定義
在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應生成1mol液態水時所釋放的熱量叫做中和熱．要點：
中和熱 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57．3kJ·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57．3kJ·mol－1；
3．以生成1mol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1molH2O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1mol水為標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=－57．3kJ/mol
實質
H++OH-=H2O，當強酸與強鹼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，由於所用的酸和鹼有強弱不同，又有一元、二元或多元之分，因而中和熱各不相同。一元強酸跟一元強鹼的中和熱
一元強酸跟一元強鹼中和時，中和熱為57.3kJ/mol。
一元弱酸跟一元強鹼的中和熱
如果有一元弱酸或弱鹼參加中和反應，其中和熱所放出熱量一般都低於57.3kJ/mol，也有個別高於57.3kJ/mol的。這主要取決於弱酸或弱鹼電離時吸熱還是放熱。
一般地說，弱酸或弱鹼的電離是吸熱的，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，中和熱也就低於57.3kJ/mol。例如，1molCH3COOH跟1molNaOH溶液反應時，中和熱是56.0kJ/mol。
有的弱電解質電離時是放熱的。例如，1mol氫氟酸電離時放出10.4kJ/mol熱量。當它跟1molNaOH溶液反應時，中和熱是67.7kJ/mol。
二元酸跟一元強鹼的中和熱
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，等於57.3kJ/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，等於57.3kJ/mol減去二元酸電離出第二個H+所吸收的熱量ΔH2。因此，二元酸跟一元強鹼的中和熱ΔH可用下式表示：
ΔH=-〔2×57.3kJ/mol－（ΔH1+ΔH2）〕
多元酸跟一元強鹼的中和熱
三元酸跟一元強鹼的中和熱為ΔH，三元酸里的三個H+電離時所吸收的熱量依次是ΔH1、ΔH2、ΔH3，則得：ΔH=-〔3×57.3kJ/mol－（ΔH1+ΔH2+ΔH3）〕
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實驗測定
目的測定強酸、強鹼反應的中和熱。
物品
大燒杯（500mL）、小燒杯（100mL）、溫度計、量筒（50mL）兩個、泡沫塑膠或紙條、泡沫塑膠板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環形玻璃攪拌棒。
0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH溶液。
原理
Q=mcΔt?①
中和熱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、鹼的質量和，測出參加反應的酸、鹼質量相加即可；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、鹼反應時，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鹼ρ鹼）·c·（t2－t1）?②
本實驗中，我們所用一元酸、一元鹼的體積均為50mL，它們的濃度分別為0.50mol/L和0.55mol/L。由於是稀溶液，且為了計算簡便，我們近似地認為，所用酸、鹼溶液的密度均為1g/cm3，且中和後所得溶液的比熱容為4.18J/（g·℃)
V酸=V鹼=50mL。
c酸=0.50mol/Lc鹼=0.55mol/L。
ρ酸=ρ鹼=1g/cm
c=4.18J/（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）kJ③
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、鹼中和生成1mol水的反應熱，而50mL0.50mol/L的鹽酸與50mL0.55mol/L氫氧化鈉反應後生成的水只有0.025mol，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膠（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膠（或紙條），大燒杯上用泡沫塑膠板（或硬紙板）作蓋板，在板中間開兩個小孔，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50mL0.50mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，並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乾淨。
用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，並用溫度計測量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，並把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯（注意不要灑到外面）。用環形玻璃攪
中和熱重複實驗兩次，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”。只是(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
6起始溫度
關於量HCl和NaOH溶液的起始溫度“t1/℃”①不能以空氣的溫度去代替酸鹼溶液的溫度;也不能以水的溫度去代替酸鹼溶液的溫度，因為空氣、水和溶液(這裡是酸鹼)的溫度是有差別的，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。兩者的溫度懸殊差別越大，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，不宜低於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為什麼採用環形玻璃棒攪拌混合液，可不可以用普通玻璃棒?能不能用振盪的方法混勻溶液?
環形玻璃棒的優點在於: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。
至於振盪混合液，一定會有部分混合液附著在燒杯壁，這樣散失的熱量會使中和熱的測定值偏低。
⑤強酸與弱鹼，強鹼與弱酸的中和反應熱值如何估計?
鑒於弱酸、弱鹼在水溶液中只能部分電離，因此，當強酸與弱鹼、強鹼與弱酸發生中和反應時同時還有弱鹼和弱酸的不斷電離(吸收熱量，即電離熱)。
所以，總的熱效應比強酸強鹼中和時的熱效應值(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的中和熱會大於57.3KJ/mol(實為67.7KJ/mol)。
⑥酸鹼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?
如果強酸強鹼溶液的濃度太大，混合時由於體積增大，離子繼續擴散水合產生熱效應。離子的水合熱大於擴散熱，使總過程放熱，使得測得的熱值偏高。但是酸鹼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，測定中和熱的酸鹼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確度等都會產生一些誤差，所以本測定只能是近似測定強酸強鹼的中和熱值。
