李大剛
貴州省貴陽市修文中學 550200
關鍵詞：中和熱 測定 誤差 分析
摘要：在眾多的化學參考書和復習資料以及在高考實驗試題中，化學實驗的誤差分析是高中化學實驗考題中一個重要的常見的考查內容 ，如：物質的量濃度溶液的配制的誤差分析，酸堿中和滴定的誤差分析，硫酸銅晶體中結晶水含量測定的誤差分析，酸堿中和熱測定的誤差分析 。前三者在眾多的化學參考書和復習資料中出現得比較多，而后者則很少見，即使有的資料書中也有出現過，但其介紹得不夠多，不夠全面。基于這個原因，本文多角度多層次全方位的概括了該實驗所有可能造成實驗誤差的因素及其詳細的分析 。
在任何一種測量中，無論所用的儀器多么精密，方法多么完善，實驗者多么細心 ，所得結果常常不能完全一致而會有一定的誤差 。由于某種特殊原因（如儀器構造不夠完善、測量方法本身的限制、個人習慣等）會造成一定的誤差（系統誤差） ，由于實驗者的感官的靈敏度
有限或技巧不夠熟練 ，儀器的準確度限制以及許多不能預料的其他因素對測量的影響所引起的誤差（偶然誤差） ，還有由于實驗過程中犯了某種不應有的錯誤（如標度看錯 、記錄看錯、計算弄錯等）引起的誤差（過失誤差） 。在高中化學實驗習題中，物質的量濃度溶液的配制的誤差分析，酸堿中和滴定的誤差分析 ，硫酸銅晶體中結晶水含量測定的誤差分析已出現得比較多 ，而新增實驗酸堿中和熱測定的誤差分析則不多見 ，為此筆者多角度多層次全方位的對該實驗中所有可能造成誤差的因素作了詳細的概括和分析，與各位老師共同探討 。
1． 隔 熱 較 差
隔熱較差有以下幾種可能的原因：① 混合酸堿后，未蓋硬紙板， ② 大燒杯上的蓋板（硬紙板）的小孔太大， ③ 實驗裝置中小燒杯周圍的泡沫塑料或棉花未填滿 ， ④ 向裝有鹽酸的燒杯中倒入氫氧化鈉溶液時動作緩慢 。
以上幾種原因中的任何一種都有可能造成酸堿中和后放出的熱量部分散失，根據酸堿中和熱公式 （ △H = Q /0.025 = -0.418（t2 – t1）/0.025 KJ/mol ），由于熱量部分散失，即 Q偏小 ，則中和熱△H偏小或熱量部分散失，體現在終止溫度t2偏小，則中和熱△H偏小 。
2． 溶液濃度不準
濃度不準有以下幾種情況：① 配制的鹽酸的濃度不準（偏小或偏大）， ② 配制的氫氧化鈉溶液的濃度不準（偏小或偏大）， ③ 氫氧化鈉溶液沒有新配制（久置的氫氧化鈉溶液會變質，致使濃度偏小 ）
2.1 鹽酸的濃度不準
2.1.1 若配制的鹽酸的濃度偏大（即HCl的物質的量大于0.025mol），則酸堿中和后放出的熱量偏大，根據中和熱公式 ，由于酸堿中和后放出的熱量偏大（即Q偏大），則中和熱△H偏大或放出的熱量偏大，體現在終止溫度t2偏大，則中和熱△H偏大 。
2.1.2 若配制的鹽酸的濃度偏小（即HCl的物質的量小于0.025mol），則酸堿中和后放出的熱量偏小，根據中和熱公式 ，由于酸堿中和后放出的熱量偏小（即Q偏小），則中和熱△H偏小或放出的熱量偏小，體現在終止溫度t2偏小，則中和熱△H偏小。
2.2 氫氧化鈉溶液的濃度不準
2.2.1 若配制的氫氧化鈉溶液的濃度偏大，因氫氧化鈉溶液本身就是過量的，濃度偏大，則氫氧化鈉過量的程度就更大，更能確保50ml 0.50mol/L的鹽酸能全部反應，但反應放出的熱量（Q）是不變的，體現在酸堿中和后終止溫度t2是不變的。根據中和熱的公式可判斷△H是不變的 。
2.2.2 若配制的氫氧化鈉溶液的濃度偏小（或氫氧化鈉溶液沒有新配制）
2.2.2.1 偏小的程度小 [0.50mol/L < c(NaOH)<0.55mol/L]
氫氧化鈉仍然是過量的，仍能確保50ml 0.50mol/L的鹽酸被完全中和。
2.2.2.2 偏小的程度大 [ c(NaOH) < 0.50mol/L]
氫氧化鈉的量是不足的，不能確保50ml 0.50mol/L的鹽酸被完全中和，則中和反應放出的熱量(Q)偏小，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱的公式可判斷△H偏小。
3． 溶液的量取不準確
3.1 量取鹽酸時仰視讀數或俯視讀數
3.1.1 仰視讀數
在量取鹽酸時仰視讀數，致使所取的鹽酸的體積大于50ml，使得HCl的物質的量大于0.025mol，則中和反應放出的熱量偏大，根據中和熱公式 ，由于酸堿中和后放出的熱量偏大（即Q偏大），則中和熱△H偏大或放出的熱量偏大，體現在終止溫度t2偏大，則中和熱△H偏大 。
3.1.2 俯視讀數
在量取鹽酸時俯視讀數，致使所取的鹽酸的體積 小于50 ml，使得HCl的物質的量小于0.025mol，則中和反應放出的熱量偏小，根據中和熱公式 ，由于酸堿中和后放出的熱量偏小（即Q偏小），則中和熱△H偏小或放出的熱量偏小，體現在終止溫度t2偏小，則中和熱△H偏小。
3.2 量取氫氧化鈉溶液時仰視讀數或俯視讀數
3.2.1 仰視讀數
量取氫氧化鈉溶液時仰視讀數，致使所取溶液的體積大于50ml，使得氫氧化鈉的物質的量大于0.0275mol，而0.025 molHCl只能中和0.025mol的NaOH，NaOH物質的量的增加，只能確保0.025 mol的HCl能被完全中和，而不會使反應放出的熱量（Q）發生變化，體現在酸堿中和后終止溫度t2不變，則中和熱△H不變。
