Question

【題目】實驗小組用0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液進行反應熱測定。

（1）寫出該反應的熱化學方程式[生成1mol H2O(l)時的反應熱為-57.3 kJ·mol-1]________________________。

（2）取50mLNaOH溶液和30 mL硫酸溶液進行實驗。

①實驗數(shù)據(jù)如下表，溫度差平均值為_________

溫度 次數(shù)	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

②近似認為0.50 mol·L-1NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液的密度都是1.0 g·mL-1，中和后生成溶液的比熱容c=4.18 J·g-1·℃-1。則生成1 mol H2O(l)時的反應熱ΔH=_____（列出計算式即可，單位為kJ·mol-1）。

③上述實驗數(shù)值結果大于-57.3 kJ·mol-1，產生偏差的原因不可能是_____（填字母）。

a.實驗裝置保溫、隔熱效果差

b.量取NaOH溶液的體積時仰視讀數(shù)

c.分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中

d.用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度

Answer 1

【答案】H2SO4(aq)+2NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l)　ΔH=-114.6 kJ·mol-1 4.0℃ b

【解析】

（1）中和熱為強酸和強堿的稀溶液發(fā)生中和反應生成1molH2O(l)時的焓變，為-57.3 kJ·mol-1，NaOH和硫酸反應的熱化學方程式為：H2SO4(aq)+2NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l)　ΔH=；答案為：H2SO4(aq)+2NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l)　ΔH=-114.6 kJ·mol-1；

（2）①第2組數(shù)據(jù)偏差較大，不可靠，應舍去，其他三組的溫度差平均值為，答案為：4.0℃；

②50mL0.50 mol·L-1NaOH溶液和30 mL 0.50 mol·L-1硫酸溶液進行中和反應生成水的物質的量為，混合溶液的質量為，溫度變化的值為ΔT=4.0℃，則生成0.025mol水放出的熱量Q=，即1.3376kJ，所以實驗測得是中和熱ΔH=；答案為：；

③a．實驗裝置保溫、隔熱效果必須好，否則導致測得的放熱值偏小，得到的中和熱數(shù)值偏小，a項正確；

b．量取NaOH溶液的體積時仰視讀數(shù)，會導致所量的NaOH溶液體積偏大，放出的熱量值偏高，則測得中和熱的數(shù)值偏大，b項錯誤；

c．盡量一次快速地將NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中，分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中會導致熱量散失，使得測量的溫度差偏小。得到的中和熱的數(shù)值偏小，c項正確；

d．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度，酸堿中和放熱，使得測得的硫酸的起始溫度偏高，溫度差偏小，得到的中和熱的數(shù)值偏小，d項正確；

答案選b。