第 21 章铬副族和锰副族

铬及其化合物

钼、钨及其化合物

锰及其化合物

锝、铼及其化合物

主 要 内 容主 要 内 容

1

2

3

4

常见氧化数： 铬 +3 ， +6

钼，钨 +6

铬族 Ⅵ B : 铬 Cr ，钼 Mo ，钨 W

（ ）

价电子层结构 : 铬 ，钼 n−1 d5ns1

钨 5d46s2

（ ）

铬 Cr

钼 Mo

主要矿物是辉钼矿 MoS2 ，在地壳中的质量分数为 1.5 10 － 4 % 。 钨 W

主要矿物是铬铁矿 Fe CrO2 2 ，在地壳中的质量分数为 0.01 %, 列第 21 位。

（ ）

主要矿物是，黑钨矿 Fe ， Mn WO4 ，白钨矿

CaWO4 ，在地壳中的质量分数为 1 10 － 4 % 。

（ ）

常见氧化数： 锰 +2 ，锝，铼 +7

锰族 VII B ： 锰 Mn ，锝 Tc ，铼 Re

（ ）

价电子层结构 : n−1 d5ns2（ ）

本族中，自上而下高氧化态的稳定性递增，低氧化态的稳定性递减。

锰 Mn

锝 Tc

是第一种人造元素，在自然界尚未发现。 铼 Re

主要矿物是软锰矿 MnO2 ，黑锰矿 Mn2O3 和方锰矿 MnO 以及 MnCO3 ，在地壳中的质量分数为 9.5 ×10 −2 % 。

是最后一种被发现的非人造金属元素，在地壳中的质量分数为 4 ×10 −8 % ，属于稀有分散元素。

21 － 1 － 1 铬的单质

铬的单电子多，金属键强，决定了金属铬的熔点高达 1907 ℃，沸点高达 2671 ℃，也决定了金属铬的硬度极高，是硬度最高的金属。

在室温条件下，铬的化学性质稳定，在潮湿空气中不会被腐蚀，保持光亮的金属光泽。

21 － 1 铬及其化合物

高纯度的铬可以抵抗稀硫酸的侵蚀，与硝酸甚至王水作用会使铬钝化。

升高温度，铬的反应活性增强，可与多种非金属，如 X2 ， O2 ， S ， C ， N2 等直接化合，一般生成 Cr （Ⅲ）化合物。

铬可缓慢溶于稀酸中，形成蓝色 Cr2+ ：

Cr （Ⅱ）的还原性很强，在空气中迅速被氧化成绿色的 Cr （Ⅲ）：

Cr + 2 HCl —— CrCl2 + H2↑

4 CrCl2 + 4 HCl + O2

—— 4 CrCl3 + 2 H2O

金属铬可以通过铬铁矿 FeCr2O4 制

取，用焦炭还原可制得铬铁合金：

FeCr2O4 + 4 C ——

Fe + 2Cr + 4 CO↑

该合金可用于制造不锈钢。

如果要制取不含铁的铬单质，可将铬铁矿与碳酸钠的混合物加强热，从而生成水溶性的铬酸盐和不溶性的 Fe2O3 ：

4 FeCr2O4 + 8 Na2CO3 + 7 O2 ——

8 Na2CrO4 + 2 Fe2O3 + 8 CO2↑

之后用水浸取出 Na2CrO4 ，酸化析出重铬酸盐。

使重铬酸盐与碳共热还原而得 Cr2O3 ：

Na2Cr2O7 + 2 C ——

Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑

然后用铝热法还原 Cr2O3 得到金属铬：Cr2O3 + 2 Al —— 2 Cr + Al2O3

也可以用硅还原 Cr2O3 制取金属铬： 2Cr2O3 + 3 Si —— 4 Cr + 3 SiO2

1 氧化物和氢氧化物

三氧化二铬 （ Cr2O3 ）为深绿色固体，熔点很高，难溶于水，常用作绿色染料，俗称铬绿。

21 － 1 － 2 Cr Ⅲ 的化合物 （ ）

（ 1 ）氧化物

也可溶于强碱：

Cr2O3 + 2 NaOH ——

2 Na[Cr OH 4] + H2O（ ）

Cr2O3 + 3 H2SO4

—— Cr2 SO4 3 + 3 H2O（ ）

与 – Al2O3 相似， Cr2O3 具有两性，可溶于酸：

高温灼烧过的 Cr2O3 对酸和碱均为惰性，需与熔矿剂 K2S2O7 共熔才能转为可溶盐 :