3.2.2 俯視讀數
若俯視讀數，則所取的溶液的體積小于50ml。
3.2.2.1 體積偏小的程度小，則NaOH的物質的量：0.025mol<n（NaOH）<0.0275mol，則0.025 mol的HCl能被完全中和，中和反應放出的熱量（Q）不變，體現在酸堿中和后終止溫度t2不變，則中和熱△H不變。體現在酸堿中和后終止溫度t2不變，則中和熱△H不變。
3.2.2.2 體積偏小的程度大，則NaOH的物質的量：n（NaOH）≤0.025mol，則0. 025 mol的HCl不能被完全中和，酸堿中和反應放出的熱量（Q）偏小，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
4. 溶液取用錯誤
4.1 用50ml 0.50mol/L的醋酸代替50ml 0.50mol/L的鹽酸
因醋酸是弱電解質，其電離時要吸收熱量，致使酸堿中和后放出的熱量偏低，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
4.2 用50ml 0.55mol/L的氨水代替50ml 0.55mol/L的NaOH溶液
因氨水是弱電解質，其電離時要吸收熱量，致使酸堿中和后熱量偏低，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
4.3 用50ml 0.50mol/L的醋酸代替50ml 0.50mol/L的鹽酸，用50ml 0.55mol/L的氨水代替50ml 0.55mol/L的NaOH溶液
因醋酸、氨水是弱電解質，它們電離時要吸收熱量，致使酸堿中和后熱量偏低，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
4.4 用0.50mol/LNaOH溶液代替0.55mol/L的NaOH溶液
用0.50mol/LNaOH溶液代替0.55mol/L的NaOH溶液，則NaOH溶液的濃度偏低，導致中和
反應中鹽酸不能完全反應，反應放出的熱量（Q）偏小，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
4.5 選用較高濃度的鹽酸和氫氧化鈉溶液
鹽酸和NaOH溶液的濃度過大就會使溶液中陰陽離子間的相互牽制作用增強，電離程度就會減小，則中和反應產生的熱量勢必要用一部分來補償未電離分子的離解熱，導致反應放出的熱量（Q）偏小，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
5. 溫度計使用不當
5.1 測量鹽酸的溫度后，未盡最大可能將附著在溫度計上的鹽酸留在燒杯中
測量鹽酸的溫度后，未盡最大可能將附著在溫度計上的鹽酸留在燒杯中，使得參加反應的鹽酸的量減少，酸堿中和反應放出的熱量（Q）偏小，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
5.2 測量鹽酸的溫度后，將附著在溫度計上的鹽酸沖洗入燒杯中
將附著在溫度計上的鹽酸沖洗入燒杯中，使得酸堿中和后溶液的總質量增加，在計算時，酸堿中和后溶液的總質量仍是以100克來計算，根據公式Q = c m △t可判斷反應放出的熱量（Q）偏小，再根據酸堿中和熱公式可知中和熱△H偏小
5.3 測量鹽酸的溫度后，未換用溫度計便立即去測量氫氧化鈉溶液的溫度
測量鹽酸的溫度后，未換用溫度計便立即去測量氫氧化鈉溶液的溫度，則溫度計上的鹽酸會與氫氧化鈉反應，使得熱量散失，則混合酸堿后反應放出的熱量（Q）偏小，體現在酸堿中和后終止溫度t2偏小，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
5.4 溫度未取到最高點
酸堿中和后用溫度計測溫度時，溫度未取到最高點，致使終止溫度t2偏小 ，根據中和熱公式，可判斷中和熱△H偏小。
6． 室溫的影響
6.1 室溫太高
做本實驗的當天的室溫較高，則鹽酸、氫氧化鈉溶液的溫度均會有所增加，則鹽酸、氫氧化鈉溶液的平均溫度為 t1′，且t1′= t1 + △t （△t是室溫較高時引起的增加值），而混合后的溫度為t2′，且t2′= t2 + △t， 根據中和熱公式△H′=Q /0.025 =-0.418 （t2′- t1′）/0.025 =-0.418（t2 – t1）/0.025 = △H ，由此可知反應的中和熱仍為△H ，即不變 。
6.2 室溫太低
做本實驗的當天室溫較低，則鹽酸、氫氧化鈉溶液的溫度均會有所降低，則鹽酸、氫氧化鈉溶液的平均溫度為 t1.′，且t1′=t1- △t（△t是室溫較低時引起的降低值），而混合后的溫度為t2′，且t2′= t2 - △t，根據中和熱公式，△H′=Q /0.025 = -0.418 （t2′- t1′）/0.025 =-0.418（t2 – t1）/0.025 = △H ，由此可知反應的中和熱仍為△H ，即不變 。
