实验3中和热的测定(1)

实验 中和热的测定
实验的教学要求
学生应通过量热实验，掌握热化学的主要研究手段，并以此为基础，分析过程中能量的来源及变化情况。

本实验的具体要求是：
1．学生应通过中和热的测定，明确量热实验的基本方法。

2．掌握量热计的构造原理及特点，并能独立设计测定非反应体系热效应(例如溶解热、稀释热等)的仪器构造及操作过程。

3．学会测定量热计常数的几种方法，比较各自的优点与不足。

4．了解中和反应所用酸的种类及浓度对中和热引起的偏差及其原因。

实验内容
一、实验目的
1、掌握中和热的测定方法
2、通过中和热的测定，计算弱酸的解离热。

二、实验原理
在一定温度、压力和浓度下，一摩尔的H ＋和一摩尔OH －完全发生中和反应时放出的热叫中和热。

对于强酸
和强碱来说，由于其在水溶液中几乎全部电离，所以其中和反应实际上是H ＋＋OH － H 2O ，由此可见，这类
反应的中和热与酸的阴离子无关，故任何强酸和强碱的中和热都相同。

而对于弱强弱碱来说，它们在水溶液中没有完全电离，因此，在反应的总热效应中还包含着弱酸弱碱的电离热，如以强碱(NaOH)中和弱酸(HAc)时，其在中和反应之前，首先进行弱酸的电离，故其中和反应情况可以表示如下：
HAc ＝H ＋＋Ac － ΔH 电离
H ＋＋OH －＝H 2O ΔH 中和
总反应 HAc ＋OH －＝H 2O ＋Ac － ΔH′中和
由此可见，ΔH′中和是弱酸与强碱中和反应的总热效应，它包括中和热和电离热两部分。

根据盖斯定律可知，如果测得这一反应的ΔH′中和和ΔH 中和。

就可以计算出弱酸的电离热ΔH 电离。

即： ΔH′中和＝ΔH 中和＋ΔH 电离
ΔH 电离＝ΔH′中和－ΔH 中和 （1）
如果中和反应是在绝热良好的杜瓦瓶中进行，让酸和碱的起始温度相同，同时使碱稍微过量，以使酸能被中和完全，则中和放出的热量可以全部为溶液和量热计所吸收，这时可写出如下的热平衡式：
T K H 1000
V M ∆-=∆⋅中和酸酸 （2） 式中 M 酸——酸的浓度（mol∙dm -1）；
V 酸——酸得体积（dm 3）；
ΔH 中和——反应温度下的中和热（J∙mol -1）；
K ——量热计热容量（J∙K -1）；(表示量热器各部分热容量之和，亦即加热此量热器系统，使温度升高1 K
所需的热量)
ΔT——溶液真实温差，可用雷诺图解法求得。

测定量热计热容K 有两种方法：化学标定法和电热标定法。

前者是将已知热效应的标准样品放在量热计中反应使其放出一定热量；后者是在溶液中输入一定的电能，然后根据己知热量和温升，按(2)式计算出K 。

前—种方法可以用强酸(HCl)和强碱(NaOH)在量热计中反应，利用其己知的中和热和测得的温升，计算量热计热容量。

测得量热计的热容量K 后，就可以在相同条件下测定未知反应的反应热了。

三、实验仪器和药品
SWC-ZH 中和热（焓）测定装置 1套；
量筒（500ml ） 1只；
移液管（25ml ） 3支；
1mol·dm -3的HCl 溶液，1mol·dm -3的NaOH 溶液，1mol·dm -3CH 3COOH 溶液。

四、实验步骤
1. 仪器准备
（1）打开机箱盖，将仪器平稳地放在实验台上，将传感器PT100插头接入后面版传感器座，用配置的加热功率输出线接入“I+”、“I-”“红-红”、“兰-兰”，接入220V 电源。

（2）打开电源开关，仪器处于待机状态，待机指示灯亮，预热十分钟。

（3）将量热杯放在反应器的固定架上。

2. 量热常数K 的测定
（1）用水擦净量热杯，量取500ml 蒸馏水注入其中，放入搅拌磁珠，调节适当的转速。

（2）将O 型圈套入传感器并将传感器插入量热杯中（不要与加热丝相碰），将功率输入线两端接在电热丝两接头上。

按“状态转换” 键切换到测试状态（测试指示灯亮），调节“加热功率”调节旋钮，使其输出所需功率（一般为2.5W ），再次按“状态转换”键切换到待机状态，并取下加热丝两端任一夹子。