Cr2O3 + 3 K2S2O7 ——

Cr2 SO4 3 + 3 K2SO4（ ）

Cr2O3 + 6 KHSO4 ——

Cr2 SO4 3 + 3 K2SO4 + 3 H2O（ ）

（ 2 ） 氢氧化物

向 Cr3+ 盐的溶液中加入适量 NaOH 溶液，生成灰蓝色 Cr OH 3 沉淀。（ ）

Cr OH 3 + 3 H+ —— Cr3+ + 3 H2O（ ）

Cr OH 3 + OH− —— [Cr OH 4]−（ ） （ ）

（ ）（ ） 与 Al OH 3 相似， Cr OH 3 具有两性，与酸碱均可以发生反应：

Cr OH 3 在水中存在如下平衡：（ ）

Cr3+ + 3 OH– —— Cr OH 3（ ）

H+ + CrO2– + H2O

——

——

2 盐类和配合物

Cr （Ⅲ）与相应 Al （Ⅲ）盐的结晶水个数相同：

CrCl3 • 6 H2O AlCl3 • 6 H2O

Cr2 SO4 3 • 18H2O 紫色 Al2 SO4 3 • 18 H2O

（ ）（ ）

K2SO4 • Cr2 SO4 3 • 24 H2O 紫色

（ ）K2SO4 • Al2 SO4 3 • 24 H2O （ ）

CrCl3•6H2O 是配位化合物，由于内界的配体不同而有不同的颜色：

[Cr H2O 6]Cl3 紫色（ ）[Cr H2O 5Cl]Cl2 • H2O 浅绿色（ ）

[Cr H2O 4Cl2]Cl • 2H2O 深绿色（ ）

NH3NH4+

NH3NH4+

NH3

NH4+

NH3NH4+

NH3NH4+

若 [Cr H2O 6]3+ 内界中的 H2O 逐步被 N

H3 取代后，配离子颜色变化：（ ）

[Cr H2O 6]3+ 紫（ ）

[Cr NH3 2 H2O 4]3+ 紫红（ ）（ ）

[Cr NH3 3 H2O 3]3+

浅红（ ）（ ） [Cr NH3 4 H2O 2]3+

橙红（ ）（ ）

[Cr NH3 5 H2O ]3+ 橙黄（ ）（ ）

[Cr NH3 6]3+ 黄（ ）

必须注意的是， Cr3+ 形成氨配合物的反应并不完全，故分离 Al3+ 和 Cr3+

时并不采用 NH3•H2O 生成配合物的方法。

NH3•H2O ， H2O2

Al3+ ， Cr3+

Al OH 3 CrO42 －（ ）

Al OH 3 + 3 H+ —— Al3+ + 3 H2O（ ）CrO4

2– + Ba2+ —— BaCrO4

其他重要的 Cr Ⅲ 化合物或配位化合物：（ ）

CrF3 绿

CrBr3 深绿

CrCl3 紫

CrI3 深绿

Cr NO3 3 绿

Cr2 SO4 3 棕红

Cr2 SO4 3 • 5H2O 绿

[Cr2 H2O 6]Br 紫

[Cr2 NH3 6]Br3 黄

K3[Cr CN 6] 黄

K3[Cr C2O4 3] • H2O 红紫

K3[Cr NCS 6] • 4H2O 紫

（ ）（ ）

（ ）

（ ）（ ）

（ ）（ ）

（ ）

水合氯化铬受热脱水时水解 :

