Question

【題目】利用下圖裝置測定中和熱的實驗步驟如下：

①用量筒量取50 mL 0.25 mol/L硫酸倒入小燒杯中，測出硫酸溶液溫度；

②用另一量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并測出其溫度；

③將NaOH溶液倒入小燒杯中，設法使之混合均勻，測出混合液最高溫度。

回答下列問題：

(1)倒入NaOH溶液的正確操作是_________

A．沿玻璃棒緩慢倒入 B．分三次少量倒入 C．一次迅速倒入

(2)使硫酸與NaOH溶液混合均勻的正確操作是__________

A．用溫度計小心攪拌 B．揭開硬紙片用玻璃棒攪拌 C．輕輕地振蕩燒杯 D．用套在溫度計上的環(huán)形玻璃棒上下輕輕地抽動

(3)實驗數(shù)據如下表：

溫度 實驗次數(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	29.5
2	27.0	27.4	27.2	32.3
3	25.9	25.9	25.9	29.2
4	26.4	26.2	26.3	29.8

①根據表中數(shù)據計算出來溫度差的平均值為______℃；

②近似認為0.55 mol/L NaOH溶液和0.25 mol/L硫酸溶液的密度都是1 g/cm3，中和后生成溶液的比熱容c＝4.18 J/(g·℃)。則中和熱ΔH＝_______( 取小數(shù)點后一位)。

③上述實驗數(shù)值結果與中和熱為57.3 kJ/mol有偏差，產生偏差的原因可能是____。

a．實驗裝置保溫、隔熱效果差 b．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度 c．量取NaOH溶液的體積時仰視讀數(shù) d．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中

Answer 1

【答案】C D 3.4 -56.8kJ/mol abcd

【解析】

本實驗的目的是測定中和熱，中和熱是指是強酸和強堿的稀溶液完全反應生成1mol水放出的熱量；本實驗中首先測定酸和堿反應前的溫度，然后測定反應終止溫度，然后利用比熱容將溫度轉化為熱量計算出中和熱。本實驗中為保證酸和堿完全反應，NaOH過量；實驗的關鍵是要保溫。

(1)為了減少熱量的散失，實驗過程中倒入NaOH溶液時，必須一次迅速的倒入，所以選C；

(2)溫度計是測量溫度的，不能使用溫度計攪拌；也不能輕輕地振蕩燒杯，否則可能導致液體濺出或熱量散失，影響測定結果；更不能打開硬紙片用玻璃棒攪拌，否則會有熱量散失；使硫酸與NaOH溶液混合均勻的正確操作方法是：用套在溫度計上的環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕地攪動，所以選D；

(3)①四次的溫差分別為3.4℃，5.1，3.3℃，3.5℃，第2組數(shù)據偏差較大舍去，所以平均溫差為=3.4℃；

②50mL0.25mol/L硫酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液進行中和反應，NaOH過量，所以生成水的物質的量為0.05L×0.25mol/L×2=0.025mol，溶液的質量為100ml×1g/cm3=100g，溫度變化的值△T=3.4℃，則生成0.025mol水放出的熱量為Q=mc△T=100g×4.18J/(g℃)×3.4℃=1421.2J，即1.4212kJ，所以實驗測得的中和熱△H=-=-56.8kJ/mol；

③實驗結果的絕對值小于中和熱的絕對值；

a．實驗裝置保溫、隔熱效果差，熱量散失較大，所得中和熱的絕對值偏小，故a符合；
b．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度，溫度計上沾有的NaOH與硫酸反應放出熱量，使得測定的初始溫度偏高，且造成熱量的散失，測定的溫差偏小，中和熱的絕對值偏小，故b符合。
c．量取NaOH溶液的體積時仰視讀數(shù)，會導致氫氧化鈉體積偏大，但硫酸少量，所以生成的水的物質的量不變，放出的總熱量不變，而加入的NaOH溶液體積偏大，會使混合液的質量偏大，則測得的溫差會偏小，中和熱的絕對值偏小，故c符合；
d．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中，熱量散失較大，所得中和熱的絕對值偏小，故d符合；
故答案為：abcd；