Question

氯气在生产生活中应用广泛。实验室可用MnO₂与浓盐酸反应制取，反应原理如下：MnO₂＋4HCl（浓）MnCl₂＋Cl₂↑＋2H₂O
（1）若制得标准状况下11．2 L Cl₂，则被氧化的HCl为___________mol。
（2）多余的氯气可用NaOH溶液吸收，反应的离子方程式为__________。
（3）海底蕴藏着丰富的锰结核矿，其主要成分是MnO₂。1991年由Allen等人研究，用硫酸淋洗后使用不同的方法可制备纯净的MnO₂，其制备过程如下图所示：

①步骤Ⅰ中, 试剂甲必须具有的性质是____________（填序号）。
A．氧化性B．还原性C．酸性
②步骤Ⅲ中，以NaClO₃为氧化剂，当生成0．050 mol MnO₂时，消耗0．10 mol·L^－1的NaClO₃溶液200 mL，该反应的离子方程式为___________________________。
（4）用100mL12．0 mol·L^－1的浓盐酸与足量MnO₂混合后，加热，反应产生的氯气物质的量远远少于0．30 mol，请你分析可能的原因为___________________________。

Answer 1

（每空2分，共10分）
（1）1
（2）Cl₂+2OH?=Cl?+ClO?+H₂O
（3）① b ②2ClO₃?+5Mn²⁺+4H₂O=5MnO₂↓+Cl₂↑+8H⁺
（4）随着反应的进行，盐酸浓度减小，反应终止。

试题分析：（1）根据化学方程式可知被氧化的HCl与Cl₂的对应关系为：2HCl～Cl₂，则被氧化的HCl=2n(Cl₂ )=2×11.2L÷22.4L/mol=1mol。
（2）Cl₂与NaOH反应生成NaCl、NaClO、H₂O，进而可写成离子方程式。
（3）①步骤I中，Mn元素的化合价由+4价降低为+2价，则试剂甲应具有还原性，故答案为：b；②步骤Ⅲ中，以NaClO₃为氧化剂，当生成0.050mol MnO₂时，消耗0.10mol?L^-1 的NaClO₃溶液200mL，设还原产物中Cl的化合价为x，则由电子守恒可知，0.05mol×（4-2）=0.1mol/L×0.2L×（5-x），解得x=0，即生成氯气，则离子反应为2ClO₃^-+5Mn²⁺+4H₂O=5MnO₂+Cl₂↑+8H⁺。
（4）因为MnO₂与浓盐酸加热才能生成Cl₂，随着反应的进行，盐酸浓度减小，变为稀盐酸后反应终止。