已知热化学方程式H+(aq)+OH-(aq)==H2O(1),△H＝-57.3kJ／mol.问: (1)常量滴定用0.025L0.10mol／L的强酸和强碱互相中和.则滴定过程中释放的热量为 kJ. (2)若中和后溶液体积为0.05L.又已知中和后的溶液的比热容为4.2×10-3kJ／.且密度为1.0g／mL.则溶液温度升高 ℃. 说明为什么需要用0.5mol/L-1mol／L的强酸和强碱反应测定中和热? 答案:根据(2)的计算可知.当溶液的浓度过小.释放的热量较少.且又是逐渐产生热量.故测定的中和热误差较大.若浓度过高.则溶液中阴.阳离子间的相互牵制较大.中和过程产生热量的一部分将补偿未电离分子离解所需要的热量.同样会造成较大的误差. 【查看更多】

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已知热化学方程式H⁺(aq)+OH^-(aq)═H₂O(l)，DH=-57.3kJ/mol，问：

（1）常量滴定用0.025L 0.10mol/L的一元强酸和一元强碱互相中和，则滴定过程中释放的热量为________kJ；

（2）若中和后溶液体积为0.05L，又已知中和后的溶液的热容量为4.2´10^-³kJ/(g•℃)，且密度为1.0g/mL，则溶液温度升高________℃；

（3）由（2）说明为什么需要用1mol/L～2mol/L的强酸和强碱反应测定中和热？

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已知热化学方程式H⁺(aq)+OH^-(aq)═H₂O(l)，DH=-57.3kJ/mol，问：

（1）常量滴定用0.025L 0.10mol/L的一元强酸和一元强碱互相中和，则滴定过程中释放的热量为________kJ；

（2）若中和后溶液体积为0.05L，又已知中和后的溶液的热容量为4.2´10^-³kJ/(g•℃)，且密度为1.0g/mL，则溶液温度升高________℃；

（3）由（2）说明为什么需要用1mol/L～2mol/L的强酸和强碱反应测定中和热？

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已知热化学方程式：H⁺(aq)＋OH^－(aq)＝H₂O(l)；ΔH₁＝－57.3kJ·mol^－1 1/2H₂SO₄(aq)＋NaOH(aq)1/2Na₂SO₄(aq)＋H₂O(l)；ΔH₂＝m，下列说法正确的是
[　　]
A．	上述热化学方程式中的计量数表示分子数
B．	ΔH₁＞ΔH₂
C．	ΔH₂＝－57.3 kJ·mol^－1
D．	\|ΔH₁\|＞\|ΔH₂\|

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有关热化学方程式书写与对应表述均正确的是

A.
稀硫酸与0.1 mol/LNaOH溶液反应：H⁺(aq)+OH^-(aq)＝H₂O(l)；ΔH＝-57.3 kJ·mol^-1
B.
在101 KPa下氢气的标准燃烧热ΔH＝-285.5 kJ·mol^-1，则水分解的热化学方程式：2H₂O(l)＝2H₂(g)+O₂(g)；ΔH＝+285.5 kJ·mol^-1
C.
已知2C(s)+O₂(g)＝2CO(g)；ΔH＝-221 kJ·mol^-1，则可知C的标准燃烧热为110.5 kJ·mol^-1
D.
密闭容器中，9.6 g硫粉与11.2 g铁粉混合加热生成硫化亚铁17.6 g时，放出19.12 kJ热量．则Fe(s)+S(g)＝FeS(s)；ΔH＝-95.6 kJ·mol^-1