Question

【題目】高純MnCO3在電子工業中有重要的應用，工業上利用軟錳礦(主要成分是MnO2，還含有Fe2O3、CaCO3、CuO等雜質)制取碳酸錳的流程如圖所示：

已知：還原焙燒主反應為2MnO2＋C2MnO＋CO2↑。

可能用到的數據如下：

根據要求回答下列問題：

(1)在實驗室進行步驟A，混合物應放在__________中加熱。

(2)步驟E中調節pH的范圍為____________，其目的是______________________________。

(3)步驟G，溫度控制在35℃以下的原因是____________________________________，若Mn2+恰好沉淀完全(當離子濃度≦10-5mol/L認為該離子沉淀完全)時測得溶液中的濃度為2.2×10－6mol/L，則Ksp(MnCO3)＝____________。

(4)步驟D中氧化劑與還原劑的物質的量之比為__________；步驟C中的濾渣為__________。

(5)生成的MnCO3沉淀需經充分洗滌，檢驗洗滌是否干凈的方法是_____________________。

(6)現用滴定法測定產品中錳元素的含量。實驗步驟：稱取3.300 g試樣，向其中加入稍過量的磷酸和硝酸，加熱使產品中MnCO3完全轉化為[Mn(PO4)2]3－(其中完全轉化為)；加入稍過量的硫酸銨，發生反應NO2-＋＝N2↑＋2H2O以除去；加入稀硫酸酸化，再加入60.00 mL 0.500 mol·L－1硫酸亞鐵銨溶液，發生的反應為[Mn(PO4)2]3－＋Fe2＋＝Mn2＋＋Fe3＋＋2；用5.00 mL 0.500 mol·L－1酸性K2Cr2O7溶液恰好除去過量的Fe2＋。

①酸性K2Cr2O7溶液與Fe2+反應的離子方程式為_____________________________________。

②試樣中錳元素的質量分數為____________。

Answer 1

【答案】坩堝 3.7≤pH＜8.1 使Fe3＋轉化為Fe(OH)3而除去，而不影響Mn2＋ 減少碳酸氫銨的分解，提高原料利用率 2.2×10－11 1∶2 C、 Cu和CaSO4 取少量最后一次的洗滌液于試管中，向其中滴加用鹽酸酸化的BaCl2溶液，若無白色沉淀產生，則表明已洗滌干凈 6Fe2＋＋＋14H＋=6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O 25%

【解析】

軟錳礦(主要成分是MnO2，還含有Fe2O3、CaCO3、CuO等雜質)，主要發生2MnO2+C2MnO+CO2↑，同時C將Fe2O3、CuO還原生成Fe、Cu，再用硫酸浸取過濾得到MnSO4、FeSO4溶液，過濾分離出的濾渣為過量的碳和反應生成的Cu、CaSO4；加入MnO2氧化Fe2+得到Fe3+，再調節pH除去Fe3+得到MnSO4溶液，最后用NH4HCO3發生復分解反應生成MnCO3，分離烘干得到MnCO3，以此來解答。

(1)高溫焙燒物質應在坩堝中進行；

(2)此時溶液中的雜質主要為Fe3+，結合表中數據可知為了使三價鐵完全沉淀而不影響錳離子，步驟E中調節pH的范圍為3.7≤pH＜8.3，其目的是使鐵離子轉化為氫氧化鐵而除去，而不影響Mn2+；

(3)銨鹽不穩定，受熱易分解，所以步驟G中溫度需控制在35℃以下，減少碳酸氫銨的分解，提高原料利用率；Mn2＋恰好沉淀完全時可認為c(Mn2+)=10-5mol/L，Ksp(MnCO3)= c(Mn2+)·c(CO32-)=10-5×2.2×10－6=2.2×10-11；

(4)步驟D中MnO2被還原成Mn2+，化合價降低2價，Fe2+被氧化成Fe3+，化合價升高1價，根據得失電子守恒，氧化劑與還原劑的物質的量之比為1：2；根據分析可知濾渣為C、Cu和CaSO4；

(5)生成的MnCO3沉淀可能附著有硫酸鹽，所以檢驗是否含有硫酸根即可確認沉淀是否洗滌干凈，具體操作為：取少量最后一次的洗滌液于試管中，向其中滴加用鹽酸酸化的BaCl2溶液，若無白色沉淀產生，則表明已洗滌干凈；

(6)①酸性K2Cr2O7具有強氧化性，可以把亞鐵離子氧化成鐵離子，自身被還原成Cr3+，根據電子守恒、電荷守恒和原子守恒可得離子方程式為6Fe2＋＋＋14H＋=6Fe3+＋2Cr3＋＋7H2O；

②根據方程式6Fe2＋＋＋14H＋=6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O可知剩余n(Fe2+)= 0.500 mol·L-1×0.005L×6=0.015mol，則與[Mn(PO4)2]3－反應的n(Fe2+)=0.500 mol·L-1×0.06L-0.015mol=0.015mol，根據方程式[Mn(PO4)2]3-＋Fe2＋＝Mn2＋＋Fe3＋＋2可知n(Mn)=0.015mol，所以錳元素的質量分數為×100%=25%。