Question

1．（1）已知H⁺（aq）+OH^-（aq）═H₂O（l）△H=-57.3kJ•mol^-1．若向三份等體積、等物質的量濃度的NaOH溶液中分別加入醋酸、濃硫酸、稀硝酸至恰好完全反應，并將上述過程中放出的熱量分別記為Q₁kJ、Q₂kJ、Q₃kJ．則三者的由小到大關系是Q₁＜Q₃＜Q₂（用Q₁、Q₂、Q₃表示）．
（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，其目的是減少熱量散失； 若實驗中不加蓋泡沫塑料板，則求得的中和熱數(shù)值偏�。ㄌ钇�大、偏小、無影響）
（3）實驗室用50mL 0.50mol•L^-1鹽酸、50mL 0.55mol•L^-1NaOH溶液利用如圖裝置，進行測定中和熱的實驗．假設鹽酸和氫氧化鈉溶液的密度都是1g/cm³，又知中和后生成溶液的比熱容c=4.18J/（g•℃）．為了計算中和熱，實驗時還需測量的數(shù)據(jù)有（填序號）ACE．
A．反應前鹽酸的溫度            B．反應前鹽酸的質量
C．反應前氫氧化鈉溶液的溫度    D．反應前氫氧化鈉溶液的質量
E．反應后混合溶液的最高溫度    F．反應后混合溶液的質量
（4）某學生實驗記錄數(shù)據(jù)如下：

實驗序號	起始溫度t1/℃		終止溫度t2/℃
	鹽酸	氫氧化鈉溶液	混合溶液
1	20.0	20.1	23.4
2	20.2	20.4	23.6
3	20.5	20.6	23.8

依據(jù)該學生的實驗數(shù)據(jù)計算，該實驗測得的中和熱△H為-55.2kJ/mol．（保留三位有效數(shù)字）

Answer 1

分析 （1）在稀溶液中，稀的強酸跟強堿發(fā)生中和反應而生成1mo水，這時的反應熱叫做中和熱．濃硫酸稀釋是一個放熱的過程，醋酸是弱電解質，電離時吸收熱量，據(jù)此解答；
（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；不蓋硬紙板，會有一部分熱量散失；
（3）根據(jù)中和熱計算公式Q=cm△T中涉及的未知數(shù)據(jù)進行判斷；
（4）先根據(jù)表中測定數(shù)據(jù)計算出混合液反應前后的平均溫度差，再根據(jù)Q=cm△T計算出反應放出的熱量，最后計算出中和熱．

解答 解：（1）中和熱是指在稀溶液中，稀的強酸跟強堿發(fā)生中和反應而生成1mo水放出的熱量，但濃硫酸稀釋也會放熱，醋酸是弱電解質電離時吸收一部分熱量，所以放出的總熱量：Q₁＜Q₃＜Q₂；
故答案為：Q₁＜Q₃＜Q₂；
（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，若兩個小孔開得過大，會導致散失較多的熱量，影響測定結果；大燒杯上如不蓋硬紙板，會有一部分熱量散失，求得的中和熱數(shù)值將會減小；
故答案為：減少熱量散失；偏�。�
（3）由Q=cm△T可知，測定中和熱需要測定的數(shù)據(jù)為：反應前鹽酸和氫氧化鈉溶液的溫度，反應前鹽酸和氫氧化鈉溶液的質量，反應后混合溶液的最高溫度；
故選：ACE；
（4）第1次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.05℃，反應后溫度為23.4℃，反應前后溫度差為3.35℃；
第2次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.3℃，反應后溫度為23.6℃，反應前后溫度差為：3.3℃；
第3次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.55℃，反應后溫度為23.8℃，反應前后溫度差為：3.25℃；
平均溫度差為：3.3℃，50mL 0.50mol•L^-1鹽酸、50mL 0.55mol•L^-1NaOH溶液的質量和為m=100mL×1g/cm³=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×3.3℃=1.3794kJ，即生成1mol的水放出熱量為=$\frac{1.3794kJ}{0.025}$kJ=55.2，即該實驗測得的中和熱△H=-55.2kJ/mol，
故答案為：-55.2kJ/mol．

點評 本題考查熱化學方程式以及反應熱的計算，題目難度大，注意理解中和熱測定原理以及測定反應熱的誤差等問題，試題有利于培養(yǎng)學生靈活應用所學知識的能力．