中和熱測定的常見問題及對策

趙軍華

摘 要： 中和熱是化學反應中常見的一種反應熱。本文就中和熱測定過程中經常出現的問題，進行了研究總結，并提出了相應的解決策略，對學生加深理解中和熱的相關問題起到一定輔助幫助作用。

關鍵詞： 反應熱 中和熱 測定原理 常見問題 解決策略

在一定溫度下進行的化學反應，釋放或者吸收的熱量，稱為該化學反應的反應熱。中和熱是化學反應中常見的一種反應熱。

一

稀溶液中，酸和堿反應生成1摩液態水時的反應熱，稱為中和熱。學生在對中和熱這一概念理解和進行簡單計算時經常會出現偏差，故必須讓學生明確以下幾點：1.必須是酸和堿的稀溶液，因為濃酸溶液和濃堿溶液在稀釋時會放熱。2.強酸和強堿的稀溶液反應才能保證H■（aq）+OH■（aq）=H■O（l）中和熱均為57.3kJ·mol■，而弱酸（或弱堿）在水溶液中只是部分電離，所以弱酸（或弱堿）與強堿（強酸）發生中和反應，存在弱酸（或弱堿）的電離作用（需吸收熱量，即解離熱），總的熱效應將比強酸強堿中和時的熱效應的絕對值要小。即弱酸或弱堿在中和反應中由于電離吸收熱量，其中和熱小于57.3kJ·mol■。3.以生成1mol水為基準。4.反應不能生成沉淀（如Ba（OH）■+H■SO■=BaSO■+2H■O）。5.中和熱是以生成1molH■O所放出的熱量來測定的，因此書寫它們的熱化學方程式時，應以生成1mol水為標準來配平其余物質的化學計量數。例如：KOH（aq）+1/2H■SO■（aq）=1/2K■SO■（aq）+H■O（l）ΔH=-57.3kJ/mol

中和熱測定的實驗原理

Q=-mcΔt

Q：中和反應放出的熱量，m：反應混合液的質量，c：反應混合液的比熱，Δt：反應前后溶液溫度的差值。

因此，計算Q的式子可表示為Q=-（V酸ρ酸+V堿ρ堿）·c·（t■-t■）

本實驗中，我們所用一元酸、一元堿的體積均為50mL，它們的濃度分別為0.50mol/L和0.55mol/L。由于是稀溶液，且為了計算簡便，我們近似地認為，所用酸、堿溶液的密度均為1g/cm■，中和后所得溶液的比熱為4.18J/（g·℃）。

V酸=V堿=50mL

c酸=0.50mol/L

c堿=0.55mol/L

ρ酸=ρ堿=1g/cm■， c=4.18J/（g·℃）

把以上數據代入上式，得出Q的表示式。其中熱量的單位用kJ。

Q=-0.418（t■-t■）kJ

中和熱是稀的酸、堿中和生成1mol水時的反應熱，而50mL0.50mol/L的鹽酸與50mL0.55mol/L氫氧化鈉反應后生成的水只有0.025mol，故以上所求得的不是中和熱。中和熱應表示為ΔH=Q/n（kJ/mol）。

二

為了提高中和熱測定的準確性，實驗時應特別注意以下幾個方面。

1.作為量熱器的儀器裝置，其保溫隔熱的效果一定要好。因此，可以用保溫杯來做，也可用塊狀聚苯乙烯泡沫塑料制成與小燒杯外徑相近的絕熱外套來做，以保證實驗時的保溫隔熱效果。若按教材中的方法做，就一定要使大小燒杯杯口相平，這樣可減少熱量損失。否則會導致所測中和熱的數值出現偏差（偏低）。

2.鹽酸和NaOH溶液濃度的配制須準確，且NaOH溶液的濃度須稍大于鹽酸的濃度。為使測得的中和熱更準確，所用鹽酸和NaOH溶液的濃度宜小不宜大，濃度宜小，也不能太小，一般要保證濃度介于0.10mol·L■～1.0mol·L■之間。如果濃度偏大，則對所測中和熱數值造成較大誤差（偏低）。

3.測定各溶液的溫度時，必須使用同一支溫度計。溫度計的水銀球部分要完全浸沒在溶液中，而且要穩定一段時間后再讀數，以提高所測溫度的精度。測定完酸溶液的溫度后，一定要先清洗并擦干溫度計，然后測定堿溶液的溫度。否則也會導致測定中和熱的數值出現偏差（偏低）。

4.實驗過程中必須使用攪拌器勻速攪拌，切勿使用玻璃棒或者是振蕩搖勻。

5.實驗操作時動作要快，以盡量減少熱量的散失。

由上可知，造成中和熱測定結果偏低的主要原因，就是測定過程中熱量出現了一定的散失，因此要保證測定結果的準確性，務必要做好保溫工作。

中和熱測定中要用稍過量的堿而不適宜用過量的酸。具體原因是為了保證堿能夠完全被中和。H■與OH■相互接觸碰撞才能發生反應，如果用等量的酸、堿，隨著反應的進行，兩種溶液的濃度降低，H■與OH■相互碰撞接觸的機會就會越來越少，越來越困難，可能有一部分H■與OH■就不能反應，而在一種微粒過量的情況下，則大大增加了另一種微粒完全反應的機會。不宜用過量的酸，因為堿中含有少量雜質碳酸鈉，酸過量就會有酸與碳酸鹽反應導致中和熱測定不準。

本測定有許多難以克服的因素存在，所以只是近似地測定強酸強堿的中和熱值。雖然只是近似測定，但是該實驗活動將學生由定性描述的學習引入定量分析的學習，對今后化學反應原理的繼續學習起到奠基作用。