Question

18．高純碳酸錳在電子工業中有重要的應用，濕法浸出軟錳礦（主要成分為MnO₂，含少量Fe、Al、Mg等雜質元素）制備高純碳酸錳的實驗過程如下：

（1）浸出：浸出時溫度控制在90℃～95℃之間，并且要連續攪拌3小時．植物粉的作用是作還原劑．
（2）除雜：①向浸出液中加入一定量的碳酸錳礦，調節浸出液的pH為3.5～5.5；
②再加入一定量的軟錳礦和雙氧水，過濾；
③…
操作①中使用碳酸錳調pH的優勢是增加MnCO₃的產量（或不引入新的雜質等）；
操作②中加入雙氧水不僅能將Fe²⁺氧化為Fe³⁺，而且能提高軟錳礦的浸出率．寫出雙氧水提高軟錳礦浸出率的離子方程式MnO₂+H₂O₂+2H⁺═Mn²⁺+2H₂O+O₂↑．
（3）制備：在30℃～35℃下，將碳酸氫銨溶液滴加到硫酸錳凈化液中，控制反應液的最終pH在6.5-7.0，得到MnCO₃沉淀．溫度控制35℃以下的原因是減少碳酸氫銨的分解，提高原料利用率；該反應的化學方程式為MnSO₄+2NH₄HCO₃$\frac{\underline{\;30-50℃\;}}{\;}$MnCO₃+（NH₄）₂SO₄+CO₂↑+H₂O；生成的MnCO₃沉淀需經充分洗滌，檢驗洗滌是否完全的方法是取最后一次的洗滌濾液1～2mL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．
（4）計算：室溫下，K_sp（MnCO₃）=1.8×10^-11，K_sp（MgCO₃）=2.6×10^-5，已知離子濃度小于1.0×10^-5mol•L^-1時，表示該離子沉淀完全．若凈化液中的c（Mg²⁺）=10^-2mol/L，試列式計算說明Mg²⁺的存在是否會影響MnCO₃的純度．Ksp （MnCO₃）=c（Mn²⁺）•c（CO₃^2-），當Mn²⁺沉淀完全時，c（CO₃^2-）=$\frac{1.8×1{0}^{-11}}{1.0}$×10^-5=1.8×10^-6mol•L^-1，若Mg²⁺也能形成沉淀，則要求Mg²⁺＞2.6×10^-5/1.8×10^-6=14.4 mol•L^-1，Mg²⁺的濃度0.01mol/L遠小于14.4 mol•L^-1，若凈化液中的c（Mg²⁺）=10^-2mol/L，說明Mg²⁺的存在不會影響MnCO₃的純度．

Answer 1

分析 濕法浸出軟錳礦（主要成分為MnO₂，含少量Fe、Al、Mg等雜質元素）制備高純碳酸錳，加入濃硫酸和植物粉浸出過濾得到濾液除去雜質，加入碳酸氫銨形成沉淀通過一系列操作得到高純碳酸錳，
（1）產品碳酸錳中錳的化合價為+2價，可知加入植物粉是一種還原劑；
（2）使用碳酸錳調pH的優勢是不引入新的雜質；二氧化錳氧化過氧化氫為氧氣，本身被還原為錳離子；
（3）依據碳酸氫銨受熱易分解分析，在30℃～35℃下，將碳酸氫銨溶液滴加到硫酸錳凈化液中，控制反應液的最終pH在6.5～7.0，得到MnCO₃沉淀，硫酸銨，二氧化碳和水，生成的MnCO₃沉淀需經充分洗滌，檢驗洗滌是否完全的方法是取最后一次洗滌液檢驗是否含有硫酸根離子設計；
（4）Ksp （MnCO₃）=c（Mn²⁺）•c（CO₃^2-），當Mn²⁺沉淀完全時，c（CO₃^2-）=1.8×10^-11/1.0×10^-5=1.8×10^-6 mol•L^-1，若Mg²⁺也能形成沉淀，則要求Mg²⁺＞2.6×10^-5/1.8×10^-6=14.4 mol•L^-1，Mg²⁺的濃度0.01mol/L遠小于14.4 mol•L^-1．

