Question

1．某实验小组用0.50mol•L^-1 NaOH溶液和0.50mol•L^-1 硫酸进行中和热的测定．
Ⅰ．配制0.50mol•L^-1 NaOH溶液
若实验中大约要使用245mL NaOH溶液，至少需要称量NaOH固体5.0g．
Ⅱ．测定稀硫酸和稀氢氧化钠溶液中和热的实验．
（1）写出该反应的热化学方程式（中和热为57.3kJ•mol^-1）：$\frac{1}{2}$H₂SO₄（aq）+NaOH（aq）═$\frac{1}{2}$Na₂SO₄（aq）+H₂O（l）△H=-57.3kJ•mol^-1
（2）取50mL NaOH溶液和30mL硫酸进行实验，实验数据如下表．
①请填写表中的空白：已知：反应后混合溶液的比热容c=4.2×10^-3 kJ/（g•℃）

温度 实验　　 次数	起始温度t1/℃			终止温度 t2/℃	温度差平均值 （t2-t1）/℃
	H2SO4	NaOH	平均值
1	26.2	26.0	26.1	30.1	4.0℃
2	25.9	25.9	25.9	29.8
3	26.4	26.2	26.3	30.4

②用上述实验数值计算中和热-53.76kJ•mol^-1（小数点后保留两位数字）．
③能引起中和热偏高的原因是B
A．实验装置保温、隔热效果差
B．量取NaOH溶液的体积时仰视读数
C．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
D．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H₂SO₄溶液的温度．

Answer 1

分析 Ⅰ、（1）根据公式m=nM=cVM来计算氢氧化钠的质量，但是没有245mL的容量瓶；
Ⅱ、（1）①根据中和热是强酸和强碱的稀溶液完全反应生成1mol水放出的热量，标注物质聚集状态和对应焓变写出热化学方程式；
②先判断温度差的有效性，然后求出温度差平均值．
③先根据Q=m•c•△T计算反应放出的热量，然后根据△H=-$\frac{Q}{n}$kJ/mol计算出反应热；
④a．实验装置保温、隔热效果必须好；
b．量取NaOH溶液的体积时视线要和凹液面相平；
c．允许分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中；
d．用温度计测定NaOH溶液起始温度后，要将温度计回零直再测定H₂SO₄溶液的温度．

解答 解：Ⅰ、（1）没有245mL的容量瓶，所以用250mL的容量瓶，需要称量NaOH固体m=nM=cVM=0.5mol/L×0.25L×40g/mol=5.0g，故答案为：5.0；
Ⅱ．（1）强酸强碱的中和热为-57.3kJ/mol，中和热是强酸和强碱的稀溶液完全反应生成1mol水放出的热量，稀硫酸和稀氢氧化钠溶液反应的热化学方程式为：$\frac{1}{2}$H₂SO₄（aq）+NaOH（aq）═$\frac{1}{2}$Na₂SO₄（aq）+H₂O（l）△H=-57.3 kJ•mol^-1；
故答案为：$\frac{1}{2}$H₂SO₄（aq）+NaOH（aq）═$\frac{1}{2}$Na₂SO₄（aq）+H₂O（l）△H=-57.3 kJ•mol^-1；
（2）①3次温度差分别为：4.0℃，3.9℃，4.1℃，3组数据都有效，温度差平均值=$\frac{4.0℃+3.9℃+4.1℃}{3}$=4.0℃，
故答案为：4.0；
②50mL0.50mol/L氢氧化钠与30mL0.50mol/L硫酸溶液进行中和反应生成水的物质的量为0.05L×0.50mol/L=0.025mol，溶液的质量为：80ml×1g/ml=80g，温度变化的值为△T=4℃，则生成0.025mol水放出的热量为Q=m•c•△T=80g×4.2J/（g•℃）×4.0℃=1344J，即1.344KJ，所以实验测得的中和热△H=-$\frac{1.344KJ}{0.025mol}$=-53.76kJ/mol；
故答案为：-53.76；
③A．装置保温、隔热效果差，测得的热量偏小，中和热的数值偏小，故A错误；
B．量取NaOH溶液的体积时仰视读数，会导致所量的氢氧化钠体积偏大，放出的热量偏高，中和热的数值偏大，故B正确；
C．尽量一次快速将NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，不允许分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，故C错误；
D．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H₂SO₄测温度，硫酸的起始温度偏高，测得的热量偏小，中和热的数值偏小，故D错误．
故答案为：B．

点评 本题考查热化学方程式以及反应热的计算，题目难度大，注意理解中和热的概念、把握热化学方程式的书写方法，以及测定反应热的误差等问题．