中和熱的測(cè)定

中和熱

在稀溶液中，強(qiáng)酸跟強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol液態(tài)水時(shí)的反應(yīng)熱叫做中和熱． 1. 必須是酸和堿的稀溶液，因?yàn)闈馑崛芤汉蜐鈮A溶液在相互稀釋時(shí)會(huì)放熱· 2. 強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的稀溶液反應(yīng)才能保證H⁺(aq)+OH^-(aq)====H₂O(l)中和熱均為57.3 kJ·mol^-1，而弱酸或弱堿在中和反應(yīng)中由于電離吸收熱量，其反應(yīng)熱小于57.3 kJ·mol^-1； 3．以生成1 mol水為基準(zhǔn)．

定義

在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol液態(tài)水時(shí)所釋放的熱量叫做中和熱．

要點(diǎn)：

1．必須是酸和堿的稀溶液，因?yàn)闈馑崛芤汉蜐鈮A溶液在相互稀釋時(shí)會(huì)放熱．

2．強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的稀溶液反應(yīng)才能保證H⁺(aq)+OH^-(aq)====H₂O(l)中和熱均為57．3 kJ·mol^－1，而弱酸或弱堿在中和反應(yīng)中由于電離吸收熱量，其中和熱小于57．3 kJ·mol^－1；

3．以生成1 mol水為基準(zhǔn)。

4.反應(yīng)不可以生成沉淀（如Ba(OH)₂+H₂SO₄=BaSO₄+2H₂O)

注意點(diǎn)

中和熱是以生成1 mol H2O所放出的熱量來測(cè)定的，因此書寫它們的熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)以生成1 mol水為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，例如：

KOH(aq)+ 1/2H2SO4(aq)=1/2K2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=－57．3 kJ/mol

實(shí)質(zhì)

H+ + OH- =H2O，當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，都有：

中和熱測(cè)定儀器

H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol

實(shí)例

發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，由于所用的酸和堿有強(qiáng)弱不同，又有一元、二元或多元之分，因而中和熱各不相同。

一元強(qiáng)酸跟一元強(qiáng)堿的中和熱

一元強(qiáng)酸跟一元強(qiáng)堿中和時(shí)，中和熱為57.3 kJ/mol。

一元弱酸跟一元強(qiáng)堿的中和熱

如果有一元弱酸或弱堿參加中和反應(yīng)，其中和熱所放出熱量一般都低于57.3 kJ/mol，也有個(gè)別高于57.3 kJ/mol的。這主要取決于弱酸或弱堿電離時(shí)吸熱還是放熱。

一般地說，弱酸或弱堿的電離是吸熱的，因此，中和反應(yīng)所放出的熱量還要扣除電離時(shí)吸收的那部分熱量，中和熱也就低于57.3 kJ/mol。例如，1 mol CH3COOH跟1 mol NaOH溶液反應(yīng)時(shí)，中和熱是56.0 kJ/mol。

有的弱電解質(zhì)電離時(shí)是放熱的。例如，1 mol氫氟酸電離時(shí)放出10.4 kJ/mol熱量。當(dāng)它跟1 mol NaOH溶液反應(yīng)時(shí)，中和熱是67.7 kJ/mol。

二元酸跟一元強(qiáng)堿的中和熱

二元酸的電離是分兩步進(jìn)行的，兩個(gè)H+的中和熱各不相同。中和*個(gè)H+的中和熱，等于57.3 kJ/mol減去二元酸電離出*個(gè)H+所吸收的熱量ΔH1；中和第二個(gè)H+的中和熱，等于57.3 kJ/mol減去二元酸電離出第二個(gè)H+所吸收的熱量ΔH2。因此，二元酸跟一元強(qiáng)堿的中和熱ΔH可用下式表示：

