Question

17．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．
Ⅰ．配制0.50mol/L NaOH溶液
若實驗中大約要使用245mL NaOH溶液，至少需要稱量NaOH固體5.0g
Ⅱ．測定稀硫酸和稀氫氧化鈉中和熱的實驗裝置如下圖所示．
（1）寫出該反應的熱化學方程式（中和熱為57.3kJ/mol）：$\frac{1}{2}$H₂SO₄（aq）+NaOH（aq）=$\frac{1}{2}$Na₂SO₄（aq）+H₂O（l）△H=-57.3kJ/mol
（2）取50mL NaOH溶液和30mL硫酸溶液進行實驗，實驗數據如下表．
①請?zhí)顚懴卤碇械目瞻祝?br />

溫度 實驗次數	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0.50mol/L NaOH溶液和0.50mol/L硫酸溶液的密度都是1g/cm³，中和后生成溶液的比熱容c=4.18J/（g•℃）．則中和熱△H=-53.5kJ/mol（取小數點后一位）．
③上述實驗數值結果與57.3kJ/mol有偏差，產生偏差的原因可能是acd（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
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

分析 Ⅰ、根據公式m=nM=cVM來計算氫氧化鈉的質量，但是沒有245mL的容量瓶；
Ⅱ、（1）根據酸堿中和反應生成1mol液態(tài)水時放出57.3kJ的熱量書寫熱化學方程式；
（2）①先判斷溫度差的有效性，然后求出溫度差平均值；
②先根據Q=m•c•△T計算反應放出的熱量，然后根據△H=-$\frac{Q}{n}$kJ/mol計算出反應熱；
③a．實驗成功關鍵在于保溫，減少熱量損失；
b．量取NaOH溶液的體積時視線要和凹液面最低處相平；
c．應盡量一次快速將NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中；
d．溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接插入稀H₂SO₄測溫度，硫酸的起始溫度偏高．

解答 解：Ⅰ、需要稱量NaOH固體m=nM=cVM=0.5mol/L×0.5L×40g/mol=5.0g，故答案為：5.0；
Ⅱ、（1）已知稀強酸、稀強堿反應生成1mol液態(tài)水時放出57.3kJ的熱量，稀硫酸和氫氧化鋇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：$\frac{1}{2}$H₂SO₄（aq）+NaOH（aq）=$\frac{1}{2}$Na₂SO₄（aq）+H₂O（l）△H=-57.3kJ/mol；
故答案為：$\frac{1}{2}$H₂SO₄（aq）+NaOH（aq）=$\frac{1}{2}$Na₂SO₄（aq）+H₂O（l）△H=-57.3kJ/mol；
（2）①4次溫度差分別為：4.0℃，6.1℃，3.9℃，4.1℃，6.1℃舍去，溫度差平均值=4.0℃，故答案為：4.0；
②50mL0.50mol/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℃，則生成0.025mol水放出的熱量為Q=m•c•△T=80g×4.18J/（g•℃）×4.0℃=1337.6J，即1.3376kJ，所以實驗測得的中和熱△H=-$\frac{1.3376kJ}{0.025mol}$=-53.5 kJ/mol，
故答案為：-53.5kJ/mol；
③a．實驗裝置保溫、隔熱效果必須好，否則影響實驗結果，故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，故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，故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，故d正確．
故答案為：acd．

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，注意理解中和熱的概念、把握熱化學方程式的書寫方法，以及測定反應熱的誤差等問題．