Question

问一道高中化学题目,求详解

请回答 “中和反应反应热的测定” 的有关问题。
（1）如果测量盐酸的温度后不把温度计上的酸用水冲洗干净直接测量NAOH溶液的温度，则对△H有何影响
（2）近似认为50ml0.5mol/L盐酸和50ml0.55mol/LNAOH溶液的密度都是一克每毫升，中和后生成的溶液的比热容c=4.18J/(g*℃)，起始的平均温度为t1，反应后最高温度为t2，则中和热如何计算（求具体过程）
（3）将V1 mL 1.00 mol/L HCl溶液和V2 mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度，实验结果如图所示(实验中始终保持V1＋V2＝50 mL)，
问：NaOH溶液的物质的量浓度约是多少？

（4）

如上表，反应起始温度如何计算

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Answer 1

1、因为测定中和热是用（最后的温度-起始温度）*比热容*质量，由于中和放热，所以起始温度身高，△H会较小

2、Q=（最后的温度-起始温度）*比热容*质量，质量=密度*体积
=（t2-t1)*4.18J/(g*℃）*（1g/ml*100ml）
=418（t2-t1) J
3、因为中和量越多，放出的热量就越多，但盐酸的物质的量是确定的：V1*1mol/L
所以当T=28℃时，盐酸和氢氧化钠完全反应：此时V1=30ml，则V2=50-30=20ml
所以由V1*1mol/L=V2*xmol/L
所以x=V2/V1
4、从表来说，因为高中课本要求的是去起始温度平均值，那么应该是（20.2+20.3）/2=20.25℃

但有资料《百度百科》说：
最好不求HCl和NaOH两种溶液温度的平均值。两者的温度悬殊差别越大，实验结果越是失去意义，最好是两种溶液的温度相同。办法是:用手握住烧杯使温度低的溶液略有升高，或用自来水使温度高的溶液略微降温，以达到两种溶液温度相同的目的。

追问

第一题，答案说是偏大
第二题，答案说是418(t1-t2)*10^-3/0.025
别的回答都很满意

追答

第一题：我知道了，这里是把正负号考虑进来了，因为负数的绝对值越大，这个数反而越小
因为热量是跟最终温度t2和起初温度t1有关，温度差为t2-t1
那么因为NaOH是过量的，中和玻璃棒上的盐酸并不会消耗过多的NaOH，但NaOH与盐酸的反应会导致t1升高，这样温度差就会变小，热量变小，△H的绝对值变小，但由于△H是负值，所以反而比原来大
第二题，抱歉，那个算出来只是放出的热，不是中和热，因为中和热=热量/物质的量
因为盐酸是完全反应的，所以用盐酸的物质的量来算。
盐酸物质的量是50*10^-3L*0.5mol/L=2.5*10^-2mol
所以中和热△H=418（t2-t1) *10^-3KJ / 2.5*10^-2mol
=418(t1-t2)*10^-3/0.025 KJ/mol