Question

【題目】以軟錳礦(主要成分為MnO2)和硫錳礦(主要成分為MnS)為原料制備硫酸錳晶體的工藝流程如下：

(1)濾渣中存在一種非金屬單質，則酸浸過程中的化學方程式為_________________________________。

(2)實驗室常用氧化還原法測定MnSO4·H2O晶體的純度，原理如下：2Mn2＋＋NO3-＋4PO43-＋2H＋===2[Mn(PO4)2]3－＋NO2-＋H2O NH4+＋NO2-===N2↑＋2H2O [Mn(PO4)2]3－＋Fe2＋===Mn2＋＋[Fe(PO4)2]3－；稱取MnSO4·H2O樣品1.000 0 g，溶于適量水，以磷酸作配位劑，加入過量硝酸銨，在220～240 ℃下充分反應。然后以N—苯代鄰氨基苯甲酸作指示劑，用0.100 0 mol·L－1硫酸亞鐵銨標準溶液滴定生成的[Mn(PO4)2]3－至終點。重復操作3次，記錄數據如下表：

滴定次數	標準液讀數mL
	滴定前	滴定后
1	0.10	20.20
2	1.32	21.32
3	1.05	20.95

①已知：Fe2＋＋NO2-＋2H＋===Fe3＋＋NO↑＋H2O。

測定過程中，硝酸銨的作用是____________________和____________________。

②若滴定過程中標準溶液硫酸亞鐵銨不是新配置的，所測定的MnSO4·H2O晶體的純度將會________(填“偏高”“偏低”或“不變”)。

③計算樣品中MnSO4·H2O的質量分數(寫出計算過程)__________________。

Answer 1

【答案】MnO2＋MnS＋2H2SO4===2MnSO4＋S＋2H2O 將試樣中的二價錳定量氧化成三價錳 與產生的亞硝酸鹽反應消除對滴定的影響 偏高 消耗(NH4)2Fe(SO4)2標準溶液平均值為20.00 mL。

2MnSO4·H2O～2[Mn(PO4)2]3－～2Fe2＋

n(MnSO4·H2O)＝n(Fe2＋)＝20.00 mL×10－3 L·mL－1×0.100 0 mol·L－1＝2×10－3 mol

樣品中MnSO4·H2O的質量分數為＝33.8%

【解析】

軟錳礦和硫錳礦在稀硫酸中酸浸，發生反應，得到濾渣，含有S，過濾得到濾液中含硫酸錳和稀硫酸，經過結晶得到硫酸錳晶體；用0.100 0 mol·L－1硫酸亞鐵銨標準溶液測定流程圖中MnSO4H2O晶體樣品的純度，主要是和生成的[Mn(PO4)2]3－反應，據此分析。

（1）MnO2是兩性化合物，在酸性條件之下是一種氧化劑，根據流程圖分析，MnO2和MnS在稀硫酸中反應生成一種非金屬單質，即濾渣1，同時產生MnSO4，是一個氧化還原反應，則“酸浸”時反應的化學方程式為為：MnO2＋MnS＋2H2SO4===2MnSO4＋S＋2H2O，
故答案為：MnO2＋MnS＋2H2SO4===2MnSO4＋S＋2H2O；
（2）①由原理反應：2Mn2＋＋NO3-＋4PO43-＋2H＋===2[Mn(PO4)2]3－＋NO2-＋H2O NH4+＋NO2-===N2↑＋2H2O可知，硝酸銨的作用是將試樣中的二價錳定量氧化成三價錳和與產生的亞硝酸鹽反應消除對滴定的影響。

故答案為：將試樣中的二價錳定量氧化成三價錳；與產生的亞硝酸鹽反應消除對滴定的影響；

②若滴定過程中標準溶液硫酸亞鐵銨不是新配置的，部分Fe2+被氧化為Fe3+，滴定時消耗的標準液偏多，故所測定的MnSO4·H2O晶體的純度將會偏高。

故答案為：偏高；

③用0.100 0 mol·L－1硫酸亞鐵銨標準溶液測定流程圖中MnSO4H2O晶體樣品的純度，主要是和生成的[Mn(PO4)2]3－反應，取MnSO4·H2O樣品1.000 0 g，

三次消耗(NH4)2Fe(SO4)2標準溶液平均值為=20.00 mL。

根據關系式：2MnSO4·H2O～2[Mn(PO4)2]3－～2Fe2＋

n(MnSO4·H2O)＝n(Fe2＋)＝20.00 mL×10－3 L·mL－1×0.100 0 mol·L－1＝2×10－3 mol，

樣品中MnSO4·H2O的質量分數為＝×100%=33.8%，

故答案為：消耗(NH4)2Fe(SO4)2標準溶液平均值為20.00 mL。

2MnSO4·H2O～2[Mn(PO4)2]3－～2Fe2＋

n(MnSO4·H2O)＝n(Fe2＋)＝20.00 mL×10－3 L·mL－1×0.100 0 mol·L－1＝2×10－3 mol

樣品中MnSO4·H2O的質量分數為＝33.8%。