Question

【題目】實驗室常用濃鹽酸與二氧化錳反應來制取少量氯氣，反應的化學方程式為：MnO2＋4HCl(濃) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。先將一定量的二氧化錳溶解在200mL濃鹽酸中，當反應生成8.96L(標況下)Cl2時，測得剩余溶液中鹽酸的濃度為2mol/L（假設反應前后溶液的體積不變）�；卮鹣铝袉栴}：

（1）鹽酸在反應中表現出的性質為___________________。

（2）寫出上述制取Cl2的離子方程式：______________________________ 。

（3）計算反應耗用MnO2的質量為_________g,被氧化的HCl的物質的量為______ mol，起始HCl的物質的量濃度為____________mol/L.

Answer 1

【答案】 還原性、酸性 MnO2＋4H++ 2Cl-(濃) Mn2+＋Cl2↑＋2H2O 34.8 0.8 10

【解析】（1）該反應部分HCl中Cl元素化合價不變，生成MnCl2，部分Cl元素化合價升高，所以濃鹽酸表現酸性和還原性。

（2）由化學方程式MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O改寫為離子方程式時，二氧化錳、氯氣、水在離子方程式中應保留化學式，則離子方程式為MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O。

（3）在標準狀況下8.96LCl2的物質的量為：8.96L÷22.4Lmol-1=0.4mol，由化學方程式可得反應耗用MnO2的物質的量為0.4mol，質量為：0.4mol×87gmol-1=34.8g；根據氯原子守恒，被氧化的HCl的物質的量為：0.4mol×2=0.8mol；共消耗HCl：0.4mol×4=1.6mol，剩余溶液中HCl為：2mol/L×0.2L=0.4mol，所以起始HCl的物質的量濃度為：(1.6mol+0.4mol)÷0.2L=10mol/L。