Question

【題目】工業上用軟錳礦(主要成分MnO2，雜質金屬元素Fe、Al等) 制備MnSO4·H2O 的一種工藝流程如下：

已知：

1．浸出過程中發生的主要反應化學方程式為：MnO2＋SO2 =MnSO4

2．浸出液中陽離子主要有Mn2+、Fe2+、Al3+等

回答下列問題：

（1）物質X最好選用

a．鹽酸 b．硫酸 c．硝酸

（2）酸浸時SO2的吸收效率與pH、溫度的關系如下圖所示，為提高SO2的吸收效率，酸浸適宜的條件是 。

（3） 流程中“氧化”步驟主要反應的離子方程式是 。

（4） 加入石灰漿調節pH，可將氧化后的浸出液中Fe3+、Al3+形成氫氧化物除去。檢驗Fe3+是否除盡的最佳方法是 。

（5） 用MnSO4可測定水中溶解氧，方法是：取100 mL 水樣，迅速加入足量MnSO4溶液及含有NaOH的KI溶液，立即塞上塞子、振蕩，使之充分反應；打開塞子，迅速加入適量的稀硫酸，此時有I2生成；再用5.00×10-3 mol·L－1 Na2S2O3溶液和I2反應，當消耗Na2S2O3溶液 12.0 mL時反應完全。有關化學反應方程式如下：

① 2Mn2＋＋O2＋4OH－＝2MnO(OH)2（反應很快）；

② MnO(OH)2＋2I－＋4H＋＝Mn2＋＋I2＋3H2O；

③ I2＋2S2O32－＝S4O62－＋2I－。

計算水樣中溶解氧的濃度（以mg·L－1為單位），寫出計算過程。

Answer 1

【答案】（1）b（2）pH控制在3左右，溫度控制在40℃左右。（3）MnO2＋2Fe2+＋4H+=Mn2+＋2Fe3+＋2H2O （4）取上層清液少許，向其中滴加少許KSCN溶液，若溶液未出現血紅色，則Fe3+除盡。（5）n(S2O32－)= 5.00×10-3mol·L－1 × 12.0 mL= 6.00×10-5 mol

O2 ～ 4 S2O32－

1 mol 4 mol

n(O2) 6.00×10-5 mol

n(O2)=1.50×10-5 mol

水樣中溶解氧的濃度=1.50×10-5 mol × 32 g·mol－1÷100mL=4.80 mg·L－1

【解析】

試題分析：（1）分析題給流程和信息知該工藝流程是用軟錳礦(主要成分MnO2，雜質金屬元素Fe、Al等) 制備MnSO4·H2O，物質X若用鹽酸和硝酸會引入雜質離子，最好選用硫酸，選b。（2）讀圖可知，其它變量保持不變時，酸浸溶液pH為3左右時，二氧化硫的吸收率最大；其它變量保持不變時，酸浸溶液溫度為40℃左右時，二氧化硫的吸收率最大；為了提高二氧化硫的吸收率，酸浸適宜的條件是pH為3左右、溫度為40℃左右。（3）浸出液中陽離子主要有Mn2+、Fe2+、Al3+等，流程中“氧化”步驟是二氧化錳將Fe2＋氧化為Fe3＋，主要反應的離子方程式是MnO2＋2Fe2+＋4H+=Mn2+＋2Fe3+＋2H2O。（4） Fe3＋與KSCN溶液反應溶液變紅色，故檢驗Fe3+是否除盡的最佳方法是取上層清液少許，向其中滴加少許KSCN溶液，若溶液未出現血紅色，則Fe3+除盡。（5）根據反應方程式的推導已知量和要求量之間的關系式，代入數據進行計算。詳解見答案。