром плотность приготовленного раствора (с2) и определяют точную концентрацию раствора щ2 (при необходимости проводят интерполяцию) и пересчитывают массовую долю раствора на молярность, молярную концентрацию эквивалента, моляльность, титр и мольную долю растворенного вещества.

Опыт 3. Приготовление раствора из кристаллогидрата

Нужно приготовить 100 (250) мл раствора соответствующей соли с массовой долей вещества щ (указывается преподавателем).
1. Вычисляют массу соответствующего кристаллогидрата, необходимую для приготовления 100 (250) мл раствора заданной массовой доли вещества. Плотность раствора данной концентрации находят по справочнику. Если в таблице отсутствует плотность этого раствора, то ее находят методом интерполяции.

2. Взвешивают на технохимических весах рассчитанную массу вещества, переносят навеску в мерную колбу на 100 (250) мл. Вещество полностью растворяют в небольшом объеме воды, затем доводят объем раствора водой до метки. Измеряют ареометром плотность приготовленного раствора и определяют его истинную концентрацию. Далее нужно пересчитать массовую долю раствора на молярность, молярную концентрацию эквивалента, мольную долю растворенного вещества, моляльность и титр.

Опыт 4. Построение калибровочной кривой зависимости оптической плотности раствора от концентрации

Приготовьте пять растворов соли (CuSO4, NiCl2 или СоС12) с концентрацией в 50; 20; 10; 6,25 и 5 раз меньше исходного раствора. Для этого в бюретку налейте исходный раствор и установите ее в рабочее положение. В пять мерных колб на 50 мл из бюретки налейте исходного раствора: в первую - 1мл, во вторую - 2,5; в третью - 5; в четвертую - 8; в пятую - 10,0 мл. Долейте колбы водой до метки, закройте пробками и тщательно перемешайте растворы.

На фотоколориметре измерьте оптическую плотность приготовленных растворов, начиная с раствора меньшей концентрации. Пользуйтесь светофильтром № 7 для раствора CuSО4, № 8 - для раствора NiCl2 и № 9 - для раствора СоС12.

В лабораторном журнале запишите молярную концентрацию исходного раствора, рассчитайте концентрации всех приготовленных растворов.

Результаты опыта внесите в таблицу:

Номер колбы	Исходный раствор, мл	Молярная концентрация раствора, моль/л	Оптическая плотность раствора
1	1,0
2	2,5
3	5,0
4	8,0
5	10,0

На миллиметровой бумаге постройте калибровочную кривую зависимости оптической плотности раствора от его концентрации, откладывая на оси абсцисс концентрацию, на оси ординат оптическую плотность. Масштаб выберите таким образом, чтобы угол наклона калибровочной кривой был близок к 45°. Укажите состав и исходную концентрацию раствора. График вклейте в тетрадь.

Опыт 5. Определение концентрации раствора по его оптической плотности

Получите у лаборанта в пронумерованной мерной колбе раствор окрашенного вещества (CuSO4, NiCl2 или СоСl2) неизвестной концентрации. Долейте колбу дистиллированной водой до метки. На фотоколориметре измерьте оптическую плотность приготовленного раствора и по калибровочной кривой определите его молярную концентрацию. Запишите результат опыта в журнал и проверьте его правильность по номеру колбы у преподавателя.

1.4 Контрольные вопросы

1. При взвешивании на лабораторных технохимических весах на чашке весов оказались разновески 20 и 2 г. Как правильно записать массу взвешиваемого предмета?

2. Взяты навески 15 и 5 г. Для какой из них относительная ошибка при одинаковой точности взвешивания будет больше?

3. Каково назначение мерного цилиндра, бюретки, пипетки, мерной колбы?

4. Уровень каких растворов устанавливают по нижнему краю мениска? По верхнему краю мениска?

5. Что называется процессом титрования?

6. Что такое концентрация раствора? Перечислите основные способы выражения концентрации растворов.

2. ИЗМЕРЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

2.1 Основные положения химической термодинамики

Для характеристики внутреннего состояния вещества в химической термодинамике используют так называемые термодинамические функции состояния, например внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S). Функции состояния обладают общим свойством: изменение любой из них зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от того, каким именно способом это изменение осуществилось. Поэтому изменения термодинамических функций состояния в ходе химической реакции не зависят от пути прохождения этой реакции, а определяются только конечными и начальными веществами.

