Question

【題目】分別取40mL的0.50mol·L-1鹽酸與40mL的0.55mol·L-1NaOH溶液進(jìn)行中和反應(yīng)。通過測定反應(yīng)過程中所放出的熱量可計算中和熱。請回答下列問題：

（1）理論上稀強(qiáng)酸、稀強(qiáng)堿反應(yīng)生成1mol水時放出57.3kJ的熱量，寫出表示稀硫酸和稀NaOH溶液反應(yīng)的中和熱的熱化學(xué)方程式__。

（2）如圖所示，A為泡沫塑料板，上面有兩個小孔，分別插入溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒，兩個小孔不能開得過大，其原因是__。

（3）假設(shè)鹽酸和NaOH溶液的密度都是1g·cm-3，又知中和后生成溶液的比熱容c＝4.18J·g-1·℃-1。為了計算中和熱，實驗時還需測量的數(shù)據(jù)有(填字母)__。

A．反應(yīng)前鹽酸溶液的溫度

B．反應(yīng)前鹽酸溶液的質(zhì)量

C．反應(yīng)前NaOH溶液的溫度

D．反應(yīng)前NaOH溶液的質(zhì)量

E．反應(yīng)后混合溶液的最高溫度

F．反應(yīng)后混合溶液的質(zhì)量

（4）某學(xué)生實驗記錄數(shù)據(jù)如下：

實驗序號	起始溫度t1/℃		終止溫度t2/℃
	鹽酸	NaOH
1	20.0	20.1	23.2
2	20.2	20.4	23.4
3	20.5	20.6	23.6

依據(jù)該學(xué)生的實驗數(shù)據(jù)計算，該實驗測得的中和熱ΔH＝__。

Answer 1

【答案】NaOH(aq)＋H2SO4(aq)=Na2SO4(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3kJ·mol-1 減少熱量散失 ACE －51.8 kJ·mol-1

【解析】

(1)根據(jù)酸堿中和反應(yīng)生成1mol液態(tài)水時放出57.3kJ的熱量書寫熱化學(xué)方程式；

(2)根據(jù)測定中和熱過程中必須盡量減少熱量的散失分析；
(3)根據(jù)中和熱計算公式Q=cm△T中涉及的未知數(shù)據(jù)進(jìn)行判斷；

(4)先根據(jù)表中測定數(shù)據(jù)計算出混合液反應(yīng)前后的平均溫度差，再根據(jù)Q=cm△T計算出反應(yīng)放出的熱量，最后計算出中和熱。

(1)中和熱是指酸、堿的稀溶液完全反應(yīng)生成1 mol水時的反應(yīng)熱，則表示稀硫酸和NaOH稀溶液中和熱的熱化學(xué)方程式中水的計量數(shù)為1 mol，即：NaOH(aq)＋H2SO4(aq)=Na2SO4(aq) ＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，

故答案為：NaOH(aq)＋H2SO4(aq)=Na2SO4(aq) ＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1；

(2)泡沫塑料板上面兩個小孔，分別插入溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒，若兩個小孔開得過大，會導(dǎo)致散失較多的熱量，影響測定結(jié)果，

故答案為：減少熱量散失；

(3)由Q＝cmΔT可知，測定中和熱需要測定的數(shù)據(jù)為反應(yīng)前鹽酸溶液的溫度、反應(yīng)前NaOH溶液的溫度和反應(yīng)后混合溶液的最高溫度，

故答案為：ACE；

(4)第1次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.05 ℃，反應(yīng)后溫度為23.2 ℃，反應(yīng)前后溫度差為3.15 ℃；第2次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.3 ℃，反應(yīng)前后溫度差為3.1 ℃；第3次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.55 ℃，反應(yīng)前后溫度差為3.05 ℃；40 mL的0.50 mol·L－1鹽酸與40 mL的0.55 mol·L－1NaOH溶液的質(zhì)量和為m＝80 mL×1 g·cm－3＝80 g，c＝4.18 J·g－1·℃－1，代入公式Q＝cmΔT得生成0.02 mol的水放出熱量Q＝4.18 J·g－1·℃－1×80 g×≈1.037 kJ，生成1 mol的水放出熱量為1.037 kJ×≈－51.8 kJ·mol－1，該實驗測得的中和熱ΔH＝－51.8 kJ·mol－1，

故答案為：－51.8 kJ·mol-1。