Question

氯氣在生產生活中應用廣泛。實驗室可用MnO₂與濃鹽酸反應制取，反應原理如下：MnO₂＋4HCl（濃）MnCl₂＋Cl₂↑＋2H₂O
（1）若制得標準狀況下11．2 L Cl₂，則被氧化的HCl為___________mol。
（2）多余的氯氣可用NaOH溶液吸收，反應的離子方程式為__________。
（3）海底蘊藏著豐富的錳結核礦，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備純凈的MnO₂，其制備過程如下圖所示：

①步驟Ⅰ中, 試劑甲必須具有的性質是____________（填序號）。
A．氧化性B．還原性C．酸性
②步驟Ⅲ中，以NaClO₃為氧化劑，當生成0．050 mol MnO₂時，消耗0．10 mol·L^－1的NaClO₃溶液200 mL，該反應的離子方程式為___________________________。
（4）用100mL12．0 mol·L^－1的濃鹽酸與足量MnO₂混合后，加熱，反應產生的氯氣物質的量遠遠少于0．30 mol，請你分析可能的原因為___________________________。

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）隨著反應的進行，鹽酸濃度減小，反應終止。

試題分析：（1）根據化學方程式可知被氧化的HCl與Cl₂的對應關系為：2HCl～Cl₂，則被氧化的HCl=2n(Cl₂ )=2×11.2L÷22.4L/mol=1mol。
（2）Cl₂與NaOH反應生成NaCl、NaClO、H₂O，進而可寫成離子方程式。
（3）①步驟I中，Mn元素的化合價由+4價降低為+2價，則試劑甲應具有還原性，故答案為：b；②步驟Ⅲ中，以NaClO₃為氧化劑，當生成0.050mol MnO₂時，消耗0.10mol?L^-1 的NaClO₃溶液200mL，設還原產物中Cl的化合價為x，則由電子守恒可知，0.05mol×（4-2）=0.1mol/L×0.2L×（5-x），解得x=0，即生成氯氣，則離子反應為2ClO₃^-+5Mn²⁺+4H₂O=5MnO₂+Cl₂↑+8H⁺。
（4）因為MnO₂與濃鹽酸加熱才能生成Cl₂，隨著反應的進行，鹽酸濃度減小，變為稀鹽酸后反應終止。