Question

測定中和熱實驗裝置如圖：
（1）若實驗測得稀溶液中，H⁺（aq）+OH^-（aq）═H₂O（1）；△H=-57.3kJ/mol
①下列說法正確的是：

 

A、稀鹽酸和稀 NaOH溶液反應的中和熱為-57.3kJ/mol
B、稀硫酸與稀NaOH溶液反應的中和熱為-57.3kJ/mol
C、濃硫酸與稀NaOH溶液反應的中和熱為-57.3kJ/mol
D、稀醋酸與稀NaOH溶液反應生成1mol水，放出57.3kJ熱量
②若將NaOH溶液換成Ba（OH）₂溶液，經測定向足量的稀硫酸溶液中加入100mL 0.4mol/L Ba（OH）₂溶液，放出熱量5.12kJ，試通過計算分析此實驗中導致中和熱變化的原因：

 

（2）取50mL 0.5mol/L NaOH溶液和30mL 0.5mol/L稀硫酸進行實驗，結果如下表所示：

溫度實驗次數	起始溫度t1/℃			終止溫度t2/℃	溫度差平均值 （t2-t1）/℃
	H2SO4	NaOH	平均值
1	26.2	26.0	26.1	30.1
2	27.0	27.4	27.2	33.3
3	25.9	25.9	25.9	29.8
4	26.4	26.2	26.3	30.4

如果近似認為兩種溶液的密度都是1g/cm³，中和后生成的溶液比熱容c=4.18J/（g?℃），則中和熱△H=

 

kJ/mol（小數點后保留1位）．上述實驗結果的數值與57.3kJ/mol 有偏差，產生偏差的原因可能是（填字母）

 

A．實驗裝置保溫隔熱效果差
B．在量取Na0H 溶液的體積時仰視讀數
C．分多次把NaOH 溶液倒人盛有硫酸的小燒杯中
D．用溫度計測定Na0H溶液的起始溫度后直接測定H₂S0₄溶液的溫度．

Answer 1

考點：中和熱的測定

專題：實驗題

分析：（1）①中和熱是強酸和強堿的稀溶液完全反應生成1mol水時放出的熱量，依據概念對選項分析判斷；
②根據熱量與物質的量的關系求出反應，然后比較分析即可；
（2）先判斷溫度差的有效性，然后求出溫度差平均值；
先根據Q=m?c?△T計算反應放出的熱量，然后根據△H=-

Q

n

kJ/mol計算出反應熱；
A．裝置保溫、隔熱效果差，測得的熱量偏小；
B．量取NaOH溶液的體積時仰視讀數，會導致所量的氫氧化鈉體積偏大，放出的熱量偏高；
C．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中，熱量散失較多；
D．溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接插入稀H₂SO₄測溫度，硫酸的起始溫度偏高；

解答： 解：（1）①A、符合中和熱的概念，故A正確；
B、符合中和熱的概念，故B正確；
C、濃硫酸稀釋放熱，中和熱小于-57.3kJ/mol，故C錯誤；
D、醋酸是弱電解質，電離過程需要吸熱，中和熱大于-57.3kJ/mol，故D錯誤；
故選AB．
②向足量的稀硫酸溶液中加入100mL 0.4mol/L Ba（OH）₂溶液，生成水的物質的量為0.1L×0.4mol/L×2=0.08mol，則生成1mol水的反應熱為

5.12kJ

0.08mol

=64kJ/mol＞57.4 kJ/mol，說明Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄也是放熱；
故答案為：生成1mol水的反應熱為

5.12kJ

0.08mol

=64kJ/mol＞57.4 kJ/mol，說明Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄也是放熱；
（2）4次溫度差分別為：4.0℃，6.1℃，3.9℃，4.1℃，第三組數據舍去，三次溫度差平均值=

4.0℃+3.9℃+4.1℃

3

=4.0℃；
50mL 0.5mol/L NaOH溶液和30mL 0.5mol/L稀硫酸溶液進行中和反應生成水的物質的量為0.05L×0.50mol/L=0.025mol，溶液的質量為：80ml×1g/cm³=80g，溫度變化的值為△T=4℃，則生成0.025mol水放出的熱量為Q=m?c?△T=80g×4.18J/（g?℃）×4.0℃=1337.6J，即1.3376KJ，所以實驗測得的中和熱△H=-

1.3376KJ

0.025mol

=-53.5 kJ/mol；
A．裝置保溫、隔熱效果差，測得的熱量偏小，中和熱的數值偏小，故A正確；
B．量取NaOH溶液的體積時仰視讀數，會導致所量的氫氧化鈉體積偏大，放出的熱量偏高，中和熱的數值偏大，故B錯誤；
C．分多次把NaOH 溶液倒人盛有硫酸的小燒杯中，熱量散失較多，測得溫度偏低，中和熱的數值偏小，故C正確；
D．溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接插入稀H₂SO₄測溫度，硫酸的起始溫度偏高，測得的熱量偏小，中和熱的數值偏小，故D正確．
故答案為：4.0；-53.5；ACD

點評：本題考查熱中和熱概念、測定原理及反應熱的計算，題目難度大，注意理解中和熱的概念以及測定反應熱的誤差等問題．