Ⅰ.實驗室用50mL0.50mol?L^-1鹽酸、50mL0.55mol?L^-1NaOH溶液和如圖所示裝置進行中和反應反應熱的測定實驗，得到如表所示數(shù)據(jù)：

實驗序號	起始溫度t1/℃		終止溫度t2/℃
	鹽酸	氫氧化鈉溶液	混合溶液
1	20.0	20.1	23.2
2	20.2	20.4	23.4
3	20.5	20.6	23.6

（1）實驗時使用的儀器a的名稱

環(huán)形攪拌器

環(huán)形攪拌器

。
（2）在實驗操作時，若未用水把溫度計上的酸沖洗干凈，實驗測得的“中和熱”數(shù)值

偏小

偏小

（填“偏大”或者“偏小”）。
（3）根據(jù)表中所測數(shù)據(jù)進行計算，則該實驗測得的中和熱ΔH=

-51.8

-51.8

kJ?mol^-1[假設(shè)鹽酸和NaOH溶液的密度按1g?cm^-3計算，反應后混合溶液的比熱容（c）按4.18J?g^-1?℃^-1計算，結(jié)果保留1位小數(shù)]。
（4）現(xiàn)將一定量的濃氫氧化鈉溶液、稀氫氧化鈣溶液分別和1L1mol?L^-1的稀鹽酸恰好完全反應，其反應熱分別為ΔH₁、ΔH₂，則ΔH₁、ΔH₂的大小關(guān)系為

ΔH₁＜ΔH₂或ΔH₂＞ΔH₁

ΔH₁＜ΔH₂或ΔH₂＞ΔH₁

。
Ⅱ.用酸性KMnO₄和H₂C₂O₄（草酸）反應研究影響反應速率的因素，離子方程式為2

M

n

O

-

4

+5H₂C₂O₄+6H⁺=2Mn²⁺+10CO₂↑+8H₂O。一實驗小組欲通過測定單位時間內(nèi)生成CO₂的體積，探究某種影響化學反應速率的因素，設(shè)計實驗方案如圖（KMnO₄溶液已酸化），實驗裝置如圖甲所示：
 

實驗序號	A溶液	B溶液
①	20mL0.1mol?L-1H2C2O4溶液	30mL0.01mol?L-1KMnO4溶液
②	20mL0.2mol?L-1H2C2O4溶液	30mL0.01mol?L-1KMnO4溶液

（1）該實驗探究的是

濃度

濃度

對化學反應速率的影響。在1min的時間里針筒中所得CO₂的體積大小關(guān)系是

②

②

＞

①

①

（填實驗序號）。
（2）若實驗①在2min時收集了4.48mLCO₂（標準狀況下），則在2min時，c（

M

n

O

-

4

）=

0.0052

0.0052

mol?L^-1（假設(shè)混合溶液的體積為50mL，反應前后體積變化忽略不計）。
（3）除通過測定一定時間內(nèi)CO₂的體積來比較反應速率外，本實驗還可通過測定

測定KMnO₄溶液完全褪色所需時間或產(chǎn)生相同體積氣體所需的時間

測定KMnO₄溶液完全褪色所需時間或產(chǎn)生相同體積氣體所需的時間

來比較化學反應速率。
（4）小組同學發(fā)現(xiàn)反應速率變化如圖乙，其中t₁～t₂時間內(nèi)速率變快的主要原因可能是：
①產(chǎn)物Mn²⁺是反應的催化劑；
②

該反應放熱使反應溫度升高

該反應放熱使反應溫度升高

。