Cr3+ 在 Na2CO3 或 Na2S 等碱性溶液中水解：

CrCl3 • 6 H2O ——

Cr OH Cl2 + 5 H2O + HCl （ ）

Cr3+ + 3 S2 － + 3 H2O

—— Cr OH 3 + 3HS–（ ）

2 Cr3+ + 3 S2 － + 6 H2O

—— 2 Cr OH 3 + 3 H2S↑（ ）

Cr3+ + 3 CO32 － + 3 H2O ——

Cr OH 3 + 3 HCO3– （ ）

2 Cr3+ + 3 CO32 － + 6 H2O ——

2 Cr OH 3 + 3 CO2↑ + 3 H2O（ ）

3 Cr （ Ⅲ） 的还原性

碱性溶液中， Cr Ⅲ 很容易被 H2O2 ， I

2 等氧化：（ ）

2Cr OH 3 + 3 I2 + 10 OH– ——

2 CrO42– + 6 I– + 8 H2O

（ ）

2Cr OH 4– + 3 H2O2 + 2 OH–

——2 CrO42– + 8 H2O

（ ）

酸性溶液中， Cr Ⅲ 还原性差：（ ）

10 Cr3+ + 6 MnO4– + 11H2O ——

5 Cr2O72– + 6 Mn2+ + 22 H+　

故在酸中需要氧化剂方可将 Cr （ Ⅲ ）氧化到 Cr （ VI ）：

故在酸中需要氧化剂方可将 Cr （ Ⅲ ）氧化到 Cr （ VI ）：

Cr2O72− + 14H+ + 6 e ——

2 Cr3+ + 7 H2O E⊖ = 1.38V

Cr （ VI ）的主要存在形式有以下 4 种：

CrO42 － Cr2O7

2 － CrO3 CrO2Cl2

黄色 橙色 红色 深红色

CrO3 为针状结晶。

21 － 1 － 3 Cr （Ⅵ）的化合物 1 Cr （Ⅵ）的存在形式与转化

CrO42– 与 Cr2O7

2– 之间的相互转化：

中性和碱介质CrO4

2 －

酸介质Cr2O7

2 －

加酸 浓硫酸 酸介质CrO3加碱

2 CrO42 － + 2 H+ —— Cr2O7

2 － + H2O

K ⊖ = 1.0 1014

向 K2Cr2O7 饱和溶液中加入过量浓 H2SO

4

即得到铬酸洗液，同时有 CrO3 红色针状晶体析出： K2Cr2O7 + 2 H2SO4 （浓） ——

2 KHSO4 + 2 CrO3 + H2O

CrO22+ 称为铬氧基或铬酰基， CrO2Cl2

是深红色液体，像溴，易挥发。

将浓滴加 H2SO4 K2Cr2O7 和 KCl 粉末混合物，加热则有 CrO2Cl2 挥发出来：

K2Cr2O7 + 4 KCl + 3 H2SO4 （浓） —— 2 CrO2Cl2 + 3 K2SO4 + 3 H2O

CrO2Cl2 易水解：

2 CrO2Cl2 + 3 H2O ——

H2Cr2O7 + 4 HCl

2 化学性质

H2CrO4 只存在于水溶液中，它的酸性较强：

CrO3 是 H2CrO4 和 H2CrO4 的酸酐。

H2CrO4 —— H+ + HCrO4－

K1⊖

= 0. 18

（ 1 ）氧化性

酸性介质中， Cr2O72 － 是强氧化剂，可

以将 HBr ， HI ， H2S ， H2SO3 等氧化：

K2Cr2O7 + 14 HBr ——

2 CrBr3 + 2 KBr + 3 Br2 + 7 H2O

Cr2O72-

+ 3 H2S + 8 H+ ——

2 Cr3+ + 3 S↓ + 7 H2O

