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23 － 7 锰 副 族

23 － 7 锰 副 族. 概述： 从上→下，高氧化态稳定→酸性，氧化性增强。 低氧化态→不稳定； ⅦB ( n -1) d 5 ns 2 比 Cr 族多一个 s 电子。 本族中以 Mn 为主要讨论对象 。. 锰的 元素电势图. 1.507 0.564 2.26 0.95 1.51 － 1.19

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23 － 7 锰 副 族

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  1. 23－7 锰 副 族 • 概述：从上→下，高氧化态稳定→酸性，氧化性增强。 • 低氧化态→不稳定；ⅦB (n-1)d5ns2比Cr族多一个s电子。 • 本族中以Mn为主要讨论对象 。

  2. 锰的元素电势图 1.507 0.564 2.26 0.95 1.51 －1.19 φAθMnO4－——MnO42－——MnO2——Mn3+——Mn2+——Mn 1.695 1.23 0.564 0.60 －0.20 0.1 －1.55 EBθMnO4－——MnO42－——MnO2——Mn(OH)3——Mn(OH)2——Mn

  3. 1. MnO42－(墨绿)，Mn3+(樱桃红)可以发生歧化，酸性介质中倾向大。 反歧化反应：3Mn2+ + 2MnO4－ == 5MnO2 + 4H+ 2. φAθ与φBθ相差大： 酸性介质：氧化剂， 碱性介质：把低价态氧化为高价

  4. Mn单质的性质： • Mn +2H2O（热）→Mn(OH)2 +H2 ↑ • Mn+O2(S，N2，X2)→生成相应的Mn(Ⅱ)化合物或Mn3O4 (与Fe3O4相似) • Mn+2H+ →Mn2++ H2↑ • 2Mn+4KOH+3O2 →2K2MnO4+2H2O • 3MnO42-+4H+→2MnO4-+MnO2 +2H2O • 应用：合金，锰钢，Al、Mg –Mn 合金。

  5. Mn(VII) 的性质 △ 2KMnO4 ==K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 4MnO4－+ H+ ==4MnO2+ 3O2↑+ 2H2O 冷 2KMnO4+H2SO4(浓) == K2SO4+Mn2O7+2H2O 油状 绿色 MnO2+O2+O3

  6. OH－ H2O 介质不同，还原产物不同 MnO42－+CO2(Fe3+,SO42－) MnO4－+C2O42－ (Fe2+、SO32－) MnO2 + CO2(Fe3+,SO42－) Mn2++CO2(Fe3+,SO42－) H+

  7. 由软锰矿制备KMnO4 软锰矿 粉碎 氧化剂 OH－ △ K2MnO4 墨绿色 常用的氧化剂有O2、KNO3和KClO3。反应介质为KOH或K2CO3。 2MnO2+4KOH+O2 ==2K2MnO4+2H2O 3MnO2+6KOH+KClO3 ==3K2MnO4+KCl+3H2O MnO2+K2CO3+KNO3 ==K2MnO4+KNO2+CO2↑

  8. 有三种方法使K2MnO4 转化为KMnO4： CO2或HAc酸化促进歧化反应： 3K2MnO4+2CO2＝2KMnO4+MnO2+2K2CO3 Cl2或NaClO氧化： 2K2MnO4+ Cl2 ==2KMnO4 + 2KCl

  9. 电解： 阳极：2MnO42－ －2e→2MnO4－ 阴极：2H2O+2e→H2↑+2OH－ 总反应：2K2MnO4+2H2O＝2KMnO4+2KOH+H2↑

  10. Mn+7的化合物：MnO4- • 制备： • 3K2MnO4+2CO2→2KMnO4+2K2CO3+MnO2↓ • MnO2+<O>==MnO42-+H+==MnO4-+MnO2 • KMnO4氧化剂，针状紫色晶体，较稳定。

  11. KMnO4的化学性质 • 强氧化性，还原产物与溶液的pH有关： • 酸性介质中氧化性强，还原产物Mn2+； • 中性7~9溶液还原产物为MnO2， • 碱性还原产物→ MnO42-

  12. 2KMnO4(干，200℃)→K2MnO4+MnO2+O2↑ • 水溶液中稳定性差，酸性介质中 • 4MnO4-+4H+→4MnO2↓+3O2↑+2H2O • 存于棕色瓶中，使用浓度相对比较低，浓度高时可发生危险。

  13. 中性或微碱性溶液中分解为MnO42-和O2。 • 自动分解： • 4KMnO4 +2H2O→4MnO2↓+3O2↑+4KOH • MnO2生成会催化反应，速率加快。

  14. 应用：饮料中CO2精制剂，脱S剂（吸收H2S）等；用于化学试剂、化工生产；织物和油脂的漂白剂；应用：饮料中CO2精制剂，脱S剂（吸收H2S）等；用于化学试剂、化工生产；织物和油脂的漂白剂； • 医药上用作杀菌剂、餐具消毒剂。

  15. Mn+4的化合物：MnO2黑色粉，酸性弱，自然界中软锰矿。Mn+4的化合物：MnO2黑色粉，酸性弱，自然界中软锰矿。 • 制备：电解法 • MnSO4+2H2O→MnO2↓+H2SO4+H2↑ 浓HNO3 加热7298K • MnCO3————Mn(NO3)2•H2O↓———— 高温 Mn(NO3)2•3H2O——— MnO2 + 2NO2 ↑

  16. 性质：氧化性、两性氧化物 。 • 不溶于HNO3，H2O溶液中。酸性溶液中，氧化性强；中性溶液还原性。MnO2稳定，碱性介质中则与氧化剂作用，被氧化为MnO42-。

  17. MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2↑+2H2O • 2MnO2+2H2SO4→2MnSO4+ O2↑+2H2O • 2MnO2+4KOH+O2→2K2MnO4+2H2O • MnO2+2KOH+2KClO3→K2MnO4+2KCl+3O2

  18. Mn2+化合物： • 酸性中性介质中稳定。碱性中易被氧化。 • 只MnS，MnCO3等难溶于水。但可溶于酸中（弱酸也可）。Mn2+ 3d5高自旋态，离子为八面体，无色或淡粉色。

  19. H+ Mn 2+MnO4－ 氧化剂 ①用MnCl2是否好？ 不，Cl－可被氧化，一般用MnSO4 ②介质用什么酸？ H2SO4、 HNO3 S2O82－ 、NaBiO3、PbO2 ③常用氧化剂：

  20. 10NaBiO3(s)+4MnSO4+16H2SO4→ 4HMnO4+5Bi(SO4)3+14H2O S2O82－( PbO2) + H+ + Mn2+ = MnO4－+ SO42－(Bi3+,Pb2+)

  21. MnSO4+OH-→MnO(OH)2↓+SO42- 282K 299K • MnSO4 •7H2O ———MnSO4•5H2O——— 300K • MnSO4•4H2O———MnSO4•H2O • MnSO4在1123K—1423K可分解完全。 • MnS+2O2→MnSO4 • 3MnS+14HNO3→3Mn(NO3)2+3H2SO4+8NO↑ ↓ + 4H2O MnO2

  22. 应用：制Mn的化合物的原料。 • 种子发芽促进剂，植物合成叶绿素的催化剂， • 医药，饲料，印染等工业中。

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