初中化學中和怎麼算

Ⅰ 化學選修4中的中和熱的計算公式哪位大神告訴我

反應熱的正確公式為q=cm△t
式中各物理量的單位如下：熱量q：焦耳
（
j
）比熱容c：焦耳/千克℃
（
j/kg℃
）質量m：千克
（
kg
）升高（或降低）的溫度△t：攝氏度（
℃
）
中和熱沒有公式，這是一個固定的值
強酸跟強鹼發生中和反應生成1
mol液態水時的反應熱叫做中和熱h+(aq)
+
oh-
(aq)
=
h2o(l)；△h
=-57.3kj/mol

Ⅱ 中和熱的計算公式

Q=mcΔt

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

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水為標准來配平其餘物質的化學計量數。

在稀溶液中酸鹼中和生成1mol水的反應熱。

一元強酸與強鹼的中和熱約為57.3kJ，與酸鹼種類無關，因為這實際上是1molH⁺與1molOH⁻反應生成1molH₂O的反應熱。

弱酸、弱鹼以及多元酸鹼的中和熱，因有電離熱的影響，不是定值。

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1、必須是酸和鹼的稀溶液，因為濃酸溶液和濃鹼溶液在相互稀釋時會放熱．

2、強酸和強鹼的稀溶液反應才能保證H+(aq)+OH-(aq)=H₂O(l)中和熱均為57．3 kJ·mol⁻¹，而弱酸或弱鹼在中和反應中由於電離吸收熱量，其中和熱小於57．3 kJ·mol⁻¹

3、以生成1 mol水為基準。

4、反應不可以生成沉澱（如Ba(OH)₂+H₂SO₄=BaSO₄+2H₂O)

實驗注意事項

1、選擇合適濃度的酸溶液和鹼溶液進行反應，一般使一種反應物稍過量,通常用0 . 5 0mo l /L的HCl 溶液和0.55mol/L的NaOH溶液，等體積混合，使酸完全反應。

選擇合適的酸和鹼，考慮到濃硫酸遇水放熱，而弱酸、弱鹼電離時要吸熱，以防止其他因素的影響，常以0.50mol/L的HCl溶液和0.55mol/L的NaOH溶液進行實驗。

2、測定要准確，記錄溫度要及時，中和熱是通過測定溫度的變化來計算的，要知道每一階段溶液的准確溫度，需做好溫度數據的記錄。

3、注意儀器使用，在測定鹽酸溶液的溫度後，要用水洗凈溫度計上的少量酸液，帶入到鹼溶液中會由於反應放熱而影響到鹼溶液溫度的變化，還應選用兩支不同的吸量管分別量取鹽酸與氫氧化鈉溶液。

4、注意保溫,溫度的變化對實驗結果會造成較大的誤差，測量必須在相對隔熱的裝置中進行，保證裝置的隔熱效果，在測量溫度時，應該選取混合液的最高溫度作為測定值。