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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 - PowerPoint PPT Presentation
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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;Ⅶ B (n-1)d5ns2 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
0.564 0.60 - 0.20 0.1 - 1.55EB
θ MnO4
-—— MnO42 -—— MnO2——Mn(OH)3——Mn(OH)2——Mn
1.507 0.564 2.26 0.95 1.51 - 1.19φA
θ MnO4
-—— MnO42 -—— MnO2——Mn3+——Mn2+——Mn
1.695 1.23
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 φB
θ 相差大:
酸性介质:氧化剂,
碱性介质:把低价态氧化为高价
• 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。
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
介质不同,还原产物不同
MnO4- +C2O4
2 -
(Fe2+ 、 SO32
- ) H+ Mn2++CO2(Fe3+,SO42
- )
MnO2 + CO2(Fe3+,SO42
- )H2O
OH-
MnO42 - +CO2(Fe3+,SO4
2
- )
由软锰矿制备 KMnO4
软锰矿粉碎
氧化剂
OH - △K2MnO4
墨绿色
2MnO2+4KOH+O2 == 2K2MnO4+2H2O
3MnO2+6KOH+KClO3 == 3K2MnO4+KCl+3H2O
MnO2+K2CO3+KNO3 == K2MnO4+KNO2+CO2↑
常用的氧化剂有 O2 、 KNO3 和 KClO3 。反应介质为 K
OH 或 K2CO3 。
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
有三种方法使 K2MnO4 转化为 KMnO4 :
电解:
阳极: 2MnO42 - - 2e→2MnO4
-
阴极: 2H2O+2e→H2↑+2OH -
总反应: 2K2MnO4+2H2O = 2KMnO4+2KOH+H2↑
• 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。
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-
• 2KMnO4( 干, 200 )→K℃ 2MnO4+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。
• 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。
• 应用:饮料中 CO2 精制剂,脱 S 剂(吸收 H2
S )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。
• 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 ↑
• 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- 。
• MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2↑+2H2O
• 2MnO2+2H2SO4→2MnSO4+ O2↑+2H2O
• 2MnO2+4KOH+O2→2K2MnO4+2H2O
• MnO2+2KOH+2KClO3→K2MnO4+2KCl+3O2
• 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。
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
③ 常用氧化剂: S2O82 - 、 NaBiO3 、 PbO2
• 10NaBiO3(s)+4MnSO4+16H2SO4→
4HMnO4+5Bi(SO4)3+14H2O
S2O82 - ( PbO2) + H+ + Mn2+ =
MnO4- + SO4
2 - (Bi3+,Pb2+)
• 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
• 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。