氯气在生产生活中应用广泛。实验室可用MnO2与浓盐酸反应制取，反应原理如下：MnO2＋4HCl（浓）
MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
（1）若制得标准状况下11．2 L Cl2，则被氧化的HCl为___________mol。
（2）多余的氯气可用NaOH溶液吸收，反应的离子方程式为__________。
（3）海底蕴藏着丰富的锰结核矿，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备纯净的MnO2，其制备过程如下图所示：
①步骤Ⅰ中, 试剂甲必须具有的性质是____________（填序号）。
A．氧化性B．还原性C．酸性
②步骤Ⅲ中，以NaClO3为氧化剂，当生成0．050 mol MnO2时，消耗0．10 mol·L－1的NaClO3溶液200 mL，该反应的离子方程式为___________________________。
（4）用100mL12．0 mol·L－1的浓盐酸与足量MnO2混合后，加热，反应产生的氯气物质的量远远少于0．30 mol，请你分析可能的原因为___________________________。
（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）随着反应的进行，盐酸浓度减小，反应终止。
题目分析：（1）根据化学方程式可知被氧化的HCl与Cl2的对应关系为：2HCl～Cl2，则被氧化的HCl=2n(Cl2 )=2×11.2L÷22.4L/mol=1mol。
（2）Cl2与NaOH反应生成NaCl、NaClO、H2O，进而可写成离子方程式。
（3）①步骤I中，Mn元素的化合价由+4价降低为+2价，则试剂甲应具有还原性，故答案为：b；②步骤Ⅲ中，以NaClO3为氧化剂，当生成0.050mol MnO2时，消耗0.10mol•L-1 的NaClO3溶液200mL，设还原产物中Cl的化合价为x，则由电子守恒可知，0.05mol×（4-2）=0.1mol/L×0.2L×（5-x），解得x=0，即生成氯气，则离子反应为2ClO3-+5Mn2++4H2O=5MnO2+Cl2↑+8H+。
（4）因为MnO2与浓盐酸加热才能生成Cl2，随着反应的进行，盐酸浓度减小，变为稀盐酸后反应终止。