Question

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

（1）寫出該反應的熱化學方程式[生成1 molH2O(l)時的反應熱為－57.3 kJ·mol－1]：___。

（2）取50 mLNaOH溶液和30 mL 硫酸溶液進行實驗，實驗數(shù)據(jù)如表。

①請?zhí)顚懕碇械目瞻祝?/span>

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0.50mol·L－1NaOH溶液和0.50mol·L－1硫酸溶液的密度都是1.0g·mL－1，中和后生成溶液的比熱容c＝4.18J/(g·℃)。則生成1 mol H2O(l)時的反應熱ΔH＝___(取小數(shù)點后一位)。

③上述實驗數(shù)值結果與－57.3kJ·mol－1有偏差，產(chǎn)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 －53.5 kJ·mol－1 b

【解析】

（1）強酸強堿的中和熱為-57.3kJ/mol，中和熱是強酸和強堿的稀溶液完全反應生成1mol水放出的熱量，稀硫酸和稀氫氧化鈉溶液反應的熱化學方程式為：12H2SO4(aq)+NaOH(aq)=12Na2SO4(aq)+H2O(l) △H=-57.3 kJmol-1；

（2）①4次溫度差分別為：4.0℃，6.1℃，3.9℃，4.1℃，其中第2組數(shù)據(jù)相差較大，舍去，用其他3組數(shù)據(jù)計算，溫度差平均值=4.0℃+3.9℃+4.1℃3=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=mc△T=80g×4.18J/(g℃)×4.0℃=1337.6J，即1.3376kJ，所以實驗測得的中和熱△H=-1.3376kJ÷0.025mol=-53.5kJ/mol；

（3）a、裝置保溫、隔熱效果差，測得的熱量偏小，中和熱的數(shù)值偏��；

b、量取NaOH溶液的體積時仰視讀數(shù)，會導致所量的氫氧化鈉體積偏大，放出的熱量偏高，中和熱的數(shù)值偏大；

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，會導致熱量散失，數(shù)據(jù)偏��；

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，測得的熱量偏小，中和熱的數(shù)值偏�。�

所以會導致偏大的是b，故選b。