Question

【題目】氯化銨焙燒菱錳礦制備高純度碳酸錳的工藝流程如下：

已知：①菱錳礦的主要成分是MnCO3，還含少量Fe、Al、Ca、Mg等元素。

②相關金屬離子[c0(Mn+)=0.1mol/L]形成氫氧化物沉淀的pH范圍如下：

③常溫下，CaF2、MgF2的溶度積分別為1.46×10－10、7.42×10－11。

回答下列問題：

（1）“焙燒”時發生的主要反應的化學方程式為_________。

分析下列圖1，氯化銨焙燒菱錳礦的最佳條件是：焙燒溫度為500℃。分析選擇反應溫度為500℃的原因_________________。

（2）浸出液“凈化除雜”過程如下：首先加入MnO2將Fe2+氧化為Fe3+，反應的離子方程式為_________；再調節溶液的pH將Al3+、Fe3+變為沉淀除去，溶液pH的范圍為_________；然后加入NH4F將Ca2+、Mg2+變為CaF2、MgF2沉淀除去，兩種沉淀共存時溶液中=_________。

（3）碳化結晶時，反應的離子方程式為_________。

（4）MnCO3在空氣中加熱易轉化為不同價態的錳的氧化物，其固體殘留率隨溫度的變化如圖所示，300℃—770℃范圍內，發生反應的化學方程式為________________________。

Answer 1

【答案】MnCO3＋2NH4ClMnCl2＋2NH3↑＋CO2↑＋H2O 溫度低，速率慢浸出率低；溫度過高，浸出率變化不大，成本增加 MnO2＋2Fe2＋＋4H＋=Mn2＋＋2Fe3＋＋2H2O 5.2≤pH<8.8 1.97 Mn2＋＋2HCO3－MnCO3＋CO2↑＋H2O 3MnO2=Mn3O4+O2↑

【解析】

（1）焙燒時主要的化學反應是碳酸錳和氯化銨在加熱條件下生成氯化錳、氨氣、二氧化碳、水；500℃之前的浸出率較低，再升高溫度，浸出率變化很��；

（2）該反應中，MnO2被還原，Fe2+被氧化，根據氧化還原反應中轉移電子守恒以及原子、電荷守恒書寫；需除去Al3+、Fe3+的同時，不能除去Mn2+；根據Ksp的關系計算即可；

（3）根據碳酸氫根離子電離出的碳酸根離子生產碳酸錳；

（4）根據加熱過程中Mn元素質量不變分析300℃以及770℃時固體成分進行分析。

（1）焙燒過程中發生的主要反應的化學方程式為：MnCO3＋2NH4ClMnCl2＋2NH3↑＋CO2↑＋H2O；溫度過低，反應速率慢、浸出率低；隨著溫度的升高，錳浸出率逐漸升高，但在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，溫度過高，浸出率變化不大，成本增加，故焙燒溫度取500℃即可；

（2）凈化除雜中加入MnO2將Fe2+氧化為Fe3+，反應的離子方程式為：MnO2＋2Fe2＋＋4H＋=Mn2＋＋2Fe3＋＋2H2O；由表可知，Fe3+、Al3+完全沉淀的pH分別為2.8和5.2，Mn2+開始沉淀pH為8.8，故若要將Al3+、Fe3+變為沉淀除去，但Mn2+不能沉淀，故需條件pH的范圍為5.2≤pH<8.8；當兩種沉淀共存時，溶液中=1.97；

（3）“碳化結晶”時，加入碳酸氫銨時HCO3-的電離促進Mn2+生成MnCO3，同時HCO3-與電離出的H+反應生成水和CO2，發生反應的離子方程式為Mn2＋＋2HCO3－MnCO3＋CO2↑＋H2O；

（4）假設起始n(MnCO3)=1mol，則m（MnCO3）=115g，m（Mn）=55g，加熱過程中Mn元素的質量不變，A點時固體質量為115g×75.65%=87g，則m（O）=32g，故，故A點對應的化學式為MnO2，同理可計算出B點對應的化學式為Mn3O4，故300℃—770℃范圍內，發生反應的化學方程式為：3MnO2===Mn3O4+O2↑。