Question

12．氯氣在生產(chǎn)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）$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O
（1）若制得標準狀況下11.2L Cl₂，則被氧化的HCl為1mol．
（2）多余的氯氣可用NaOH溶液吸收，反應的離子方程式為Cl₂+2OH^-=Cl^-+ClO^-+H₂O．工業(yè)上也可用MnSO₄溶液吸收氯氣，獲得Mn₂O₃，Mn₂O₃廣泛應用于電子工業(yè)、印染工業(yè)等領域．請寫出該化學反應的離子方程式2Mn²⁺+Cl₂+3H₂O═Mn₂O₃+6H⁺+2Cl^-．
（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，其制備過程如圖所示：

①步驟I中，試劑甲必須具有的性質(zhì)是b（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0.050mol MnO₂時，消耗0.10mol•L^-1 的NaClO₃溶液200mL，該反應的離子方程式為2ClO₃^-+5 Mn²⁺+4H₂O=5MnO₂+Cl₂↑+8H⁺．
（4）用100mL 12.0mol•L^-1的濃鹽酸與足量MnO₂混合后，加熱，反應產(chǎn)生的氯氣物質(zhì)的量遠遠少于0.30mol，請你分析可能的原因為隨著反應的進行，鹽酸濃度減小，反應終止．

Answer 1

分析 本題考查氯氣的實驗室制備原理的分析及用NaOH溶液或MnSO₄溶液吸收尾氣，另外還探究了MnO₂的不同制法，具體是將+2價錳選用氧化劑或通過電解的方法進行氧化得到，重點考查的通過離子方程式討論反應原理，
（1）標況下n（Cl₂）=$\frac{11.2L}{22.4L/mol}$=0.5mol，根據(jù)Cl原子守恒計算被氧化HCl的物質(zhì)的量；
（2）Cl₂和NaOH溶液反應生成NaCl、NaClO和水，錳離子被氯氣氧化生成Mn₂O₃和鹽酸；
（3）①酸性條件下，MnO₂被還原生成 Mn²⁺，則甲物質(zhì)作還原劑，具有還原性；含有錳離子的溶液中用電解法析出MnO₂；也可以向溶液中加入NaClO₃，錳離子被還原生成MnO₂；
②根據(jù)轉(zhuǎn)移電子守恒判斷Cl元素產(chǎn)物，由轉(zhuǎn)移電子守恒、元素守恒、原子守恒配平方程式；
（4）根據(jù)稀鹽酸與二氧化錳不反應進行判斷．

解答 解：（1）標況下n（Cl₂）=$\frac{11.2L}{22.4L/mol}$=0.5mol，根據(jù)Cl原子守恒計算被氧化n（HCl）=2n（Cl₂）=2×0.5mol=1mol，故答案為：1；
（2）Cl₂和NaOH溶液反應生成NaCl、NaClO和水，離子方程式為Cl₂+2OH^-=Cl^-+ClO^-+H₂O；錳離子被氯氣氧化生成Mn₂O₃和鹽酸，離子方程式為2 Mn²⁺+Cl₂+3H₂O═Mn₂O₃+6 H⁺+2Cl^-，
故答案為：Cl₂+2OH^-=Cl^-+ClO^-+H₂O；2 Mn²⁺+Cl₂+3H₂O═Mn₂O₃+6 H⁺+2Cl^-；
（3）酸性條件下，MnO₂被還原生成 Mn²⁺，則甲物質(zhì)作還原劑，具有還原性；含有錳離子的溶液中用電解法析出MnO₂；也可以向溶液中加入NaClO₃，錳離子被還原生成MnO₂；
①通過以上分析知，甲物質(zhì)具有還原性，故選b；
②生成0.050molMnO₂時，消耗0.10mol•L^-1的NaClO₃溶液200mL，n（NaClO₃）=0.10mol/L×0.2L=0.02mol，根據(jù)Mn原子守恒得n（Mn²⁺）=n（MnO₂）=0.05mol，轉(zhuǎn)移電子物質(zhì)的量=0.05mol×2=0.1mol，要轉(zhuǎn)移0.1mol電子，則Cl元素化合價由+5價變?yōu)?價，所以生成氯氣，n（Mn²⁺）：n（NaClO₃）=0.05mol：0.02mol=5：2，再結合原子守恒配平方程式為，故答案為：2ClO₃^-+5 Mn²⁺+4H₂O=5MnO₂+Cl₂↑+8H⁺；
（4）用100mL12.0mol•L^-1的濃鹽酸與足量MnO₂混合后，加熱，隨著反應的進行，鹽酸的濃度逐漸降低，還原性逐漸減弱，則生成的氯氣的物質(zhì)的量小于0.30mol，故答案為：隨著反應的進行，鹽酸濃度減小，反應終止．

點評 本題考查物質(zhì)制備及氯氣性質(zhì)，為高頻考點，側(cè)重考查氧化還原反應、離子方程式的書寫，難點是（3）題②產(chǎn)物的判斷，注意原子守恒、轉(zhuǎn)移電子守恒的運用，題目難度不大．