Question

【題目】某實驗小組用0.50mol/L NaOH溶液和0.50mol/L 硫酸溶液進行中和熱的測定，實驗裝置如圖所示。

（1）已知中和熱的理論值△H= -57.3kJ·mol－1，寫出NaOH溶液和稀硫酸反應的中和熱的熱化學方程式：_______________。

（2）取50mLNaOH溶液和30mL硫酸溶液進行實驗，實驗數據如下表。

實驗組	起始溫度t1/℃		終止溫度 t2/℃
	H2SO4	NaOH
1	26.2	26.0	30.1
2	27.0	27.4	33.1
3	26.4	26.2	30.5

①中和熱△H=____________（取小數點后一位）。[已知：比熱容c=4.18J·(g·℃)-1]

②上述實驗數值結果與-57.3 kJ·mol－1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．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中

c．量取NaOH溶液的體積時仰視讀數

d．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測量硫酸的溫度

（3）若取100mL0.50mol/L NaOH溶液和50mL0.50mol/L 硫酸進行中和熱的測定，其它實驗條件相同，則所測得中和熱的數值______（填“偏大”、“偏小”或“不變”）。

（4）已知一元弱酸HA(aq)與NaOH(aq)反應生成1mol H2O(l)時的△H= -23.1 kJ·mol－1，依據中和熱的理論值，則HA(aq)H+(aq)+A-(aq)的△H=____________。

Answer 1

【答案】 NaOH(aq) +H2SO4 (aq) ═Na2SO4 (aq)+H2O(l) △H= -57.3kJ·mol－1 -54.8kJ·mol－1 abd 不變 +34.2kJ·mol－1

【解析】（1）已知稀強酸、稀強堿反應生成1mol液態水時放出57.3kJ的熱量，稀硫酸和氫氧化鈉稀溶液都是強酸和強堿的稀溶液，則反應的熱化學方程式為： H2SO4（aq）+NaOH（aq）=Na2SO4（aq）+H2O（l）△H=-57.3kJ/mol；（2）①溫度差平均值=，但是第2組數據明顯有誤，所以刪掉，溫度差平均值=4.1°C；50mL0.50mol/L氫氧化鈉與30mL0.50mol/L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/mL=80g，溫度變化的值為△T=4.1℃，則生成0.025mol水放出的熱量為Q=mc△T=80g×4.18J/（g℃）×4.1℃=1371.0J，即1.3710kJ，所以實驗測得的中和熱△H=-=-54.8 kJ/mol；②a．實驗裝置保溫、隔熱效果必須好，否則影響實驗結果，選項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，則大于57.3kJ/mol，選項b錯誤；c．盡量一次快速將NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中，不允許分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中，選項c正確；d．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后，要將溫度計回零直再測定H2SO4溶液的溫度，選項d正確。答案選acd；（3）反應放出的熱量和所用酸以及堿的用量的多少有關，若取100mL0.50mol/L NaOH溶液和50mL0.50mol/L 硫酸進行中和熱的測定，與上述實驗相比，生成水的量增多，所放出的熱量偏高，但是中和熱均是強酸和強堿反應生成1mol水時放出的熱量，則所測得中和熱的數值不變；（4）已知一元弱酸HA(aq)與NaOH(aq)反應生成1mol H2O(l)時的△H= -23.1 kJ·mol－1，則：①HA(aq)+OH-(aq)= A-(aq)+ H2O(l) △H1= -23.1 kJ·mol－1；依據中和熱的理論值②OH-(aq) + H+(aq)═H2O(l) △H2= -57.3kJ·mol－1，則根據蓋斯定律，由①-②得：HA(aq)H+(aq)+A-(aq) △H=△H1-△H2=-23.1 kJ·mol－1-（-57.3kJ·mol－1）= +34.2kJ·mol－1。