Question

某研究小组利用软锰矿（主要成分MnO₂）制备 MnSO₄·H₂O的流程如下：

已知：①“酸浸 ”后的溶液pH< 1，除含 Mn²⁺ 外 ，还含有少量 Fe²⁺、Al³⁺、 Ca²⁺等金属离子。

②下表列出相关金属离子形成氢氧化物沉淀时的pH（开始沉淀的pH 按金属离子浓度为1.0 mol•L^-1 计算）：

金属离子	开始沉淀时的 pH	完全沉淀时的 pH
Fe^2+	5.8	8.8
Fe^3+	1.1	3.2
Al^3+	3.0	5.0
Mn^2+	7.3	10.3

（1）“ 酸浸”时使用的酸 X 为___, SO₂的作用是  ______    。

（2）“氧化”过程中主要反应的离子方程式是______。加入石灰浆调节溶液pH范围是______。

（3）MnSO₄可用于测定水中溶解氧的含量 ，步骤如下：

步骤1:取 100.00mL 水样于锥形瓶中， 迅速加入足量MnSO₄ 溶液及碱性KI溶液，发生反应： 2Mn²⁺+O₂ +4OH^-= 2MnO（OH）₂↓,密封静置。

步骤 2:向锥形瓶中加入适量稀 H₂SO₄, MnO（OH）₂与I^- 完全反应生成 Mn²⁺和 I₂后加入几滴淀粉溶液。

步骤 3:用 5.000×10^-3mol•L^-1Na₂S₂O₃溶液进行滴定，发生反应： I₂ +2 Na₂S₂O₃= Na₂S₄O₆+2NaI。滴定至终点时共消耗Na₂S₂O₃ 溶液16.00 mL。

①步骤 2 中MnO（OH）₂与 I^- 反应的离子方程式为    _________。

②步骤3中滴定终点的实验现象为______。

③步骤l中需迅速加入相关试剂并密封的原因是___。

④计算该水样中溶解氧的含量（用 mg•L^-1 表示 ）___。（写出计算过程）

Answer

硫酸 还原剂 2Fe2+ + MnO2 +2 H+ = 2Fe3+ +Mn2++2H2O 5.0≤pH<7.3 MnO（OH）2+2I- +4H+= Mn2++ I2 +3H2O 滴入最后一滴Na2S2O3溶液，溶液蓝色褪去且半分钟内颜色不复原 防止空气中的氧气参与反应 25.6 mg•L-1

【解析】

软锰矿（主要成分MnO2）制备 MnSO4·H2O，通入二氧化硫与二氧化锰发生氧化还原反应，加入硫酸溶液，生成硫酸钙滤渣，然后加入二氧化锰，把亚铁离子氧化成铁离子，加入石灰浆调节pH值，使Fe3+、Al3+、 Ca2+转化为沉淀，过滤除去，滤液是硫酸锰溶液，蒸发浓缩，冷却结晶，过滤得到MnSO4·H2O。

（1）为了不引人杂质离子，酸浸”时使用的酸 X 为硫酸，有分析可知，SO2的作用是作还原剂；

（2）“氧化”过程中加入二氧化锰，把氧化成，自身被还原成Mn2+，反应的离子方程式是：2Fe2+ + MnO2 +2 H+ = 2Fe3+ +Mn2++2H2O；加入石灰浆调节溶液pH目的使Fe3+、Al3+转化为沉淀，有题目中表的信息可知pH范围是5.0≤pH<7.3；

（3）①步骤 2MnO（OH）2与I- 完全反应生成 Mn2+和 I2，反应的离子方程式是：MnO（OH）2+2I- +4H+= Mn2++ I2 +3H2O；

②步骤3中滴定终点的实验现象为溶液有蓝色变成无色，且半分钟内不能恢复到原来的颜色；

③步骤l中需迅速加入相关试剂并密封的原因是防止空气中的氧气参与反应；

④反应过程2Mn2++O2+4OH-= 2MnO（OH）2↓，MnO（OH）2+2I- +4H+= Mn2++ I2 +3H2O，I2 +2 Na2S2O3= Na2S4O6+2NaI，得

O2∼2MnO(OH)2∼2I2∼4 Na2S2O3，得n(O2)=4n（Na2S2O3）=5.000×10-3mol•L-1×16.00×10-3L=8.0×10-5mol，氧气的质量是8.0×10-5mol×32g/mol=2.56×10-3g=2.56mg，溶解氧的含量=25.6 mg•L-1。