Под внутренней энергией системы понимается сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих данную систему. К

внутренней энергии относят: кинетическую энергию, обусловленную поступательными, вращательными и колебательными движениями частиц, и потенциальную энергию, обусловленную электростатическими силами, действующими как внутри частиц (например, между электронами и ядром), так и между частицами (например, диполь-дипольные взаимодействия).

Внутренняя энергия является функцией состояния системы. Ее обозначают буквой U и измеряют в единицах энергии (Дж). Абсолютное значение внутренней энергии невозможно измерить экспериментальным путем, возможно лишь определить ее изменение ?U = U2 - U1.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии: теплота Q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы А над внешней средой (первый закон термодинамики):

Q = ДU + А

Если химическая реакция протекает в открытом сосуде при постоянной температуре (р, Т = const) и единственным видом совершаемой работы является работа расширения (А = рДV), то теплота QP,T будет равна:

QP,T = ДU + pДV = ДH, где Н= U+ pV.

Величина Н называется энтальпией, которая является функцией состояния системы. Теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе QP,T равна изменению энтальпии системы ДH. На практике изменение энтальпии в ходе химического взаимодействия проявляется в наличии определенного теплового эффекта - количества тепла, выделяющегося или поглощающегося в ходе химической реакции.

При ДН>0 (теплота подводится к системе из окружающей среды) реакцию называют эндотермической, а при ДН<0 (теплота выделяется в окружающую среду) -- экзотермической.

Если в уравнении химической реакции указан ее тепловой эффект, уравнение называют термохимическим. Например:

N2 (г) + 3Н2 (г) = 2NH3 (г), ДН°298 = -92,4 кДж .

Расчеты термодинамических функций принято приводить к стандартным условиям. Общепринятыми стандартными условиями в термодинамике считаются температура 298 К (25°С), давление 101,3 кПа (1 атм) и концентрация 1 моль/л. Значение термодинамической функции, рассчитанное для 1 моль вещества при стандартных условиях, называется стандартной молярной функцией (например, стандартной энтальпией Н°).

При записи термохимических уравнений реакций указывают:

а) агрегатные состояния или аллотропные модификации веществ;

б) условия протекания процесса (ДН°298 - стандартный тепловой эффект реакции при 298 К).

Изменение энтальпии в процессе образования 1 моль химического соединения в его стандартном состоянии из простых веществ, также находящихся в их стандартных состояниях, при стандартных условиях называют стандартной молярной энтальпией образования данного соединения (?Н°обр или ?H°f, где индекс "f'" происходит от английского formation, что в переводе и означает образование). Соответственно тепловой эффект образования 1 моль данного соединения из простых веществ в их стандартных состояниях при стандартных условиях называют его стандартной теплотой образования, обозначаемой теми же символами. Размерность этих величин: Дж/моль.

Большинство химических соединений характеризуется отрицательными величинами стандартных молярных энтальпий образования. Энтальпии образования простых веществ (веществ, образованных атомами одного и того же элемента) приняты равными нулю.

Величины энтальпий образования химических соединений позволяют судить об их стабильности (устойчивости) относительно тех простых веществ, из которых они образованы. Как правило, большей устойчивости соединения отвечают более отрицательные величины энтальпий образования.

Область химии, которая занимается изучением тепловых эффектов, сопровождающих химические или фазовые превращения, называется термохимией. Экспериментальная методика, позволяющая опытным путем определить значение тепловых эффектов, носит название калориметрии (термин произошел от названия ныне устаревшей единицы измерения энергии - калории, составляющей 4,184 Дж).

Одним из законов термохимии является закон Г. И. Гесса (1840 г): тепловой эффект химической реакции зависит только от состояния исходных и конечных веществ и не зависит от числа промежуточных стадий.

Закон Г. И. Гесса позволяет вычислить тепловые эффекты для реакций, для которых прямое экспериментальное определение этой величины невозможно. Если теоретически представить какую-либо реакцию как совокупность нескольких последовательных стадий, то ?Н этой реакции будет равно сумме ?Н каждой из стадий.

