题目内容
【题目】瑞典化学家舍勒在研究软锰矿(主要成分是MnO2)的过程中，将其与浓盐酸混合加热，产生了黄绿色气体。
(1)该反应的化学方程式为____________________。
(2)反应中氧化剂是_______（填化学式），锰元素的化合价________（填“升高”或“降低”）。若消耗了17.4 g MnO2，则生成标准状况下Cl2的体积是_______L，转移电子的物质的量是______mol。
(3)用此反应制得的氯气中常混有_______，要收集到干燥纯净的氯气，应使气体依次通过装有_______、_______的洗气瓶后再收集。
【答案】MnO2+4HCl(浓)
MnCl2+Cl2↑+2H2O MnO2 降低 4.48 0.4 HCl、水蒸气 饱和氯化钠溶液 浓硫酸
【解析】
(1)MnO2与浓盐酸混合加热，发生氧化还原反应产生氯气；
(2)在反应中，元素化合价升高，失去电子，物质作还原剂；元素化合价降低，得到电子，物质作氧化剂；根据方程式中物质转化关系，利用MnO2的质量计算反应产生的Cl2的物质的量，并根据V=n·Vm计算氯气在标准状况下的体积；根据元素化合价升降总数等于反应过程中电子转移总数计算电子转移的物质的量；
(3)根据盐酸具有挥发性，结合反应需要在加热条件下分析氯气中混有的杂质，除杂的顺序是先除去其它杂质，最后干燥。
(1)MnO2与浓盐酸混合加热，产生了黄绿色Cl2，反应的方程式为：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O；
(2)在该反应中，Mn元素化合价由反应前MnO2中的+4价变为反应后MnCl2中的+2价，化合价降低，得到电子，所以MnO2作氧化剂；17.4 g MnO2的物质的量为n(MnCl2)=17.4 g÷87 g/mol= 0.2 mol，根据方程式MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O可知：每有1 mol MnO2反应，会产生1 mol Cl2，则0.2 mol MnO2反应产生Cl2的物质的量是0.2 mol，在标准状况下的体积V=n·Vm=0.2 mol×22.4 L/mol=4.48 L；由方程式可知：1 mol MnO2反应，转移2 mol 电子，则0.2 mol MnO2反应，转移0.4 mol 电子；
(3)用浓盐酸与二氧化锰混合加热制取氯气，浓盐酸具有挥发性，反应在溶液中进行，因此制取得到的氯气中含有杂质HCl和水蒸气，要收集到干燥纯净的氯气，应使气体先通过装有饱和氯化钠水的洗气瓶除去杂质HCl，然后再通过浓硫酸进行干燥，最后再进行收集。