解答 解：濕法浸出軟錳礦（主要成分為MnO₂，含少量Fe、Al、Mg等雜質元素）制備高純碳酸錳，加入濃硫酸和植物粉浸出過濾得到濾液除去雜質，加入碳酸氫銨形成沉淀通過一系列操作得到高純碳酸錳，
（1）軟錳礦的主要成分為MnO₂，錳的化合價為+4價，產品中的錳為+2價，可知加入的植物粉是一種還原劑，
故答案為：作還原劑；
（2）使用碳酸錳調pH的優勢是不引入新的雜質；酸性溶液中二氧化錳氧化過氧化氫為氧氣，本身被還原為錳離子，反應的離子方程式為：MnO₂+H₂O₂+2H⁺=Mn²⁺+2H₂O+O₂↑，
故答案為：增加MnCO₃的產量（或不引入新的雜質等）；MnO₂+H₂O₂+2H⁺=Mn²⁺+2H₂O+O₂↑；
（3）依據碳酸氫銨受熱易分解分析，溫度控制35℃以下的原因是防止碳酸氫銨分解，在30℃～35℃下，將碳酸氫銨溶液滴加到硫酸錳凈化液中，控制反應液的最終pH在6.5～7.0，得到MnCO₃沉淀，硫酸銨，二氧化碳和水，反應的化學方程式為：MnSO₄+2NH₄HCO₃ $\frac{\underline{\;30℃-35℃\;}}{\;}$MnCO₃+（NH₄）₂SO₄+CO₂↑+H₂O，生成的MnCO₃沉淀需經充分洗滌，檢驗洗滌是否完全的方法是取最后一次洗滌液檢驗是否含有硫酸根離子設計，取最后一次的洗滌濾液1～2 mL 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．
故答案為：減少碳酸氫銨的分解，提高原料利用率；MnSO₄+2NH₄HCO₃ $\frac{\underline{\;30℃-35℃\;}}{\;}$MnCO₃+（NH₄）₂SO₄+CO₂↑+H₂O；取最后一次的洗滌濾液1～2 mL 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；
（4）Ksp （MnCO₃）=c（Mn²⁺）•c（CO₃^2-），當Mn²⁺沉淀完全時，c（CO₃^2-）=$\frac{1.8×1{0}^{-11}}{1.0}$×10^-5=1.8×10^-6 mol•L^-1，若Mg²⁺也能形成沉淀，則要求Mg²⁺＞2.6×10^-5/1.8×10^-6=14.4 mol•L^-1，Mg²⁺的濃度0.01mol/L遠小于14.4 mol•L^-1，若凈化液中的c（Mg²⁺）=10^-2mol/L，說明Mg²⁺的存在不會影響MnCO₃的純度，
故答案為：Ksp （MnCO₃）=c（Mn²⁺）•c（CO₃^2-），當Mn²⁺沉淀完全時，c（CO₃^2-）=$\frac{1.8×1{0}^{-11}}{1.0}$×10^-5=1.8×10^-6 mol•L^-1，若Mg²⁺也能形成沉淀，則要求Mg²⁺＞2.6×10^-5/1.8×10^-6=14.4 mol•L^-1，Mg²⁺的濃度0.01mol/L遠小于14.4 mol•L^-1，若凈化液中的c（Mg²⁺）=10^-2mol/L，說明Mg²⁺的存在不會影響MnCO₃的純度．

點評 本題考查了制備方案的設計，為高頻考點，題目難度中等，明確流程分析及混合物分離方法、發生的反應為解答的關鍵，試題知識點較多，充分考查了學生的分析能力及化學實驗、化學計算能力．