Question

【題目】軟錳礦(主要成分MnO2，雜質(zhì)金屬元素Fe、Al、Mg等)的水懸濁液與煙氣中SO2反應可制備MnSO4·H2O，反應的化學方程式為MnO2+SO2MnSO4。

(1)質(zhì)量為17.40 g純凈MnO2最多能氧化____L(標準狀況)SO2。

(2)已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33，Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39，pH=7.1時Mn(OH)2開始沉淀。室溫下，除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+(使其濃度均小于1×10-6mol·L-1)，需調(diào)節(jié)溶液pH范圍為____。

(3)下圖可以看出，從MnSO4和MgSO4混合溶液中結(jié)晶MnSO4·H2O晶體，需控制結(jié)晶溫度范圍為____。

(4)準確稱取0.171 0 g MnSO4·H2O樣品置于錐形瓶中，加入適量H3PO4和NH4NO3溶液，加熱使Mn2+全部氧化成Mn3+，用c(Fe2+)=0.050 0 mol·L-1的標準溶液滴定至終點(滴定過程中Mn3+被還原為Mn2+)，消耗Fe2+溶液20.00 mL。計算MnSO4·H2O樣品的純度(請給出計算過程)_____。

Answer 1

【答案】4.48 5.0<pH<7.1 高于60℃ 根據(jù)氧化還原反應中得失電子守恒: n(Mn3+)×1=n(Fe2+)×1=20.00×10-3L×0.050 0 mol·L-1=1.00×10-3mol，根據(jù)錳元素守恒，m(MnSO4·H2O)=1.00×10-3mol×169 g·mol-1=0.169g，樣品的純度是×100%≈98.8%

【解析】

（1）根據(jù)MnO2+SO2=MnSO4可知，n（SO2）=n（MnO2）；

（2）pH=7.1時Mn（OH）2開始沉淀．室溫下，除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+，結(jié)合Al（OH）3完全變成沉淀時的pH、Fe（OH）3完全變成沉淀時的pH分析；

（3）從MnSO4和MgSO4混合溶液中結(jié)晶MnSO4H2O晶體，根據(jù)圖上信息，高于60℃以后MnSO4H2O的溶解度減小，而MgSO46H2O的溶解度增大，因此控制結(jié)晶溫度范圍是高于60℃；

（4）根據(jù)氧化還原反應中得失電子守恒：n（Mn3+）×1=n（Fe2+）×1=0.02L×0.0500mol=1.00×10-3mol，根據(jù)Mn元素守恒，m（MnSO4H2O）=1.00×10-3mol×169g/mol=0.169g，以此計算純度。

（1）根據(jù)反應方程式，n(SO2)=n(MnO2)= mol=0.2mol，因此V(SO2)=0.2×22.4L=4.48L；

（2）制備MnSO4，再根據(jù)信息，pH小于7.1，氫氧化鋁完全變成沉淀時的pH：Ksp[Al(OH)3]=1×10－33=c(Al3＋)×c3(OH－)，c(Al3＋)=1×10－6mol·L－1，得出：c(OH－)=1×10－9mol·L－1，c(H＋)=Kw/c(OH－)=10－5，pH=5，同理計算出Fe(OH)3完全變成沉淀時，pH約為3.5，故范圍是：5.0<pH<7.1；

（3）從MnSO4和MgSO4混合溶液中結(jié)晶MnSO4·H2O晶體，根據(jù)圖上信息，高于60℃以后MnSO4·H2O的溶解度減小，而MgSO4·6H2O的溶解度增大，因此控制結(jié)晶溫度范圍是高于60℃，這樣可以得到純凈的MnSO4·H2O；

（4）根據(jù)氧化還原反應中得失電子守恒：n(Mn3+)×1=n(Fe2+)×1=20.00×10－3×0．0500mol=1．00×10－3mol，根據(jù)Mn元素守恒，m（MnSO4·H2O）=1．00×10－3×169g=0．169g，純度是：×100%=98.8%。