加热时， Cr2O72 － 可以氧化浓盐酸：

Cr2O72-

+ 6 Fe2+ + 14 H+ ——

2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O

该反应可用于定量测定铁含量。

K2Cr2O7 + 14 HCl ——

2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2↑ + 7 H2O

除碱金属、铵、镁的铬酸盐易溶外，其他铬酸盐均难溶。

Ag2CrO4 砖红色

PbCrO4 黄色

BaCrO4 黄色SrCrO4 黄色

常见的难溶铬酸盐有：

（ 2 ）难溶盐

重铬酸盐溶解度远大于铬酸盐，因此，不会生成重铬酸盐沉淀。

铬酸的难溶盐均溶于强酸。

2 Pb2+ + Cr2O72 － + H2O

—— 2 PbCrO4 + 2 H+

2 Ba2+ + Cr2O72 － + H2O

——2 BaCrO4 + 2 H+

PbCrO4 既溶于硝酸又溶于强碱：

2 PbCrO4 + 2 H+ ——

2 Pb2+ + Cr2O72 － + H2O

PbCrO4 + 4 OH- ——

[Pb OH 4]2- + CrO42 －（ ）

PbCrO4 在盐酸和硫酸中转化为另一种

沉淀： 2 PbCrO4 + 2 H2SO4 ——

2 PbSO4 + Cr2O72 － + 2H+ + H2O

2 PbCrO4 + 4 HCl ——

2 PbCl2 + Cr2O72 － + 2H+ + H2O

Ag2CrO4 溶于硝酸，在盐酸、硫酸和 N

aOH 溶液中发生沉淀转化：

2 Ag2CrO4 + 4 HCl ——

4 AgCl + Cr2O72 － + 2H+ + H2O

Ag2CrO4 + 2 OH− ——

Ag2O + CrO42 － + H2O

SrCrO4 溶解度较大，可溶于 HAc 中。向 Sr2+ 中加入 Cr2O7

2 － 溶液中，不能生成 SrCrO4 沉淀。

BaCrO4 溶于硝酸和盐酸，但在硫酸溶液中发生沉淀转化：

2 BaCrO4 + 2 H2SO4 ——

2 BaSO4 + Cr2O72 － + 2H+ + H2O

CrO5 不稳定，在酸性溶液中易分解：

（ 3 ）过氧化铬

用硫酸酸化含 Cr Ⅵ 的溶液，再加入 H2O2 有蓝色 CrO5 生成：

（ ）

4 CrO5 + 12 H+ —— 2 Cr3+ + 6 H2O + 7 O2↑

4 CrO5 + 12 H+ —— 2 Cr3+ + 6 H2O + 7 O2↑

K2Cr2O7 + 4 H2O2 + H2SO4

—— 2 CrO5 +5 H2O + K2SO4

K2Cr2O7 + 4 H2O2 + H2SO4

—— 2 CrO5 +5 H2O + K2SO4

3 铬的其他价态化合物

二价铬盐主要有：

蓝绿色 CrF2 白色 CrCl2

蓝色 [Cr H2O 4Cl2] • 4H2O

蓝色 CrSO4•5 H2O

红色 Cr CH3COO 2•H2O

（ ）

（ ）（ ） Cr 0 的主要配合物有：

白色 [Cr CO 6] 棕黑色 [Cr C6H6 2]（ ） （ ）

4 铬元素在生命过程中的作用

铬是人体必需的微量元素，铬在天然食品中的含量较低，均以 +3 价的形式存在。 +3 价的铬对人体有益， +6 价铬是有毒的。 铬在肌体的糖代谢和脂代谢中发挥特殊作用，降低血中胆固醇和甘油三脂的含量，可预防心血管病。

