Question

【題目】實驗室用50mL0.50mol·L-1鹽酸、50mL0.50mol·L-1NaOH溶液和如圖所示裝置進行測定中和熱的實驗，得到表中的數據：

實驗次數	起始溫度		終止溫度
	鹽酸	NaOH溶液
1	20.2	20.3	23.7
2	20.3	20.5	23.8
3	21.5	21.6	24.9

（1）不能用銅絲攪拌棒代替環形玻璃攪拌棒的理由是_______

（2）根據上表中所測數據進行計算，則該實驗測得的中和熱△H=__________（鹽酸和NaOH溶液的密度按1gcm-3計算，反應后混合溶液的比熱容C按4.18J（g℃）-1計算，結果保留小數點后一位）。

（3）若將NaOH溶液改為相同體積、相同濃度的氨水，則實驗中測得的“中和熱”為△H1，則△H1與△H的關系為△H1________△H（填“大于”、“小于”、“等于”）。如改用60mL0.5mol·L-1的鹽酸與50mL 0.55mol·L-1的NaOH 溶液進行反應，與上述實驗相比，所放出的熱量_______（填“相等”或“不相等”），所求中和熱___（填“相等”或“不相等”）。

（4）若某同學利用上述裝置做實驗，有些操作不規范，造成測得中和熱的數值偏低，請你分析可能的原因是___（填字母序號）。

A 測量鹽酸的溫度后，溫度計沒有用水沖洗干凈

B 把量筒中的氫氧化鈉溶液倒入小燒杯時動作遲緩

C 做本實驗的當天室溫較高

D 將50mL0.55mol/L氫氧化鈉溶液取成了50mL0.55mol/L的氨水

E 在量取鹽酸時仰視計數

F 大燒杯的蓋板中間小孔太大．

Answer 1

【答案】Cu傳熱快，熱量損失大 -56.8kJ·mol-1 大于 不相等 相等 ABDF

【解析】

（1）金屬導熱快，熱量損失多；

（2）先根據表中測定數據計算出混合液反應前后的平均溫度差，再根據Q=m×c×△T計算出反應放出的熱量，然后計算出生成1mol水放出的熱量，就可以得到中和熱；

（3）氨水為弱電解質，電離過程需要吸收能量，反應放出的熱量相對應低一些；反應放出的熱量和所用酸以及堿的量的多少有關；并根據中和熱的概念和實質來回答；

（4）根據實驗成功的關鍵是保溫，如果裝置有能量散失，則會導致結果偏低，根據實驗中用到的試劑以及實驗操作知識來判斷。

（1）不能將環形玻璃攪拌棒改為銅絲攪拌棒，因為銅絲攪拌棒是熱的良導體；

答案為：Cu傳熱快，熱量損失大；

（2）第1次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.25℃，反應前后溫度差為：3.45℃；

第2次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.40℃，反應前后溫度差為：3.40℃；

第3次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為21.55℃，反應前后溫度差為：3.35℃；

三次溫度差的平均值為3.40℃，

50mL0.50molL1鹽酸、50mL0.55molL1NaOH溶液的質量m=100mL×1g/mL=100g，c=4.18J/(g℃)，代入公式Q=cm△T得生成0.025mol的水放出熱量Q=4.18J/(g℃)×100g×3.40℃=1421.2J=1.4212kJ，即生成0.025mol的水放出熱量1.4212kJ，所以生成1mol的水放出熱量為=56.8kJ，即該實驗測得的中和熱△H=56.8kJ/mol；

故答案為：56.8kJ/mol；

（3）氨水為弱電解質，電離過程需要吸收能量，反應放出的熱量相對應低一些，故所求出的熱量Q偏低，導致△H1大于△H；反應放出的熱量和所用酸以及堿的量的多少有關，改用60mL0.50mol/L鹽酸跟50mL0.55mol/LNaOH溶液進行反應，與上述實驗相比，生成水的量增多，所放出的熱量偏高，但是中和熱的均是強酸和強堿反應生成1mol水時放出的熱，中和熱相等；

故答案為：大于；不相等；相等；

（4）A、測量鹽酸的溫度后，溫度計沒有用水沖洗干凈，在測堿的溫度時，會發生酸和堿的中和，溫度計示數變化值減小，所以導致實驗測得中和熱的數值偏小，故A正確；

B、把量筒中的氫氧化鈉溶液倒入小燒杯時動作遲緩，會導致一部分能量的散失，實驗測得中和熱的數值偏小，故B正確；

C、做本實驗的室溫和反應熱的數據之間無關，故C錯誤；

D、將50mL0.55mol/L氫氧化鈉溶液取成了50mL0.55mol/L的氨水，由于氨水是弱堿，弱堿電離要吸熱，導致實驗測得中和熱的數值偏小，故D正確；

E、在量取鹽酸時仰視計數，會使得實際量取體積高于所要量的體積，酸過量，可以保證堿全反應，導致實驗測得中和熱的數值偏高，故E錯誤；

F、大燒杯的蓋板中間小孔太大，會導致一部分能量散失，導致實驗測得中和熱的數值偏小，故F正確；

故選：ABDF。