Question

【題目】瑞典化學家舍勒在研究軟錳礦(主要成分是MnO2)的過程中，將其與濃鹽酸混合加熱，產生了黃綠色氣體。

(1)該反應的化學方程式為____________________。

(2)反應中氧化劑是_______（填化學式），錳元素的化合價________（填“升高”或“降低”）。若消耗了17.4 g MnO2，則生成標準狀況下Cl2的體積是_______L，轉移電子的物質的量是______mol。

(3)用此反應制得的氯氣中常混有_______，要收集到干燥純凈的氯氣，應使氣體依次通過裝有_______、_______的洗氣瓶后再收集。

Answer 1

【答案】MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O MnO2 降低 4.48 0.4 HCl、水蒸氣 飽和氯化鈉溶液 濃硫酸

【解析】

(1)MnO2與濃鹽酸混合加熱，發生氧化還原反應產生氯氣；

(2)在反應中，元素化合價升高，失去電子，物質作還原劑；元素化合價降低，得到電子，物質作氧化劑；根據方程式中物質轉化關系，利用MnO2的質量計算反應產生的Cl2的物質的量，并根據V=n·Vm計算氯氣在標準狀況下的體積；根據元素化合價升降總數等于反應過程中電子轉移總數計算電子轉移的物質的量；

(3)根據鹽酸具有揮發性，結合反應需要在加熱條件下分析氯氣中混有的雜質，除雜的順序是先除去其它雜質，最后干燥。

(1)MnO2與濃鹽酸混合加熱，產生了黃綠色Cl2，反應的方程式為：MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O；

(2)在該反應中，Mn元素化合價由反應前MnO2中的+4價變為反應后MnCl2中的+2價，化合價降低，得到電子，所以MnO2作氧化劑；17.4 g MnO2的物質的量為n(MnCl2)=17.4 g÷87 g/mol= 0.2 mol，根據方程式MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O可知：每有1 mol MnO2反應，會產生1 mol Cl2，則0.2 mol MnO2反應產生Cl2的物質的量是0.2 mol，在標準狀況下的體積V=n·Vm=0.2 mol×22.4 L/mol=4.48 L；由方程式可知：1 mol MnO2反應，轉移2 mol 電子，則0.2 mol MnO2反應，轉移0.4 mol 電子；

(3)用濃鹽酸與二氧化錳混合加熱制取氯氣，濃鹽酸具有揮發性，反應在溶液中進行，因此制取得到的氯氣中含有雜質HCl和水蒸氣，要收集到干燥純凈的氯氣，應使氣體先通過裝有飽和氯化鈉水的洗氣瓶除去雜質HCl，然后再通過濃硫酸進行干燥，最后再進行收集。