Следствием из закона Гесса является возможность рассчитать тепловой эффект любой реакции, который равен сумме теплот образования ?Н°обр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования ?Н°обр исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Т.е. для реакции

аА + bВ = сС + dD

расчет теплового эффекта можно проводить по формуле:

?Н х.р.= (с ?Hобр С + d ?Hобр D) - (a ?Hобр А + b ?Hобр B),

при этом требуемые для расчета теплоты образования веществ, участвующих в данной реакции, можно найти в справочных таблицах термодинамических величин (приложение 9.1).

2.2 Лабораторная работа №2

Цель работы - выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций.

Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Для проведения эксперимента воспользуйтесь калориметрической установкой. Она состоит из калориметрического стакана 2 (0,5 л), вставленного в другой стакан 1 (наружный сосуд на 0,8 л). Во избежание потерь теплоты через стенки калориметрический сосуд и внешний стакан не должны соприкасаться. Для этого между ними помещают пробковые прокладки. Калориметрический стакан имеет крышку 3, в которую через отверстия вставлены термометр 4, мешалка 6 и воронка 5 для внесения веществ в стакан. Мешалку присоединяют к электромотору или приводят в движение вручную.

Теплоту, выделяющуюся или поглощающуюся в калориметре, вычисляют по формуле:

Q = Уc(T2 - T1)

где Т2 и T1 -- конечная и начальная температуры жидкости в калориметрическом стакане;

Уc -- теплоемкость системы, равная c1m1 + c2m2 (m1 и m2 - массы калориметрического стакана и жидкости в стакане);

с1 и с2 -- удельные теплоемкости стекла и жидкости).

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает уравнению

Н+ + ОН- = Н2О.

Стандартная теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием равна при 298 К - 55,9 кДж на один моль образующейся воды. Термохимическое уравнение реакции нейтрализации имеет вид:

Н+(ж) + ОН-(ж) = Н2О (ж) , ДН0298= -55,9 кДж/моль

В опыте используют 1 М растворы КОН, NaOH, HC1 и HNO3. Для нейтрализации берут равные объемы (120--180 мл) растворов кислоты и щелочи. Получите у преподавателя задание и запишите его в лабораторный журнал. Взвесьте сухой калориметрический стакан (с точностью до 0,1 г) или узнайте его массу у лаборанта. Соберите калориметрическую установку и через воронку налейте в сосуд заданный объем 1 М раствора щелочи. Запишите температуру раствора щелочи Тщ с точностью до 0,1 К. Налейте в мерный цилиндр такой же объем 1 М раствора кислоты и измерьте температуру раствора Тк с той же точностью. Начальная температура смеси кислоты и щелочи Т1 - среднее арифметическое от Тщ и Тк.

При работающей мешалке 1 через воронку 2 быстро влейте кислоту в калориметрический стакан и отметьте самую высокую температуру Т2, которую покажет термометр 6 после сливания растворов. Данные опыта сведите в таблицу:

Масса калориметрического стакана m1, кг	Суммарный объем жидкости в стакане V, мл	Температура, К
		Тщ	Тк	Т1	Т2

По полученным данным определите:

1. Разницу температур (Т2 - Т1).

2. Массу жидкости (m2) в калориметрическом стакане (при расчете считать плотность жидкости равной единице).

3. Теплоемкость системы (при расчете считать удельную теплоемкость стекла с1 = 0,75•103 Дж/(кг•К), а удельную теплоемкость раствора с2 = 4,18•103 Дж/(кг•К)).

4. Количество теплоты (Q), выделившейся при реакции.

5. Число молей нейтрализованной кислоты (щелочи) или число молей полученной воды (пН2О), учитывая заданную молярную концентрацию и объем раствора.

6. Теплоту нейтрализации ?Н0Т (кДж/моль Н2О).

Сравните полученную теплоту нейтрализации с теоретической и рассчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта. Запишите термохимическое уравнение проведенной реакции нейтрализации. Объясните убыль энтальпии в процессе нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Опыт 2. Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

Проведите опыт, описанный выше, взяв 1М растворы аммиака и уксусной кислоты. Вычислите теплоту нейтрализации в расчете на 1 эквивалент уксусной кислоты. Сравните результаты с данными предыдущего опыта.

Опыт 3. Определение теплоты гидратации сульфата меди (П).