21 － 2 － 1 钼和钨的单质

钼、钨都是高熔点、沸点的重金属，可用于制作特殊钢；钨是所有金属中熔点最高的，故被用作灯丝，钼、钨都能溶于硝酸和氢氟酸的溶液中，但钨的溶解非常慢。

21 － 2 钼、钨及其化合物

21 － 2 － 2 钼和钨的含氧化合物

1 氧化物和同多酸

MoO3 为浅黄色粉末， WO3 为黄色粉末。

MoO3 和 WO3 可由金属或硫化物以及低价的氧化物在空气或氧气中加热得到：

2 MoS2 + 7 O2 —— 2 MoO3 + 4 SO2

也可以由含氧酸或其铵盐加热分解得到：

H2MoO4 —— MoO3 + H2O

（ ） NH4 2MoO4 ——

MoO3 + 2NH3 + H2O

钼和钨的氧化物易溶于碱而生成盐：

WO3 + 2 NaOH —— Na2WO4 + H2O

氧化物溶于热的浓氨水，冷却后得到钼酸铵或钨酸铵的结晶：

MoO3 + 2 NH3 + H2O

—— NH4 2MoO4 + H2O　（ ）

将钼酸盐或钨酸盐溶液调为强酸性，相应得到黄色的钼酸和白色的钨酸。

钼和钨不仅形成简单含氧酸，而且在一定条件下能脱水缩合成多酸。由同种简单含氧酸分子脱水缩合形成的多酸称为同多酸。

通常，在钼酸和钨酸溶液中加入强酸会形成缩合度不等的多钼酸和多钨酸，随着溶液酸度的增加，同多酸的聚合度也增大。

[MoO4]2– [Mo7O24]6–

[Mo8O26]4– MoO3 • 2H2O

pH = 6 pH = 1.5～ 2.9

pH 1﹤

正钼酸根 仲钼酸根

八钼酸根 钼酸

2 杂多酸

由两种不同含氧酸分子缩水而成的酸叫杂多酸，对应的盐称为杂多酸盐 。

该反应用于鉴定磷酸根。

例如：

12 NH4 2MoO4 + H3PO4 + 21 HNO3 ——

NH4 3 PO4 •12MoO3 ↓

+ 21NH4NO3 + 12 H2O

（ ）（ ）

其酸根的最基本结构单元是钼氧八面体

NH4 3PO4• 12MoO3 可以写成十二钼磷杂多酸铵 NH4 3[PMoO12O40] 的形式，我们对其结构加以说明。

（ ）（ ）

1

2

3

三个 MoO6 结合

成 Mo3O10 结构单元。

1 32

4 个 Mo3O10 分布在以 P 为中心的正四面体的 4 个顶点位置。

21 － 2 － 3 钼元素的生物功能

钼是目前已发现的第二、第三过渡系列元素中唯一的生物体必需的微量元素。

钼是大脑必需的七种微量元素之一，钼缺乏将导致神经异常，智力发育迟缓，影响骨骼生长。

黄嘌呤氧化酶也是含钼的金属酶，其活性受钼支配，肌体贫钼会使黄嘌呤氧化酶活性下降，肝脏解毒功能下降，以致造成肝损伤。

钼是豆科植物根瘤中固氮酶的组分，它可以使游离态的氮在常温常压下转化为能够被植物吸收利用的硝酸氮和氨态氮。

21 － 3 － 1 锰的单质 金属锰为银白色，粉末状的锰为灰色。

纯锰是通过铝热反应用 Al 还原 MnO2 或 Mn3O4 来制备的：

3 MnO2 + 4 Al —— 3 Mn + 2 Al2O3

3 Mn3O4 + 8 Al —— 9 Mn + 4 Al2O3

21 － 3 锰及其化合物

室温下，锰对非金属的反应活性不高，但加热时很容易发生反应。 在空气中加热生成 Mn2O3 。

高温时， Mn 可以和 X2 ， S ， C ， P

等非金属直接化合。更高温度时， Mn 可和 N2 直接化合。

锰是活泼金属，能溶解在冷的非氧化性的稀酸中：

Mn 在热水中生成 Mn OH 2 并放出氢气，这一性质类似于金属镁。

（ ）

Mn + 2 HCl —— MnCl2 + H2 ↑

21 － 3 － 2 锰的化合物

