Question

實驗室可由軟錳礦（主要成分為MnO₂）制備KMnO₄，方法如下：高溫下使軟錳礦與過量KOH（s）和KClO₃（s）反應，生成K₂MnO₄（錳酸鉀）和KCl；用水溶解，濾去殘渣；酸化濾液，K₂MnO₄轉化為MnO₂和KMnO₄；再濾去沉淀MnO₂，濃縮結晶得到KMnO₄晶體．
請回答：
（1）用軟錳礦制備K₂MnO₄的化學方程式是______．
（2）K₂MnO₄轉化為KMnO₄的反應中氧化劑和還原劑的物質的量之比為______．生成0.1mol還原產物時轉移電子______ 個．KMnO₄、K₂MnO₄和MnO₂的氧化性由強到弱的順序是______．
（3）KMnO₄能與熱的Na₂C₂O₄（aq，硫酸酸化）反應生成Mn²⁺和CO₂．若取用軟錳礦制得的KMnO₄產品0.165g，能與0.335g Na₂C₂O₄恰好完全反應（假設雜質均不能參與反應），該產品中KMnO₄的純度為______．

Answer 1

解：（1）反應物為KOH、KClO₃、MnO₂，生成物為K₂MnO₄（錳酸鉀）和KCl、水，該反應為6KOH+KClO₃+3MnO₂═3K₂MnO₄+KCl+3H₂O，
故答案為：6KOH+KClO₃+3MnO₂═3K₂MnO₄+KCl+3H₂O；
（2）K₂MnO₄轉化為KMnO₄的反應中K₂MnO₄→2KMnO₄+MnO₂，Mn元素的化合價由+6價升高為+7價，Mn元素的化合價由+6價降低為+4價，則氧化劑和還原劑的物質的量之比為1：2，生成0.1mol還原產物時轉移電子0.1mol×（6-4）××N_A=0.2N_A或6.02×10^-22，由氧化還原反應中氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性，可知氧化性為KMnO₄＞K₂MnO₄＞MnO₂，故答案為：1：2；0.2N_A或6.02×10^-22；KMnO₄＞K₂MnO₄＞MnO₂；
（3）KMnO₄能與熱的Na₂C₂O₄（aq，硫酸酸化）反應生成Mn²⁺和CO₂，設KMnO₄的純度為x，則由電子守恒可知，×（7-2）=×2×（4-3），
解得x=0.958，故答案為：0.958．
分析：（1）反應物為KOH、KClO₃、MnO₂，生成物為K₂MnO₄（錳酸鉀）和KCl、水，利用質量守恒定律書寫反應方程式；
（2）K₂MnO₄轉化為KMnO₄的反應中K₂MnO₄→2KMnO₄+MnO₂，Mn元素的化合價既升高又降低，氧化還原反應中氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性；
（3）利用電子守恒計算．
點評：本題考查氧化還原反應及其計算，明確發生的反應及反應中元素的化合價變化是解答的關鍵，注意（3）電子守恒的應用，題目難度中等．