Опыт проводится в калориметрической установке. В предварительно взвешенный калориметрический сосуд налейте 300 мл дистиллированной воды, с точностью до 0,1 К определите ее температуру. Отвесьте около 8 г сульфата меди с точностью до 0,01 г. Быстро и аккуратно высыпьте соль в калориметрический сосуд. Осторожно перемешивая раствор мешалкой, следите за изменением температуры. Отметьте наивысшую температуру раствора.

Вычислите количество теплоты, выделившейся при растворении CuSO4. За начальную примите температуру воды, а за конечную - наивысшую температуру раствора. Пусть плотность раствора равна единице, его удельная теплоемкость - удельной теплоемкости воды (4,18•103 Дж/ (К•кг). Вычислите теплоту растворения 1 моль CuSO4.

Опыт и расчеты повторите для кристаллогидрата CuSO4•5Н2О (навеска примерно 10 г). По найденным теплотам растворения CuSO4 и CuSO4•5H2O вычислите теплоту гидратации сульфата меди (II).

Опыт 4. Определение теплоты гидратации карбоната натрия.

Опыт проведите по методике, описанной в опыте 3. Навеска безводного карбоната натрия должна составлять около 7 г, а кристаллогидрата карбоната натрия - около 15 г на 300 мл воды.

Сделайте общие выводы по работе.

2.3 Контрольные вопросы

1. Напишите термохимические уравнения следующих реакций и процессов:

2. Какие реакции называют экзотермическими? Укажите экзотермические процессы:

При нейтрализации 0,5 моль КОН соляной кислотой выделилось 27,95 кДж теплоты. Рассчитайте, сколько молей воды образовалось при этом, и теплоту реакции нейтрализации. Запишите термохимическое уравнение реакции.

Теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием при стандартных условиях и 298 К равна - 55,9 кДжДмоль Н2О). Вычислите, сколько теплоты выделится при смешении 100 мл 0,5 М раствора НСl с 100 мл 0,5 М раствора NaOH.

Вычислите количество теплоты, которое выделится при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,5 г железа.

Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NO, исходя из следующих термохимических уравнений:

4 NH3 + 5 O2(г)= 4 NO(г) + 6 H2O(ж); ?H = -1168,80 кДж

4 NH3 + 3 O2(г)= 4 N2(г) + 6 H2O(ж); ?H = -1530,28 кДж.

При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект.

При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксида азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44.8 л NO в пересчете на нормальные условия?

При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.

Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением

4 NH3(г) + 3 O2(г)= 4 N2(г) + 6 H2O(ж); ?H = -1530,28 кДж.

Вычислите теплоту образования NH3(г).

3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

3.1 Химическая кинетика. Скорость химической реакции

В ходе химической реакции концентрации веществ непрерывно изменяются: исходные вещества расходуются - их концентрации понижаются, продукты реакции накапливаются - их концентрации растут. Химическую реакцию принято отображать химическим уравнением, в левой части (слева от знака равенства) которого представляют формулы исходных веществ (реагентов), а в правой части (справа от знака равенства) - формулы конечных веществ (продуктов взаимодействия).

aA + bB > cC + dD
реагенты	продукты реакции

Среднюю скорость гомогенной реакции можно оценить изменением концентраций веществ (ДC) в единицу времени (ф). Поскольку величина скорости может быть только положительной, берется модуль соответствующего отношения):

Для экспериментального определения величины скорости химической реакции необходимо следить за концентрацией исходных веществ и продуктов реакции через определенные промежутки времени. Если одним из продуктов реакции является газ, наблюдение за изменением его объема позволяет оценить и скорость реакции.

В первом приближении скорость реакции можно оценить по величине v=1/ф, где ф - интервал времени, проходящий от момента введения исходных веществ в реакцию до момента обнаружения каких-либо видимых изменений в системе (изменение цвета, прозрачности, образования осадка и т.п.). Такая временная характеристика скорости реакции наиболее проста в экспериментальном отношении и может быть использована (как относительная величина) для сравнения скоростей химических реакций, проводимых при разных условиях.