ΔH=-〔2×57.3 kJ/mol－（ΔH1+ΔH2）〕

多元酸跟一元強(qiáng)堿的中和熱

三元酸跟一元強(qiáng)堿的中和熱為ΔH，三元酸里的三個(gè)H+電離時(shí)所吸收的熱量依次是ΔH1、ΔH2、ΔH3，則得：ΔH=-〔3×57.3 kJ/mol－（ΔH1+ΔH2+ΔH3）〕

實(shí)驗(yàn)測(cè)定

目的

測(cè)定強(qiáng)酸、強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱。

物品

大燒杯（500 mL）、小燒杯（100 mL）、溫度計(jì)、量筒（50 mL）兩個(gè)、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個(gè)小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒。

0.50 mol/L 鹽酸、0.55 mol/L NaOH溶液。

原理

Q=mcΔt? ①

Q:中和反應(yīng)放出的熱量。

m：反應(yīng)混合液的質(zhì)量。

c：反應(yīng)混合液的比熱容。

Δt：反應(yīng)前后溶液溫度的差值。（m的質(zhì)量為所用酸、堿的質(zhì)量和，測(cè)出參加反應(yīng)的酸、堿質(zhì)量相加即可；c需要查閱，Δt可用溫度計(jì)測(cè)出反應(yīng)前后的溫度相減得到。酸、堿反應(yīng)時(shí)，我們用的是它的稀溶液，它們的質(zhì)量可通過量出它們的體積，再乘以它們的密度得到）

因此，上述計(jì)算Q的式子可表示為

Q=（V酸ρ酸+V堿ρ堿）·c·（t2－t1）? ②

本實(shí)驗(yàn)中，我們所用一元酸、一元堿的體積均為50 mL，它們的濃度分別為0.50 mol/L和0.55 mol/L。由于是稀溶液，且為了計(jì)算簡(jiǎn)便，我們近似地認(rèn)為，所用酸、堿溶液的密度均為1 g/cm3，且中和后所得溶液的比熱容為 4.18 J/（g·℃)

V酸=V堿=50 mL。

c酸=0.50 mol/Lc堿=0.55 mol/L。

ρ酸=ρ堿=1 g/cm

c=4.18 J/（g·℃）

把以上數(shù)據(jù)代入式②,得出Q的表示式。其中熱量的單位用kJ。

Q=0.418（t2－t1）kJ ③

注意：③式不是該反應(yīng)的反應(yīng)熱，因?yàn)榉磻?yīng)熱是有正負(fù)的，中和反應(yīng)放熱，故其ΔH為“－”。中和熱是稀的酸、堿中和生成 1 mol水的反應(yīng)熱，而50 mL 0.50 mol/L的鹽酸與50 mL 0.55 mol/L 氫氧化鈉反應(yīng)后生成的水只有0.025 mol，故③式表示的也不是中和熱。中和熱應(yīng)表示為ΔH= kJ/mol。

步驟

在大燒杯底部墊泡沫塑料（或紙條），使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料（或紙條），大燒杯上用泡沫塑料板（或硬紙板）作蓋板，在板中間開兩個(gè)小孔，正好使溫度計(jì)和環(huán)形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。

用一個(gè)量筒量取50 mL 0.50 mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計(jì)測(cè)量鹽酸的溫度，記入下表。然后把溫度計(jì)上的酸用水沖洗干凈。

用另一個(gè)量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用溫度計(jì)測(cè)量NaOH溶液的溫度，記入下表。

把溫度計(jì)和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯（注意不要灑到外面）。用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動(dòng)溶液，并準(zhǔn)確讀取混合溶液的zui高溫度，記為終止溫度，記入下表。

重復(fù)實(shí)驗(yàn)兩次，取測(cè)量所得數(shù)據(jù)的平均值作為計(jì)算依據(jù)。

實(shí)驗(yàn)問題

“中和熱的測(cè)定”實(shí)驗(yàn)有幾個(gè)為什么的問題需要解決。

答案不是“可以與不可以”而是“不宜”。原因是稀鹽酸比較穩(wěn)定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物質(zhì)的量就是0.025mol，而NaOH溶液極易吸收空氣中的CO2，如果恰好取50mL、0.50mol·LNaOH，就很難保證有0.025molNaOH參與反應(yīng)去中和0.025mol的HCl。

