Question

【題目】工業(yè)上由MnS礦（還含少量FeCO3、MgO等）制備高純硫酸錳，工藝如圖所示：

已知相關金屬離子（濃度為0.1mol·L－1）形成氫氧化物沉淀的pH范圍如下：

金屬離子	Mn2+	Fe2+	Fe3+	Mg2+
開始沉淀的pH	8.1	6.3	1.8	8.9
沉淀完全的pH	10.1	8.3	3.2	10.9

(1)“酸浸”過程中，MnS（難溶）發(fā)生反應的離子方程式為_____________。

(2)“酸浸”時MnO2應過量，目的是____________和將Fe2＋氧化為Fe3＋。

(3)已知Ksp[Fe(OH)3]＝4×10－38。常溫下，當溶液的pH＝2時，c(Fe3+)＝______________mol·L－1。

(4)“除雜”時若溶液pH過低，Mg2+沉淀不完全，原因是_______________。

(5)“沉錳”反應的化學方程式為_____________。

(6)用MnO2懸濁液吸收SO2也可以制取MnSO4。將SO2和空氣的混合氣通入MnO2懸濁液，測得吸收液中Mn2＋、SO42-的濃度隨反應時間t變化如圖。導致Mn2+、SO42-濃度變化產生明顯差異的原因是_____________。

Answer 1

【答案】MnS＋MnO2＋4H＋=S＋2Mn2＋＋2H2O 提高MnS的轉化率 4×10－2 H＋與F-/反應生成弱酸HF 2NH4HCO3＋MnSO4=MnCO3↓＋(NH4)2SO4＋CO2↑＋H2O Mn2＋催化O2與H2SO3反應生成H2SO4

【解析】

(1)“酸浸”過程中，MnS與MnO2反應生成硫單質，硫酸錳和水；

(2)根據金屬沉淀的pH進行分析；

(3) 根據Ksp[Fe(OH)3]= c(Fe3+)×c3(OH-)進行計算；

(4) “除雜”時若溶液pH過低，H＋與F-反應生成弱酸HF；

(5) “沉錳”時，碳酸氫銨與硫酸錳反應生成碳酸錳、硫酸銨、二氧化碳和水；

(6) Mn2＋催化O2與H2SO3反應生成H2SO4。

(1)“酸浸”過程中，MnS與MnO2反應生成硫單質，硫酸錳和水，反應的離子方程式為MnS＋MnO2＋4H＋=S＋2Mn2＋＋2H2O；

(2)為提高MnS的轉化率和將Fe2＋氧化為Fe3＋，“酸浸”時MnO2應過量；

(3)常溫下，當溶液的pH＝2時，c(H+)＝10-2mol·L－1，c(OH-)＝=10-12mol·L－1，Ksp[Fe(OH)3]= c(Fe3+)×c3(OH-)＝c(Fe3+)×(10-12mol·L－1)3＝4×10－38，解得c(Fe3+)＝4×10－2mol·L－1；

(4)“除雜”時若溶液pH過低，H＋與F-反應生成弱酸HF ，Mg2+沉淀不完全；

(5)根據流程可知，“沉錳”時，碳酸氫銨與硫酸錳反應生成碳酸錳、硫酸銨、二氧化碳和水，反應的化學方程式為2NH4HCO3＋MnSO4=MnCO3↓＋(NH4)2SO4＋CO2↑＋H2O；

(6)將SO2和空氣的混合氣通入MnO2懸濁液，Mn2＋催化O2與H2SO3反應生成H2SO4，導致Mn2+、SO42-濃度迅速增大。