Одна и та же реакция может характеризоваться разными значениями скоростей при разных условиях ее проведения. Так, нагревание повышает скорость любой реакции, охлаждение замедляет химические процессы. Концентрированная кислота, как правило, энергичнее растворяет металл, чем разбавленная. Обычное железо окисляется кислородом воздуха очень медленно, тогда как мелкодисперсный железный порошок (так называемое пирофорное железо) на воздухе самовозгорается. Основными факторами, от которых зависит величина скорости химических реакций являются:

- природа реагирующих веществ,

- температура,

- концентрации реагирующих веществ,

- катализаторы,

- площадь поверхности (для реакций с участием твердых веществ).

По характеру протекания химические реакции делят на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные процессы происходят в однофазной, однородной (гомогенной) среде. Для таких процессов характерным является протекание химического взаимодействия равномерно по всему объему реакционной системы. Примерами могут служить газовые реакции или реакции в растворах. Гетерогенные химические реакции происходят в многофазной, неоднородной (гетерогенной) среде. В этом случае химический процесс происходит на поверхности раздела фаз. Например, опустив цинковую пластинку в раствор кислоты, можно наблюдать выделение газообразных продуктов исключительно на поверхности металлической пластинки.

Температурный фактор широко используется на практике для ускорения или замедления химических взаимодействий. Скорость большинства химических реакций резко возрастает с увеличением температуры. Приблизительно увеличение скорости при нагревании можно оценить с помощью правила Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10…20°С скорость реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза. Формула Вант-Гоффа позволяет рассчитать, во сколько раз возрастает скорость реакции при заданном увеличении температуры:

где vt2 - скорость реакции при температуре t2, vt1 - скорость реакции при температуре t1, г - температурный коэффициент реакции.

Зависимость скорости реакции aA + bB = cC + dD от текущих концентраций реагирующих веществ выражается кинетическим уравнением:

v = k cAm cBn ,

где v - скорость химической реакции; k - константа скорости реакции; cA и cB - текущие концентрации реагирующих веществ; m и n - частные порядки реакции соответственно по реагенту A и реагенту B (в общем случае - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции а и b).

Сумма частных порядков (m + n) называется общим порядком реакции. Частный порядок реакции по данному реагенту указывает на характер зависимости скорости реакции от концентрации этого реагента. Порядок реакции является постоянной величиной, которая может принимать не только целочисленные, но и дробные значения. Порядок реакции существенно зависит от механизма процесса и чаще всего не совпадает с соответствующими стехиометрическими коэффициентами a и b.

Следует иметь в виду, что в кинетическое уравнение гетерогенной реакции записывают только концентрации газообразных веществ (для систем "газ - жидкость" или "газ - твердая фаза") и растворенных веществ (для систем "раствор - твердая фаза").

Одним из методов ускорения реакции является применение катализаторов - веществ, которые увеличивают скорость реакции, но не расходуются при этом сами. Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции (снижению энергетического барьера реакции), что приводит к увеличению ее скорости.

3.2 Химическое равновесие

Большинство химических реакций обратимы: наряду с прямой реакцией (взаимодействие исходных веществ) происходит и обратная (взаимодействие продуктов реакции между собой). Поскольку каждая из реакций непрерывно поставляет реагенты для реакции противоположного направления, ни одна из них не прекращается, и вся система в целом носит динамический характер. В уравнениях подобных реакций вместо знака равенства ставят знак обратимости -. В некоторый момент времени скорости прямого и обратного процессов выравниваются - в системе устанавливается химическое равновесие.

Химическое равновесие является динамическим равновесием, поскольку при нем два противоположно направленных процесса протекают с равными скоростями. Концентрации веществ в состоянии равновесия называются равновесными концентрациями, они взаимосвязаны - изменение одной из них влечет за собой немедленное изменение остальных. Равновесные концентрации, в отличие от текущих концентраций, принято обозначать следующим образом: химическая формула данного вещества заключается в квадратные скобки, например, [NO] - равновесная концентрация оксида азота (II).

Экспериментальные исследования показывают, что для обратимой реакции общего вида:

aA + bB - cC + Dd

в состоянии равновесия выполняется следующее соотношение между равновесными концентрациями веществ:

Приведенное соотношение есть математическое выражение закона химического равновесия (закона действия масс). Оно показывает, что произведения равновесных концентраций (в степенях, показатели которых равны соответствующим стехиометрическим коэффициентам) исходных веществ и продуктов реакции связаны друг с другом через постоянную величину Kc, называемую константой химического равновесия. В случае гетерогенной системы следует учесть, что концентрации твердых и жидких индивидуальных веществ в выражение константы равновесия не входят.

