题目内容
【题目】工业上用软锰矿(主要成分MnO2，杂质金属元素Fe、Al等) 制备MnSO4·H2O 的一种工艺流程如下：
已知：
1．浸出过程中发生的主要反应化学方程式为：MnO2＋SO2 =MnSO4
2．浸出液中阳离子主要有Mn2+、Fe2+、Al3+等
回答下列问题：
（1）物质X最好选用
a．盐酸 b．硫酸 c．硝酸
（2）酸浸时SO2的吸收效率与pH、温度的关系如下图所示，为提高SO2的吸收效率，酸浸适宜的条件是 。
（3） 流程中“氧化”步骤主要反应的离子方程式是 。
（4） 加入石灰浆调节pH，可将氧化后的浸出液中Fe3+、Al3+形成氢氧化物除去。检验Fe3+是否除尽的最佳方法是 。
（5） 用MnSO4可测定水中溶解氧，方法是：取100 mL 水样，迅速加入足量MnSO4溶液及含有NaOH的KI溶液，立即塞上塞子、振荡，使之充分反应；打开塞子，迅速加入适量的稀硫酸，此时有I2生成；再用5.00×10-3 mol·L－1 Na2S2O3溶液和I2反应，当消耗Na2S2O3溶液 12.0 mL时反应完全。有关化学反应方程式如下：
① 2Mn2＋＋O2＋4OH－＝2MnO(OH)2（反应很快）；
② MnO(OH)2＋2I－＋4H＋＝Mn2＋＋I2＋3H2O；
③ I2＋2S2O32－＝S4O62－＋2I－。
计算水样中溶解氧的浓度（以mg·L－1为单位），写出计算过程。
【答案】（1）b（2）pH控制在3左右，温度控制在40℃左右。（3）MnO2＋2Fe2+＋4H+=Mn2+＋2Fe3+＋2H2O （4）取上层清液少许，向其中滴加少许KSCN溶液，若溶液未出现血红色，则Fe3+除尽。（5）n(S2O32－)= 5.00×10-3mol·L－1 × 12.0 mL= 6.00×10-5 mol
O2 ～ 4 S2O32－
1 mol 4 mol
n(O2) 6.00×10-5 mol
n(O2)=1.50×10-5 mol
水样中溶解氧的浓度=1.50×10-5 mol × 32 g·mol－1÷100mL=4.80 mg·L－1
【解析】
试题分析：（1）分析题给流程和信息知该工艺流程是用软锰矿(主要成分MnO2，杂质金属元素Fe、Al等) 制备MnSO4·H2O，物质X若用盐酸和硝酸会引入杂质离子，最好选用硫酸，选b。（2）读图可知，其它变量保持不变时，酸浸溶液pH为3左右时，二氧化硫的吸收率最大；其它变量保持不变时，酸浸溶液温度为40℃左右时，二氧化硫的吸收率最大；为了提高二氧化硫的吸收率，酸浸适宜的条件是pH为3左右、温度为40℃左右。（3）浸出液中阳离子主要有Mn2+、Fe2+、Al3+等，流程中“氧化”步骤是二氧化锰将Fe2＋氧化为Fe3＋，主要反应的离子方程式是MnO2＋2Fe2+＋4H+=Mn2+＋2Fe3+＋2H2O。（4） Fe3＋与KSCN溶液反应溶液变红色，故检验Fe3+是否除尽的最佳方法是取上层清液少许，向其中滴加少许KSCN溶液，若溶液未出现血红色，则Fe3+除尽。（5）根据反应方程式的推导已知量和要求量之间的关系式，代入数据进行计算。详解见答案。
