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。