Выражение константы равновесия через концентрации веществ чаще всего используют для реакций в растворах. Для реакций с участием газов константу равновесия целесообразнее выражать через парциальные давления газов, в этом случае ее обозначают символом Kp. Например, для реакции

2NO(г) + Cl2(г) - 2NOCl(г)

Химическая система, достигшая состояния равновесия, будет находиться в нем до тех пор, пока не изменятся те условия, при которых это равновесие установилось. Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением химического равновесия. Если в результате изменения внешних условий начинает преобладать прямая реакция, то говорят, что равновесие сместилось вправо. Напротив, преимущественное ускорение обратной реакции, расценивается как смещение равновесия влево. Направление смещения равновесия можно прогнозировать с помощью принципа Ле Шателье: если на равновесную систему оказать воздействие, изменив условия, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится так, чтобы оказанное воздействие уменьшилось.

Иными словами, при нарушении равновесия система стремится вновь вернуться в равновесное состояние (оно наиболее выгодно энергетически), поэтому при оказании на систему какого-либо воздействия ускоряется та реакция, протекание которой максимально противодействует вмешательству извне. На практике для смещения химического равновесия чаще всего используют изменения:

- температуры,

- общего давления,

- концентраций (парциальных давлений) веществ.

Влияние температуры на положение химического равновесия зависит от знака и величины теплового эффекта (ДH). Отрицательные величины ДH (ДH<0) характеризуют процессы, сопровождающиеся выделением тепла. Такие процессы называют экзотермическими. Положительные величины ДH (ДH>0) отвечают процессам, протекающим с поглощением тепла. Такие процессы называют эндотермическими. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (ДH>0), понижение температуры, напротив, благоприятствует протеканию экзотермической реакции (ДH<0). Обратите внимание: величина теплового эффекта, указанная в химическом уравнении, соответствует прямой реакции. Величина ДH обратной реакции имеет то же значение по абсолютной величине, но противоположна по знаку.

Давление разумно менять в тех системах, где хотя бы один из участников находится в газообразном состоянии, и объем реакционной смеси в ходе реакции изменяется. Повышение давления смещает равновесие в сторону протекания реакции, в которой происходит уменьшение количеств газообразных веществ, а понижение давления - в сторону реакции с увеличением количеств газообразных веществ. Информацию о количествах веществ, выражаемых в моль, легко получить из уравнения реакции (стехиометрические коэффициенты при соответствующих формулах). Например, в прямой реакции:

2SO2(г) + O2(г) - 2SO3(г)

2 моль диоксида серы (SO2) взаимодействует с 1 моль кислорода (O2) и при этом образуется 2 моль триоксида серы (SO3), т.е. из трех моль исходных газообразных веществ образуется два моль газообразного продукта (количества газов уменьшаются).

Изменение концентраций веществ - наиболее действенный фактор для смещения равновесия в растворах, где влияния температуры и давления незначительны. Добавление в реакционную смесь какого-либо вещества смещает равновесие в сторону той реакции, где это вещество расходуется (его концентрация понижается). Отвод какого-либо вещества из реакционной системы - в сторону реакции, где данное вещество образуется (его концентрация повышается). Очевидно, добавление исходных веществ сместит равновесие в сторону прямой реакции, а добавление продуктов - в сторону обратной.

3.3 Лабораторная работа №3

Цель работы - изучение скорости химической реакции и ее зависимости от концентрации реагирующих веществ, а также изучение влияния температуры и концентрации реагирующих веществ на положение химического равновесия.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na2S2O3 + H2SO4 > Na2SO4 + SO2 ^+ Sv + H2O

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы.

В три колбы поместите: в первую - 15 мл 0,05н раствора Na2S2O3; во вторую - 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл воды; в третью - 5 мл раствора Na2S2O3 и 10 мл воды. Затем, заметив время, в первую колбу прилейте 5 мл 1н раствора H2SO4, полученную смесь быстро перемешайте и отметьте время начала помутнения раствора. То же самое проделайте и с двумя другими колбами. Результаты измерений внесите в таблицу.