（3）待温度基本稳定后，按“状态转换”键切换到测试状态，仪器对温差自动采零，设定“定时”60s ，蜂鸣器响，记录一次温差值即1分钟记录1次。

（4）当记录下第十个读数时，夹上取下的加热丝一端的夹子，此时为加热的开始时刻。

连续记录温差和计时，根据温度变化大小可调整读数的间隔，但必须连续计时。

（5）用雷诺校正作图法确定ΔT 1。

3. 中和热的测定
（1）将量热杯中的水倒掉，用干布擦净，重新用量筒量取400ml 蒸馏水注入其中，然后加入50ml 1mol·dm -3的HCl 溶液。

再取50ml 1mol·dm -3的NaOH 溶液注入碱储液管中，仔细检查是否漏液。

（2）适当调节磁珠的转速，盖好瓶盖，每分钟记录一次温差，记录10分钟。

（3）然后迅速拔出玻璃棒，加入碱溶液（不要用力过猛，以免相互碰撞而损坏仪器）。

继续每隔一分钟记录一次温差（注意整个过程时间是连续记录的）。

（4）加入碱溶液后，温度上升，待体系中温差几乎不变并维持一段时间即可停止测量。

（5）用作图法确定ΔT 2。

4. 醋酸解离热的测定
用1mol·dm -3CH 3COOH 溶液代替HCl 溶液，重复上述3操作，求出ΔT 3。

将作图法求得的ΔT 1、电流强度I 、电压U 和通电时间代入下式中，计算出热量计常数K 。

1T IUt K ∆= （1） 将量热计常数K 及作图法求得的ΔT 2、ΔT 3分别代入下式中（式中C=1mol·dm -3,V=50ml ），计算出Δr H
中和和Δr H m 。

10002⨯∆-
=∆CV
T K H r 中和 10003⨯∆-=∆CV T K H m r （2） 将Δr H 中和和Δr H m 代入下式中，计算出醋酸摩尔解离热Δr H 解离。

五、数据记录和处理
将数据记录于下表：
P= t=
实验次数
△T 值 △T 1 △T 2 △T 3 1
1.量热计常数的计算
由实验可知，通电所产生的热量使量热计温度上升△T ，由焦耳一愣次定律
可得：
(3)
式中：Q 为通电所产生的热量(J)；J 为电流强度(A)；U 为电压(V)；t 为通电时间(s)；△T 为通电使温度升高的数值(℃)；K 为量热计常数，其物理意义是量热计每升高1℃所需之热量。

它是由杜瓦瓶以及其中仪器和试剂的质量和比热所决定的。

当使用某一固定量热计时，K 为常数。

由(3)式可得：
（4）
将△T1(平均值)代入(4)式，求出量热计常数K。

2．中和热的计算
反应的摩尔热效应可表示为：
(5)
式中：C为溶液的浓度；V为溶液的体积(mL)；△T为体系的温度升高值。

利用(5)式，将K及△T2(平均值)代入，求出盐酸与氢氧化钠溶液的中和反应的摩尔中和热△H中和。

3．解离热的计算
利用(5)式，将K及△T3(平均值)代入，求出弱酸与强碱中和反应的摩尔热效应△H。

利用盖斯定律求出弱酸分子的摩尔解离热△H解离，即：
六、实验关键
l.本实验的目的是研究1摩尔强碱为不同的酸中和时所放出的热量，所以实验中所用酸的浓度要略高于碱的浓度，或使酸的用量略多于碱的量，以使碱全部被中和。

为此，应在实验后用酚酞指示剂检查溶掖的酸碱性。

2．实验所用NaOH溶液必须用丁二酸或草酸进行标定，并且尽量不含CO32-，所以最好现用现配。

七、讨论
1.试验中通常采用机械搅拌的方式使体系温度均匀并反应充分，这就引进了非体积功。

所以严格说来，此时反应热与烩变不相等，二者相差一非体积功，即△H＝Q-W。

同时由于搅拌产生热量也对实验结果有一定的影响。

2．实验中将酸碱的热容视为与水相同，并假设量热计完全绝热，这与实际情况都有出入，必然导致一定的误差。

3．当碱贮瓶中的NaOH溶液加入量热计中时，伴有碱的稀释热发生，所测结果中包含了这部分误差。

4．虽然强酸强碱中和热均可表示为
H3O++OH—→2H20
但多元酸与弱酸一样，存在着解离及离子水合过程，因此测得的中和热值也与一元强酸不同。

建议让学生分别测定不同的酸(HCI、HNO3、H2SO4、HAc等)与NaOH反应的中和热，并将测定结果进行分析比较，找出偏差的原因。

5．如果所用酸、碱的浓度偏高，则由于离子问的相互作用力的变化及其影响，而使中和热测定值偏高。

通常取0.1～0.5M的浓度较为适宜。

6．中和反应热与温度有关，由基尔霍夫定律可知[(△H)/T]P=△C P，强酸强碱中和热随温度升高而减少，所以在给出测量结果时必须注明测量时的温度。

7．测定量热计常数时，温升值应在0.8度以上，以保证测定结果的有效数字的位数。