Question

【題目】工業(yè)采用氯化銨焙燒菱錳礦制備碳酸錳的流程如下圖所示：

已知：①菱錳礦的主要成分是MnCO3 ，其中含Fe、Ca、Mg、Al等元素。
②焙燒過程中主要反應為：MnCO3 +2NH4Cl MnCl2+2NH3↑ +CO2↑+ H2O。
③部分陽離子沉淀時溶液的pH的值：

	Al3-	Fe3+	Ca2+	Mn2+	Mg2+
開始沉淀的pH值	4.1	2.2	10.6	8.8	9.6
沉淀完全的pH值	4.7	3.2	13.1	10.1	11.1

（1）實驗室“焙燒”操作盛放固體的儀器為。
（2）結合圖1、2、3，分析焙燒過程中對溫度、NH4Cl用量[m（NH4Cl）：m（錳礦粉）]、時間的最佳選擇依次為、、。

（3）對錳浸出液凈化除雜時，先加入MnO2將Fe2＋轉化為Fe3＋ ， 再調節(jié)溶液pH的范圍為 ， 將Fe3＋和Al3＋變?yōu)槌恋沓�去。然后加入NH4F將Ca2＋、Mg2＋變?yōu)榉�化物沉淀除去�?/span>
（4）“碳化結晶”步驟中，加入碳酸氫銨是反應的離子方程式為。
（5）上述流程中可循環(huán)使用的物質是。
（6）為測定產品中碳酸錳的含量，設計如下實驗（雜質不參加反應）：實驗步驟為：稱取16.80g試樣，溶于適量的稀硫酸溶液中，向所得溶液中加入稍過量的磷酸和硝酸，加熱使反應：2Mn2++NO3-+4PO43-+2H+ 2[Mn(PO4)2]3-+NO2-+H2O充分進行。除去溶液中存在的NO3-和NO2-后，加入l00.00mL2.00 mol·L-1的(NH4)2Fe(SO4)2溶液，發(fā)生的反應為：[Mn(PO4)2]3-+Fe2＋=Mn2++Fe3＋+2PO3-；再用1.00mol·L-1酸性K2Cr2O7溶液滴定過量的Fe2＋ ， 滴定終點時消耗10.00mL酸性K2Cr2O7溶液。
①酸性K2Cr2O7溶液與Fe2＋反應的離子方程式為（還原產物是Cr3＋）。
②產品中碳酸錳的質量分數為（結果保留3位有效數字）。

Answer 1

【答案】
（1）坩堝
（2）500℃；1.10∶1；60min
（3）4.7≤pH＜8.8
（4）Mn2＋+2HCO3-=MnCO3↓+CO2↑+H2O
（5）NH4Cl
（6）6Fe2＋+Cr2O72-+14H＋=6Fe3＋+2Cr3＋+7H2O；95.8%或0.958
【解析】（1）實驗室固體“焙燒”通常在坩堝中進行；
（2）隨著溫度的升高，錳浸出率逐漸升高，但是500℃以后，錳浸出率增加緩慢，并且在500℃時，錳浸出率已經達到95%以上，從節(jié)約能源的角度考慮，焙燒溫度取500℃即可；當氯化銨與錳礦粉質量比為1.1:1時，錳浸出率已經達到95.8%，繼續(xù)增加氯化銨用量，錳浸出率提高不明顯，因此，選擇氯化銨與錳礦粉質量比為1.1:1；焙燒時間為1h時錳浸出率達到最大，超過1h錳浸出率趨于平緩，因此，實驗選擇適宜的焙燒時間為1h；
（3）在80℃~90℃時，加入MnO2將Fe2+氧化為Fe3+ ， 調節(jié)溶液的pH在“4.7≤pH＜8.8”，水解沉淀Fe3+ ， 此時Al3+也水解為Al(OH)3沉淀；
（4）“碳化結晶”時，加入碳酸氫銨是HCO3-的電離促進Mn2+生成MnCO3溶液，同時HCO3-與電離出的H+結合成水和CO2 ， 發(fā)生反應的離子方程式為Mn2＋+2HCO3-=MnCO3↓+CO2↑+H2O；
（5）“碳化結晶”時副產物為NH4Cl，可作為原料循環(huán)使用；
（6）①Fe2＋有還原性，能被酸性K2Cr2O7溶液氧化為Fe3+ ， 同時K2Cr2O7被還原為Cr3+ ， 發(fā)生反應的離子方程式為6Fe2＋+Cr2O72-+14H＋=6Fe3＋+2Cr3＋+7H2O；K2Cr2O7的物質的量為1.00 mol·L-1×0.01L=0.01 mol，過量Fe2+的物質的量為0.01 mol×6=0.06mol，則與[Mn(PO4)2]3-反應的Fe2+的物質的量為2.00 mol·L-1×0.1L-0.06mol =0.14 mol，根據Mn2+~[Mn(PO4)2]3-~Fe2+ ， 可知Mn2+的物質的量為，則樣品中碳酸錳的質量分數為(0.14mol×115g/mol)÷16.80g×100%=95.8%。