№ колбы	Объем, мл	Общий объем раствора, мл	Условная концент-рация Na2S2O3	Время начала помутне-ния ф, с	Относительная скорость реакции v=1/ф
	Na2S2O3	H2O	H2SO4
1	15	-	5	20	3
2	10	5	5	20	2
3	5	10	5	20	1

Постройте график зависимости относительной скорости реакции v от условной концентрации Na2S2O3. На основании построенного графика сделайте вывод о влиянии концентрации тиосульфата натрия на скорость протекания реакции.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие.

2а. В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия хлорида железа (III) с тиоцианатом (или роданидом) аммония.

FeCl3 + 3 NH4(NCS) - Fe(NCS)3 + 3NH4Cl

Тиоцианат железа (III) Fe(NCS)3 придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(NCS)3, т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

В пробирку на 2/3 внесите разбавленный раствор хлорида железа (III) FeCl3 и добавьте несколько капель тиоцианата аммония NH4(NCS), перелив из одной пробирки в другую размешайте раствор. Отметьте цвет образовавшегося раствора. Содержимое пробирки разделите на четыре части: в одну из пробирок добавьте несколько кристалликов FeCl3, в другую - NH4(NCS), в третью - NH4Cl, четвертую пробирку оставьте для сравнения. Снова перемешайте содержимое пробирок до образования однородных растворов. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае, сделайте выводы о смещении равновесия, напишите выражение константы равновесия данной реакции. Результаты опыта занесите в таблицу.

Вещество, добавленное в исходный раствор	Изменение интенсивности окраски (усиление или ослабление)	Направление смещения равновесия (вправо или влево)
FeCl3
NH4(NCS)
NH4Cl

Сделайте выводы по работе, применив принцип Ле Шателье.

2б. В данном опыте изучается влияние концентрации на положение химического равновесия в системе:

2CrO42- + 2H+ - 2Cr2O72- + H2O.

Взаимное превращение хромат- (CrO42-) и дихромат- (Cr2O72-) ионов происходит под влиянием изменения кислотности среды, определяемой концентрацией ионов водорода H+. Добавление в систему кислоты повышает концентрацию ионов H+, напротив, добавление щелочи вызывает связывание ионов H+ в малодиссоциирующие молекулы воды (H+ + OH- > H2O), и концентрация ионов H+ понижается. Направление смещения равновесия легко контролировать по изменению цвета: раствор, содержащий (CrO42-), и раствор, содержащий ионы (Cr2O72-) имеют разную окраску.

Для наблюдения указанных явлений налейте в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия (K2CrO4), а в другую 2-3 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и отметьте цвет каждого из них. Оставьте обе пробирки в качестве эталонов окраски. В третью пробирку налейте 1-2 мл хромата калия и добавьте к нему по каплям раствор серной кислоты до изменения цвета раствора. Отметьте полученный цвет, сравнивая его с цветом эталонов.

Затем к этому же раствору добавьте по каплям раствор щелочи и вновь отметьте цвет раствора, сравнивая его с эталонами. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Составьте выражение для константы равновесия данной системы. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения концентрации ионов H+. Какой из двух ионов более устойчив в кислой среде? Какой - в щелочной? Сделайте обобщенный вывод о влиянии изменения концентрации исходных и конечных веществ на положение химического равновесия.

Опыт 3. Изучение влияния температуры на положение химического равновесия.

Протекание прямого и обратного процессов в системе

NH3 + H2O - NH3·H2O - NH4+ + ОН- , ДH < 0
нейтральный раствор		щелочной раствор

связано с изменением кислотно-основного характера среды. В результате протекания прямого процесса образуются гидроксидные ионы - OH- , и среда становится щелочной. Обратный процесс приводит к образованию нейтральной среды (NH3 + H2O). О направлении смещения химического равновесия в данной системе можно судить по изменению цвета растворов в присутствии кислотно-основного индикатора фенолфталеина.

Прежде, чем приступать к исследованию равновесия, изучите поведение указанного индикатора в щелочной и нейтральной средах. Для этого добавьте несколько капель индикатора в пробирки, в одну из которых налит раствор щелочи, а в другую дистиллированная вода. Отметьте цвет в каждом случае.

...