回答是可以的。比如“量取51mL(或52mL)0.50mol·LNaOH溶液”。只是(m1+m2)再不是100g，而是101g或102g。

（3）燒杯間填滿碎泡沫的作用——防止熱量散失

起始溫度

關(guān)于量HCl和NaOH溶液的起始溫度“t1/℃”

①不能以空氣的溫度去代替酸堿溶液的溫度;也不能以水的溫度去代替酸堿溶液的溫度，因?yàn)榭諝狻⑺腿芤?這里是酸堿)的溫度是有差別的，會(huì)明顯影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果。

②為了使NaOH和HCl溶液的溫度穩(wěn)定，是把配成的溶液后使用。

③不求HCl和NaOH兩種溶液溫度的平均值。兩者的溫度懸殊差別越大，實(shí)驗(yàn)結(jié)果越是失去意義，是兩種溶液的溫度相同。辦法是:用手握住燒杯使溫度低的溶液略有升高，或用自來水使溫度高的溶液略微降溫，以達(dá)到兩種溶液溫度相同的目的。

讀者注意，中和熱的測(cè)定在20℃左右的環(huán)境溫度條件下進(jìn)行，不宜低于10℃以下，否則低溫環(huán)境容易散熱，會(huì)使中和熱的測(cè)定值明顯偏低。

④為什么采用環(huán)形玻璃棒攪拌混合液，可不可以用普通玻璃棒?能不能用振蕩的方法混勻溶液?

環(huán)形玻璃棒的優(yōu)點(diǎn)在于:上下移動(dòng)攪拌的面積大、范圍廣(切不可把環(huán)形玻璃棒移出混合液的液面!)，混合均勻，普通玻璃棒顯然不具有這種優(yōu)點(diǎn)。

至于振蕩混合液，一定會(huì)有部分混合液附著在燒杯壁，這樣散失的熱量會(huì)使值偏低。

⑤強(qiáng)酸與弱堿，強(qiáng)堿與弱酸的中和反應(yīng)熱值如何估計(jì)?

鑒于弱酸、弱堿在水溶液中只能部分電離，因此，當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿、強(qiáng)堿與弱酸發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)同時(shí)還有弱堿和弱酸的不斷電離(吸收熱量，即電離熱)。

所以，總的熱效應(yīng)比強(qiáng)酸強(qiáng)堿中和時(shí)的熱效應(yīng)值(57.3KJ/mol)要小一些。

值得注意的是，有少數(shù)弱電解質(zhì)(如氫氟酸)電離時(shí)會(huì)放熱，它與NaOH的中和熱會(huì)大于57.3KJ/mol(實(shí)為67.7KJ/mol)。

⑥酸堿的濃度該有個(gè)什么大小范圍?太大、太小對(duì)測(cè)定值會(huì)有什么影響?

如果強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液的濃度太大，混合時(shí)由于體積增大，離子繼續(xù)擴(kuò)散水合產(chǎn)生熱效應(yīng)。離子的水合熱大于擴(kuò)散熱，使總過程放熱，使得測(cè)得的熱值偏高。但是酸堿溶液的濃度也不可太小，否則中和反應(yīng)放出的熱太少，溫度變化不大，不易測(cè)出。經(jīng)驗(yàn)指出，測(cè)定中和熱的酸堿的濃度大小范圍以在0.10mol·L～1.0mol·L之間為宜。

⑦本測(cè)定有許多難以克服的概略因素:反應(yīng)容器(燒杯、環(huán)形玻璃棒攪拌器)要吸收一些熱量，反應(yīng)混合液的空間要散失一些熱量，以及量取溶液體積、溫度計(jì)讀數(shù)以及溫度計(jì)的度等都會(huì)產(chǎn)生一些誤差，所以本測(cè)定只能是近似測(cè)定強(qiáng)酸強(qiáng)堿的中和熱值。