Question

测定中和热实验装置如图：
（1）若实验测得稀溶液中，H⁺（aq）+OH^-（aq）═H₂O（1）；△H=-57.3kJ/mol
①下列说法正确的是：

 

A、稀盐酸和稀 NaOH溶液反应的中和热为-57.3kJ/mol
B、稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为-57.3kJ/mol
C、浓硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为-57.3kJ/mol
D、稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1mol水，放出57.3kJ热量
②若将NaOH溶液换成Ba（OH）₂溶液，经测定向足量的稀硫酸溶液中加入100mL 0.4mol/L Ba（OH）₂溶液，放出热量5.12kJ，试通过计算分析此实验中导致中和热变化的原因：

 

（2）取50mL 0.5mol/L NaOH溶液和30mL 0.5mol/L稀硫酸进行实验，结果如下表所示：

温度实验次数	起始温度t1/℃			终止温度t2/℃	温度差平均值 （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

如果近似认为两种溶液的密度都是1g/cm³，中和后生成的溶液比热容c=4.18J/（g?℃），则中和热△H=

 

kJ/mol（小数点后保留1位）．上述实验结果的数值与57.3kJ/mol 有偏差，产生偏差的原因可能是（填字母）

 

A．实验装置保温隔热效果差
B．在量取Na0H 溶液的体积时仰视读数
C．分多次把NaOH 溶液倒人盛有硫酸的小烧杯中
D．用温度计测定Na0H溶液的起始温度后直接测定H₂S0₄溶液的温度．

Answer 1

考点：中和热的测定

专题：实验题

分析：（1）①中和热是强酸和强碱的稀溶液完全反应生成1mol水时放出的热量，依据概念对选项分析判断；
②根据热量与物质的量的关系求出反应，然后比较分析即可；
（2）先判断温度差的有效性，然后求出温度差平均值；
先根据Q=m?c?△T计算反应放出的热量，然后根据△H=-

Q

n

kJ/mol计算出反应热；
A．装置保温、隔热效果差，测得的热量偏小；
B．量取NaOH溶液的体积时仰视读数，会导致所量的氢氧化钠体积偏大，放出的热量偏高；
C．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，热量散失较多；
D．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H₂SO₄测温度，硫酸的起始温度偏高；

解答： 解：（1）①A、符合中和热的概念，故A正确；
B、符合中和热的概念，故B正确；
C、浓硫酸稀释放热，中和热小于-57.3kJ/mol，故C错误；
D、醋酸是弱电解质，电离过程需要吸热，中和热大于-57.3kJ/mol，故D错误；
故选AB．
②向足量的稀硫酸溶液中加入100mL 0.4mol/L Ba（OH）₂溶液，生成水的物质的量为0.1L×0.4mol/L×2=0.08mol，则生成1mol水的反应热为

5.12kJ

0.08mol

=64kJ/mol＞57.4 kJ/mol，说明Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄也是放热；
故答案为：生成1mol水的反应热为

5.12kJ

0.08mol

=64kJ/mol＞57.4 kJ/mol，说明Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄也是放热；
（2）4次温度差分别为：4.0℃，6.1℃，3.9℃，4.1℃，第三组数据舍去，三次温度差平均值=

4.0℃+3.9℃+4.1℃

3

=4.0℃；
50mL 0.5mol/L NaOH溶液和30mL 0.5mol/L稀硫酸溶液进行中和反应生成水的物质的量为0.05L×0.50mol/L=0.025mol，溶液的质量为：80ml×1g/cm³=80g，温度变化的值为△T=4℃，则生成0.025mol水放出的热量为Q=m?c?△T=80g×4.18J/（g?℃）×4.0℃=1337.6J，即1.3376KJ，所以实验测得的中和热△H=-

1.3376KJ

0.025mol

=-53.5 kJ/mol；
A．装置保温、隔热效果差，测得的热量偏小，中和热的数值偏小，故A正确；
B．量取NaOH溶液的体积时仰视读数，会导致所量的氢氧化钠体积偏大，放出的热量偏高，中和热的数值偏大，故B错误；
C．分多次把NaOH 溶液倒人盛有硫酸的小烧杯中，热量散失较多，测得温度偏低，中和热的数值偏小，故C正确；
D．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H₂SO₄测温度，硫酸的起始温度偏高，测得的热量偏小，中和热的数值偏小，故D正确．
故答案为：4.0；-53.5；ACD

点评：本题考查热中和热概念、测定原理及反应热的计算，题目难度大，注意理解中和热的概念以及测定反应热的误差等问题．