实验3中和热的测定(1)

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1、实验实验 中和热的测定中和热的测定 实验的教学要求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。 实验内容实验内容 一、实验目的一、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、实验原理二、实验原理 在一定温度

2、、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 HOH H2O，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：HAcHAc H电离HOHH2O H中和 总反应 HAcOHH2OAc H中和 由此可见，H中和是弱酸与强碱中和反应的总热效应，它包括中和热

3、和电离热两部分。根据盖斯定律可知， 如果测得这一反应的 H中和和 H中和。就可以计算出弱酸的电离热 H电离。 即： H中和H中和H电离H电离H中和H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：（2）TKH1000VM中和酸酸式中 M酸酸的浓度（moldm-1） ；V酸酸得体积（dm3） ； H中和反应温度下的中和热（Jmol-1） ；K量热计热容量（JK-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)T溶

4、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；1moldm-3的 HCl 溶液，1mold

5、m-3的 NaOH 溶液，1moldm-3CH3COOH 溶液。 四、实验步骤四、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

6、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 T1。 3. 中和热的测定 （1）将量热杯中的水倒掉

7、，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 1moldm- 3的 HCl 溶液。再取 50ml 1moldm-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 T2。 4. 醋酸解离热的测定用 1moldm-3CH3COOH 溶液代替 HC

8、l 溶液，重复上述 3 操作，求出 T3。 将作图法求得的 T1、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。1TIUtK（1）将量热计常数 K 及作图法求得的 T2、T3分别代入下式中（式中 C=1moldm-3,V=50ml） ，计算出 rH中和和 rHm。10002CVTKHr中和10003CVTKHmr（2）将 rH中和和 rHm代入下式中，计算出醋酸摩尔解离热 rH解离。 五、数据记录和处理五、数据记录和处理将数据记录于下表：P= t=T 值实验次数T1T2T311.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)

9、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

10、 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HQ-W。

11、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+OH2H20 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 0.10.5M 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)/TP=CP，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。