中和熱

定義

中和熱定義：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應生成1mol H2O，這時的反應熱叫做中和熱。

要點：

1．必須是酸和堿的稀溶液，因為濃酸溶液和濃堿溶液在相互稀釋時會放熱。

2．強酸與強堿的反應實質是H+和OH-反應(即與酸、堿的種類無關)，通過多次實驗測定，1molH+和1molOH-反應生成lmol H2O(l)時，放出的熱量為 57.3kJ。

3．以生成1 mol水為基準。反應可以生成沉澱（如Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4+2H2O)

注意點

中和熱是以生成1 mol H2O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1 mol水為标準來配平其餘物質的化學計量數，例如：KOH(aq)+ 1/2H2SO4(aq)=1/2K2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=－57．3 kJ/mol

實質

H+ + OH- =H2O，當強酸與強堿在稀溶液中發生中和反應時，都有：H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)；△H =-57.3kJ/mol

實例

發生中和反應時，由于所用的酸和堿有強弱不同，又有一元、二元或多元之分，因而中和熱各不相同。

一元強酸跟一元強堿的中和熱

一元強酸跟一元強堿中和時，中和熱為57.3 kJ/mol。

一元弱酸跟一元強堿的中和熱

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

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

有的弱電解質電離時是放熱的。例如，1 mol氫氟酸電離時放出10.4 kJ/mol熱量。當它跟1 mol NaOH溶液反應時，中和熱是67.7 kJ/mol。

二元酸跟一元強堿的中和熱

二元酸的電離是分兩步進行的，兩個H+的中和熱各不相同。中和第一個H+的中和熱，等于57.3 kJ/mol減去二元酸電離出第一個H+所吸收的熱量ΔH1；中和第二個H+的中和熱，等于57.3 kJ/mol減去二元酸電離出第二個H+所吸收的熱量ΔH2。因此，二元酸跟一元強堿的中和熱ΔH可用下式表示：

ΔH=-〔2×57.3 kJ/mol－（ΔH1+ΔH2）〕

多元酸跟一元強堿的中和熱

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

實驗測定

目的

測定強酸、強堿反應的中和熱。

物品

大燒杯（500 mL）、小燒杯（100 mL）、溫度計、量筒（50 mL）兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料闆或硬紙闆（中心有兩個小孔）、環形玻璃攪拌棒。

0.50 mol/L 鹽酸、0.55 mol/L NaOH溶液。

原理

Q=mcΔt? ①

Q:中和反應放出的熱量。

m：反應混合液的質量。

c：反應混合液的比熱容。

Δt：反應前後溶液溫度的差值。（m的質量為所用酸、堿的質量和，測出參加反應的酸、堿質量相加即可；c需要查閱，Δt可用溫度計測出反應前後的溫度相減得到。酸、堿反應時，我們用的是它的稀溶液，它們的質量可通過量出它們的體積，再乘以它們的密度得到）

因此，上述計算Q的式子可表示為Q=（V酸ρ酸+V堿ρ堿）·c·（t2－t1）? ②

本實驗中，我們所用一元酸、一元堿的體積均為50 mL，它們的濃度分别為0.50 mol/L和0.55 mol/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1 g/cm3，且中和後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·℃）

把以上數據代入式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式不是該反應的反應熱，因為反應熱是有正負的，中和反應放熱，故其ΔH為“－”。中和熱是稀的酸、堿中和生成 1 mol水的反應熱，而50 mL 0.50 mol/L的鹽酸與50 mL 0.55 mol/L 氫氧化鈉反應後生成的水隻有0.025 mol，故③式表示的也不是中和熱。中和熱應表示為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。然後再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料（或紙條），大燒杯上用泡沫塑料闆（或硬紙闆）作蓋闆，在闆中間開兩個小孔，正好使溫度計和環形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。

2.用一個量筒量取50 mL 0.50 mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度，記入下表。然後把溫度計上的酸用水沖洗幹淨。

用另一個量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用溫度計測量NaOH溶液的溫度，記入下表。

把溫度計和環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）。用環形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準确讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。

重複實驗兩次，取測量所得數據的平均值作為計算依據。

實驗裝置

實驗問題

“中和熱的測定”實驗有幾個為什麼的問題需要解決。

答案不是“可以與不可以”而是“不宜”。原因是稀鹽酸比較穩定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物質的量就是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”。隻是(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，因為空氣、水和溶液(這裡是酸堿)的溫度是有差别的，會明顯影響實驗結果。

②為了使NaOH和HCl溶液的溫度穩定，最好是把配成的溶液過夜後使用。

③最好不求HCl和NaOH兩種溶液溫度的平均值。兩者的溫度懸殊差别越大，實驗結果越是失去意義，最好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，以達到兩種溶液溫度相同的目的。

讀者注意，中和熱的測定最好在20℃左右的環境溫度條件下進行，不宜低于10℃以下，否則低溫環境容易散熱，會使中和熱的測定值明顯偏低。

④為什麼采用環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?

環形玻璃棒的優點在于:上下移動攪拌的面積大、範圍廣(切不可把環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點。至于振蕩混合液，一定會有部分混合液附着在燒杯壁，這樣散失的熱量會使中和熱的測定值偏低。

⑤強酸與弱堿，強堿與弱酸的中和反應熱值如何估計?

鑒于弱酸、弱堿在水溶液中隻能部分電離，因此，當強酸與弱堿、強堿與弱酸發生中和反應時同時還有弱堿和弱酸的不斷電離(吸收熱量，即電離熱)。所以，總的熱效應比強酸強堿中和時的熱效應值(57.3KJ/mol)要小一些。

值得注意的是，有少數弱電解質(如氫氟酸)電離時會放熱，它與NaOH的中和熱會大于57.3KJ/mol(實為67.7KJ/mol)。

⑥酸堿的濃度該有個什麼大小範圍?太大、太小對測定值會有什麼影響?

如果強酸強堿溶液的濃度太大，混合時由于體積增大，離子繼續擴散水合産生熱效應。離子的水合熱大于擴散熱，使總過程放熱，使得測得的熱值偏高。但是酸堿溶液的濃度也不可太小，否則中和反應放出的熱太少，溫度變化不大，不易測出。經驗指出，測定中和熱的酸堿的濃度大小範圍以在0.10mol·L～1.0mol·L之間為宜。

⑦本測定有許多難以克服的概略因素:反應容器(燒杯、環形玻璃棒攪拌器)要吸收一些熱量，反應混合液的空間要散失一些熱量，以及量取溶液體積、溫度計讀數以及溫度計的精确度等都會産生一些誤差，所以本測定隻能是近似測定強酸強堿的中和熱值。