Question

【題目】定量分析是化學實驗中重要的組成部分． Ⅰ．中和熱的測定：
（1）在實驗室中，用50mL 0.40mol/L的鹽酸與50mL 0.50mol/L的NaOH溶液反應測定和熱．假設此時溶液密度均為1g/cm3 ， 生成溶液的比容熱c=4.18J/（g℃），實驗起始溫度為T1℃，終止溫度為T2℃，請寫出中和熱的計算式 （寫出最后結果）△H=KJ/mol．
（2）1L1mol/LH2SO4溶液與2L1mol/LNaOH溶液完全反應，放出114.6kJ的熱量．請寫出表示該反應中和熱的熱化學方程式 ．
（3）滴定原理為：（用離子方程式表示）．
（4）滴定時，KMnO4溶液應裝在（填“酸式”或“堿式”）滴定管中，達到滴定終點時的顏色變化為 ．
（5）如圖表示50mL滴定管中液面的位置，此時滴定管中液面的讀數為mL．
（6）為了減小實驗誤差，該同學一共進行了三次實驗，假設每次所取H2C2O4溶液體積均為VmL，三次實驗結果記錄如表：

實驗次數	第一次	第二次	第三次
消耗KMnO4溶液體積/mL	26.32	24.02	23.98

從上表可以看出，第一次實驗中記錄消耗KMnO4溶液的體積明顯多于后兩次，其原因可能是
A.實驗結束時俯視刻度線讀取滴定終點時KMnO4溶液的體積
B.滴加KMnO4溶液過快，未充分振蕩，剛看到溶液變色，立刻停止滴定
C.第一次滴定盛裝標準液的滴定管裝液前用蒸餾水清洗過，未用標準液潤洗，后兩次均用標準液潤洗
D.第一次滴定用的錐形瓶用待裝液潤洗過，后兩次未潤洗
（7）寫出計算H2C2O4的物質的量濃度的最簡表達式：C=mol/L．

Answer 1

【答案】
（1）﹣20.9（T2﹣T1）
（2） H2SO4（aq）+NaOH（aq）= Na2SO4（aq）+H2O（l）△H=﹣57.3kJ/mol Ⅱ．氧化還原滴定實驗與中和滴定類似．為測定某H2C2O4溶液的濃度，取該溶液于錐形瓶中，加入適量稀H2SO4后，用濃度為c mol/L KMnO4標準溶液滴定．
（3）6H++2MnO4﹣+5H2C2O4═2Mn2++10CO2↑+8H2O
（4）酸式；溶液由無色變為紫色
（5）21.40
（6）CD
（7）
【解析】解：I．（1）在實驗室中，用50mL 0.40mol/L的鹽酸與50mL 0.50mol/L的NaOH溶液反應，二者反應生成水物質的量為0.02mol，放出的熱量Q=△H=mc△T，則反應熱為：△H=﹣4.18J/（g℃）×100mL×1g/cm3（T2﹣T1），在稀溶液中酸與堿發生中和反應生成1mol水放出的熱量為中和熱，則中和熱的計算公式為：△H=﹣4.18J/（g℃）×100mL×1g/cm3（T2﹣T1）÷0.02mol，即△H=﹣20.9（T2﹣T1）； 故答案為：﹣20.9（T2﹣T1）；（2）根據稀1L 1mol/L H2SO4溶液與2L 1mol/L NaOH溶液完全反應，放出114.6kJ的熱量的熱化學方程式為：H2SO4（aq）+2NaOH（aq）=Na2SO4（aq）+2H2O（l），△H=﹣114.6kJ/mol，
表示該反應中和熱的熱化學方程式為： H2SO4（aq）+NaOH（aq）= Na2SO4（aq）+H2O（l），△H=﹣57.3kJ/mol，
故答案為： H2SO4（aq）+NaOH（aq）= Na2SO4（aq）+H2O（l），△H=﹣57.3kJ/mol；
Ⅱ（1）H2C2O4與酸性KMnO4溶液發生氧化還原反應，H2C2O4被氧化成CO2 ， KMnO4被還原成Mn2+ ， 反應的離子方程式為：6H++2MnO4﹣+5H2C2O4═2Mn2++10CO2↑+8H2O；
故答案為：6H++2MnO4﹣+5H2C2O4═2Mn2++10CO2↑+8H2O；（2）因為KMnO4具有強氧化性，會腐蝕橡膠管，故應用酸式滴定管盛裝；KMnO4溶液呈紫色，草酸反應完畢，當滴入最后一滴KMnO4溶液時，溶液由無色變為紫色，且半分鐘內不褪色，即達滴定終點；
故答案為：酸式；當滴入最后一滴KMnO4溶液時，溶液由無色變為紫色，且半分鐘內不褪色；（3）A與C刻度間相差1ml，說明每兩個小格之間是0.10mL，A處的刻度為21，A和B之間是四個小格，所以相差0.40mL，則B是21.40mL；
故答案為：21.40；（4）A．實驗結束時俯視刻度線讀取滴定終點時KMnO4溶液的體積，液面偏高，讀數偏小，導致KMnO4體積偏小，故A錯誤；
B．滴加KMnO4溶液過快，未充分振蕩，剛看到溶液變色，導致KMnO4體積偏小，故B錯誤；
C．第一次滴定盛裝標準液的滴定管裝液前用蒸餾水清洗過，未用標準液潤洗，后兩次均用標準液潤洗，KMnO4濃度偏小，導致KMnO4體積偏大，故C正確；
D．第一次滴定用的錐形瓶用待裝液潤洗過，后兩次未潤洗，潤洗錐形瓶導致草酸的物質的量偏大，導致KMnO4體積偏大，故D正確；
故選：BD；（5）從上表可以看出，第一次實驗中記錄消耗KMnO4溶液的體積明顯多于后兩次，應舍棄，則消耗標準液的體積為： =24mL；
依據滴定原理：6H++2MnO4﹣+5H2C2O4═2Mn2++10CO2↑+8H2O 可知：

6H++2MnO4﹣+5H2C2O4═2Mn2++	10CO2↑+8H2O
2	5
c×24mL	C×VmL

2：c×24mL=5：C×VmL 解得C= mol/L；
故答案為： mol/L．
I．（1）根據Q=△H=mc△T計算反應熱，結合中和熱定義：在稀溶液中酸與堿發生中和反應生成1mol水放出的熱量解答；（ 2 ）根據熱化學方程式中系數和焓變的關系來書寫熱化學方程式，注意中和熱為生成1mol水放出熱量；
Ⅱ．（1）H2C2O4與酸性KMnO4溶液發生氧化還原反應，H2C2O4被氧化成CO2 ， KMnO4被還原成Mn2+ ， 根據電子得失守恒、質量守恒和電荷守恒來配平；（2）KMnO4具有強氧化性，會腐蝕橡膠管；滴定終點時溶液顏色無色變化為紫色且在30s內顏色不再恢復為原來顏色，證明反應達到終點；（3）A與C刻度間相差1ml，說明每兩個小格之間是0.1mL，A處的刻度21，據此確定B的刻度，注意滴定管的上面數值小，下面數值大；（4）根據所用過程判斷不當操作對相關物理量的影響判斷；（5）根據化學方程式2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+10CO2↑+2MnSO4+8H2O計算H2C2O4的濃度．