在化学实验中，中和热测定是高频考点，也是容易出现误差的经典实验。很多人明明步骤都做对了，最终结果却和标准值57.3kJ/mol相去甚远。
一、什么是中和热？
很多人会把“中和反应放出的热”直接等同于中和热，这是第一个常见误区。准确来说，中和热的定义是：稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1mol液态水时所释放的热量。这里有三个关键限定，少一个都不成立：
必须是“稀溶液”：浓酸、浓碱稀释时本身会放热，会干扰测定结果；固体酸碱溶解也会放热，同样不能用。
必须是“强酸强碱”：弱酸、弱碱电离过程需要吸热，会导致实测放热减少，无法得到标准中和热。
必须“生成1mol水”：中和热是固定值（25℃、101kPa下为57.3kJ/mol），与酸碱用量无关，只和生成水的物质的量挂钩。
中和热是“标准条件下的专属放热值”，实验的核心目标就是通过测量温度变化，反向推算出这个固定值。
二、实操拆解：一步都不能错的实验流程
实验的核心思路是“通过温度变化算热量”，用到的核心公式是Q=mcΔt（Q为反应放热，m为溶液总质量，c为比热容，Δt为温度变化），再结合生成水的物质的量换算成中和热。具体步骤按“准备-测量-反应-记录”四步走：
1. 实验准备：器材与试剂要点
器材：简易量热计（内桶+隔热层+外壳+杯盖）、温度计、环形玻璃搅拌棒、两个量筒（50mL）。其中环形玻璃搅拌棒的作用是让反应物充分混合，保证温度均匀，不能用普通玻璃棒代替；隔热层（通常是泡沫塑料）是为了减少热量散失，这是实验成功的关键之一。
试剂：50mL 0.50mol/L盐酸、50mL 0.55mol/L氢氧化钠溶液。这里注意：NaOH浓度略高于盐酸，目的是保证盐酸完全被中和；若反过来让盐酸过量，由于NaOH易吸收空气中CO₂变质，会导致无法准确计算生成水的量。
2. 关键测量：温度记录要精准
用量筒量取50mL盐酸，倒入量热计内桶，盖好杯盖，插入温度计，稳定后记录温度（记为t₁酸）。
用另一量筒量取50mL NaOH溶液，用同一支温度计（必须先用蒸馏水冲洗干净并擦干）测量温度，记录为t₁碱。
计算反应前平均温度：t₁=(t₁酸+t₁碱)/2。这一步能减少酸碱初始温度差异带来的误差。
3. 反应操作：快、准、稳，减少热量损失
将NaOH溶液一次性快速倒入内桶（切忌缓慢倒入，避免热量提前散失），立即盖紧杯盖，用环形玻璃搅拌棒轻轻上下搅拌（不要剧烈旋转，防止液体溅出）。同时密切观察温度计变化，当温度上升到最高点时，立即记录温度（记为t₂）——这是最容易出错的步骤，很多人错过最高点导致Δt偏小。
4. 重复实验：取平均值减少偶然误差
同一条件下重复实验3次，分别计算每次的温度差Δt=t₂-t₁，剔除异常数据后取平均值，作为最终计算依据。
三、数据处理：公式应用与单位换算
为了简化计算，实验中通常近似认为：酸碱溶液的密度、比热容与水相同（密度=1g/cm³，比热容c=4.18J/(g·℃)），且忽略量热计本身吸收的热量。具体计算步骤：
计算溶液总质量m：50mL盐酸+50mL NaOH溶液≈50g+50g=100g。
计算反应放出的总热量Q：Q=mcΔt（注意单位换算：1kJ=1000J）。
计算生成水的物质的量：盐酸的物质的量=0.05L×0.50mol/L=0.025mol，由于NaOH过量，生成水的物质的量=0.025mol。
计算中和热：ΔH=-Q/0.025mol（负号表示放热）。理想情况下，结果应接近-57.3kJ/mol（实际实验中略低属于正常）。