Question

工業(yè)上利用軟錳礦（主要成分為MnO₂，同時含少量鐵、鋁等的化合物）制備硫酸錳的常見流程如下：

部分金屬陽離子以氫氧化物形式完全沉淀時溶液的pH見下表：

沉淀物	Al(OH)3	Fe(OH)3	Fe(OH)2	Mn(OH)2
pH	5.2	3.2	9.7	10.4

 
（1）一氧化錳用硫酸酸浸時發(fā)生的主要反應的離子方程式為____________________。酸浸后加入MnO₂將溶液中的Fe^2＋氧化成Fe^3＋，其目的是___________。
（2）濾渣A的成分除MnO₂外，還有_______________。
（3）MnO₂是制造堿性鋅錳電池的基本原料，放電時負極的電極反應式為________。工業(yè)上以石墨為電極電解酸化的MnSO₄溶液生產(chǎn)MnO₂，陽極的電極反應式為_________，當陰極產(chǎn)生4.48L（標況）氣體時，MnO₂的理論產(chǎn)量為______g。
（4）錳的三種難溶化合物的溶度積：K_sp(MnCO₃)＝1.8×10^－11，K_sp[Mn(OH)₂]＝1.9×10^－13，K_sp(MnS)＝2.0×10^－13，則上述三種難溶物的飽和溶液中，Mn^2＋濃度由大到小的順序是_______＞_______＞_______（填寫化學式）。

Answer 1

（1）MnO＋2H^＋＝Mn^2＋＋H₂O（2分） 確保鐵元素在后續(xù)操作中完全轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀而除去（2分） （2）Al(OH)₃、Fe(OH)₃（2分）
（3）Zn＋2OH^－－2e^－＝Zn(OH)₂（2分） Mn^2＋＋2H₂O－2e^－＝MnO₂＋4H^＋（3分）   17.4（3分）
（4）Mn(OH)₂＞MnCO₃＞MnS（3分）

試題分析：（1）一氧化錳用硫酸酸浸時生成硫酸錳和水，因此發(fā)生反應的離子方程式為MnO＋2H^＋＝Mn^2＋＋H₂O；根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，氫氧化亞鐵完全沉淀時的pH值是9.7，因此在pH等于5.4的條件下不能沉淀無法除去。而氫氧化鐵完全沉淀時的pH值只有3.2，所以酸浸后加入MnO₂將溶液中的Fe^2＋氧化成Fe^3＋的目的是保鐵元素在后續(xù)操作中完全轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀而除去。
（2）根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，在pH等于5.4的條件下鋁離子與鐵離子已經(jīng)完全轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀，因此濾渣A的成分除MnO₂外，還有Al(OH)₃、Fe(OH)₃。
（3）MnO₂是制造堿性鋅錳電池的基本原料，而原電池中負極失去電子，發(fā)生氧化反應，該原電池中鋅是負極，則放電時負極的電極反應式為Zn＋2OH^－－2e^－＝Zn(OH)₂；電解池中陽極失去電子，發(fā)生氧化反應，則工業(yè)上以石墨為電極電解酸化的MnSO₄溶液生產(chǎn)MnO₂，則錳離子在陽極放電，因此陽極的電極反應式為Mn^2＋＋2H₂O－2e^－＝MnO₂＋4H^＋；電解池中陰極得到電子，發(fā)生還原反應，則陰極是溶液中的氫離子放電產(chǎn)生氫氣。當陰極產(chǎn)生4.48L（標況）氫氣，其物質(zhì)的量是0.2mol，轉(zhuǎn)移0.2mol×2＝0.4mol電子，所以根據(jù)電子守恒可知，陽極生成二氧化錳的物質(zhì)的量是0.2mol，則MnO₂的理論產(chǎn)量為0.2mol×87g/mol＝17.4g。
（4）錳的三種難溶化合物的溶度積：K_sp(MnCO₃)＝1.8×10^－11，K_sp[Mn(OH)₂]＝1.9×10^－13，K_sp(MnS)＝2.0×10^－13，由于碳酸錳與硫化錳的組成特點相似，因此溶液中的錳離子濃度與溶度積常數(shù)成正比，即溶度積常數(shù)越大，錳離子濃度越大，所以Mn^2＋濃度是MnCO₃＞MnS。根據(jù)溶度積常數(shù)可知，碳酸錳和氫氧化錳溶液中Mn^2＋濃度分別為、，顯然前者大于后者，所以上述三種難溶物的飽和溶液中，Mn^2＋濃度由大到小的順序是Mn(OH)₂＞MnCO₃＞MnS。