Question

工业上用软锰矿(主要成分MnO₂，杂质金属元素Fe、Al等) 制备MnSO₄·H₂O 的一种工艺流程如下：

已知：

1．浸出过程中发生的主要反应化学方程式为：MnO₂＋SO₂ =MnSO₄

2．浸出液中阳离子主要有Mn²⁺、Fe²⁺、Al³⁺等

回答下列问题：

（1）物质X最好选用             

a．盐酸     b．硫酸     c．硝酸

（2）酸浸时SO₂的吸收效率与pH、温度的关系如下图所示，为提高SO₂的吸收效率，酸浸适宜的条件是                   。

（3） 流程中“氧化”步骤主要反应的离子方程式是                 。

（4） 加入石灰浆调节pH，可将氧化后的浸出液中Fe³⁺、Al³⁺形成氢氧化物除去。检验Fe³⁺是否除尽的最佳方法是                  。

（5） 用MnSO₄可测定水中溶解氧，方法是：取100 mL 水样，迅速加入足量MnSO₄溶液及含有NaOH的KI溶液，立即塞上塞子、振荡，使之充分反应；打开塞子，迅速加入适量的稀硫酸，此时有I₂生成；再用5.00×10^-3 mol·L^－1 Na₂S₂O₃溶液和I₂反应，当消耗Na₂S₂O₃溶液 12.0 mL时反应完全。有关化学反应方程式如下：

① 2Mn^2＋＋O₂＋4OH^－＝2MnO(OH)₂（反应很快）；

② MnO(OH)₂＋2I^－＋4H^＋＝Mn^2＋＋I₂＋3H₂O；

③ I₂＋2S₂O₃^2－＝S₄O₆^2－＋2I^－。

计算水样中溶解氧的浓度（以mg·L^－1为单位），写出计算过程。              

Answer

（1）b（2）pH控制在3左右，温度控制在40℃左右。（3）MnO2＋2Fe2+＋4H+=Mn2+＋2Fe3+＋2H2O （4）取上层清液少许，向其中滴加少许KSCN溶液，若溶液未出现血红色，则Fe3+除尽。（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

水样中溶解氧的浓度=1.50×10-5 mol × 32 g·mol－1÷100mL=4.80 mg·L－1

【解析】

试题分析：（1）分析题给流程和信息知该工艺流程是用软锰矿(主要成分MnO2，杂质金属元素Fe、Al等) 制备MnSO4·H2O，物质X若用盐酸和硝酸会引入杂质离子，最好选用硫酸，选b。（2）读图可知，其它变量保持不变时，酸浸溶液pH为3左右时，二氧化硫的吸收率最大；其它变量保持不变时，酸浸溶液温度为40℃左右时，二氧化硫的吸收率最大；为了提高二氧化硫的吸收率，酸浸适宜的条件是pH为3左右、温度为40℃左右。（3）浸出液中阳离子主要有Mn2+、Fe2+、Al3+等，流程中“氧化”步骤是二氧化锰将Fe2＋氧化为Fe3＋，主要反应的离子方程式是MnO2＋2Fe2+＋4H+=Mn2+＋2Fe3+＋2H2O。（4） Fe3＋与KSCN溶液反应溶液变红色，故检验Fe3+是否除尽的最佳方法是取上层清液少许，向其中滴加少许KSCN溶液，若溶液未出现血红色，则Fe3+除尽。（5）根据反应方程式的推导已知量和要求量之间的关系式，代入数据进行计算。详解见答案。

考点：考查化学工艺流程分析，涉及物质的分离、提纯，离子检验，离子方程式书写和化学计算等。