Question

16．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，實驗裝置如圖所示．       
（1）該圖中有兩處未畫出，它們是燒杯上方的泡沫塑料蓋和環(huán)形玻璃攪拌棒
（2）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
（3）取50mL NaOH溶液和30mL硫酸溶液進行實驗，實驗數(shù)據(jù)如表．

溫度 實驗次數(shù)	起始溫度t1/℃			終止溫度t2/℃
	H2SO4	NaOH	平均值
1	26.2	26.0	26.1	30.1
2	25.9	25.9	25.9	29.8
3	26.4	26.2	26.3	30.4

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(shù)點后一位）．
（4）如果用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H₂SO₄溶液的溫度，中和熱實驗數(shù)值偏低．（填“偏高”，“無影響”或“偏低”）

Answer 1

分析 （1）根據(jù)量熱計的構造來判斷該裝置的缺少儀器；
（2）根據(jù)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，標注物質(zhì)聚集狀態(tài)和對應焓變寫出熱化學方程式；
（3）先判斷溫度差的有效性，然后求出溫度差平均值，根據(jù)Q=m•c•△T計算出反應放出的熱量，然后計算出生成1mol水放出的熱量，就可以得到中和熱；
（4）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：（1）由量熱計的構造可知該裝置的缺少儀器是環(huán)形玻璃攪拌棒；
故答案為：環(huán)形玻璃攪拌棒；
（2）稀強酸、稀強堿反應生成1mol液態(tài)水時放出57.3kJ的熱量，稀硫酸和稀氫氧化鈉反應的中和熱的熱化學方程式：$\frac{1}{2}$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；
（3）3次溫度差分別為：4.0℃，3.9℃，4.1℃，均有效，溫度差平均值4.0℃，50mL0.50mol/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(zhì)的量為0.05L×0.50mol/L=0.025mol，溶液的質(zhì)量為80mL×1g/cm³=80g，溫度變化的值為△T=4.0℃，則生成0.025mol水放出的熱量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=-$\frac{1.3376kJ}{0.025mol}$=-53.5kJ/；
故答案為：-53.5kJ/mol；
（4）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)值偏小，故答案為：偏低．

點評 本題考查熱化學方程式以及反應熱的計算，題目難度不大，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．