较浓的 Mn2+ 水溶液为粉红色，稀溶液为无色；Mn2+ 水合盐多数是粉红色或玫瑰色。

1 Mn Ⅱ 的化合物 （ ）1 易溶盐 （ ）

Mn （Ⅱ）的强酸盐易溶，如 MnSO4 ，MnCl2 和 Mn NO3 2 等。（ ）

易溶于强酸中，这是过渡元素的一般规律。

MnCO3 Mn OH 2 MnS MnC2O4

白色 白色 绿色 白色

Ksp 2.3 ×10-11 1.9 ×10-13 2.5 × 10-13 1.7 × 10-7

2 难溶性化合物（ ）

Mn Ⅱ 的氢氧化物和多数弱酸盐难溶：（ ）

Ө

（ ）

在碱中 Mn （Ⅱ）还原性较强，易被氧化成 Mn （Ⅰ）。

3 还原性（ ）

向 Mn2+ 溶液加 NaOH 或 NH3• H2O 都

能生成碱性、近白色的 Mn OH 2 沉淀： （ ）

Mn2+ + 2 OH― —— Mn OH 2 ↓ 白 （ ） （ ）

Mn OH 2 极易被氧化，甚至水溶液中少量的氧气也能将其氧化，生成黑色的 MnO OH 2 ：

（ ）

（ ）2Mn OH 2 + O2 —— 2MnO OH 2（ ） （ ）

此反应在水介质中用于测定水中溶解氧。此反应在水介质中用于测定水中溶解氧。

MnS ， MnCO3 ， MnC2O4 沉淀在空气中放置或加热，也会被空气中的氧气氧化成黑色的 MnO OH 2 ：（ ）

MnS + O2 + H2O —— MnO OH 2 + S（ ）

2 MnCO3 + O2 + 2 H2O

—— 2MnO OH 2 + 2 CO2（ ）

在酸性溶液中， Mn2+ 还原性较弱，只有用强氧化剂 NaBiO3 ， PbO2 ， NH4 2S2O8

等，才能将 Mn2+ 氧化为 Mn7+ ：

（ ）

2 Mn2+ + 5 BiO3– + 14 H+ ——

2 MnO4– + 5 Bi3+ + 7 H2O

2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H+ ——

2 MnO4– + 5 Pb2+ + 2 H2O

2 Mn2+ + 5 S2O82– + 8 H2O ——

2 MnO4– + 10 SO4

2– + 16 H+

Ag+

∆

Mn （Ⅱ）盐受热分解，若酸根有氧化性，则 Mn （Ⅱ）被氧化 ：

Mn NO3 2 —— MnO2 + 2 NO2

△（ ） Mn ClO4 2 ——

MnO2 + Cl2 ↑ + 3 O2 ↑

△（ ）

Mn2+ ： 3d5 组态，与 H2O ， Cl– 等弱场配体形成高自旋八面体配合物 :

d

d

其晶体场稳定化能： CFSE = 0 Dq

4 配位化合物（ ）

Mn2+ 与 CN– 等强配体形成低自旋配合物：

d

d

其晶体场稳定化能： CFSE = 20 Dq － 2P

2 Mn Ⅲ 的化合物 （ ）

Mn Ⅲ 氧化性强，易歧化，在溶液中不稳定：

MnO2 ——— Mn3+ ——— Mn2+ 0.95 V 1.51 V

E ⊖A

（ ）

重要的 Mn Ⅲ 化合物有 紫红色的 Mn

F3 和Mn CH3COO 3 •3 H2O ，黑色的 Mn2O3。 （ ）

（ ）

重要的 Mn Ⅲ 配位化合物有棕红色的

[Mn CN 6]3― ；紫色的 [Mn PO4 2]3―。

（ ）（ ） （ ）

通常情况下， MnO2 很稳定，不溶于水、稀酸和稀碱，且在酸和碱中均不发生歧化反应。

3 Mn Ⅳ 的化合物 （ ）

MnO2 是最常见的 Mn Ⅳ 化合物。（ ）

MnO2 是两性氧化物，可以和浓酸、浓碱反应。

MnO2 与 NaOH 隔绝空气共熔，生成亚锰酸盐：

MnO2 + 2 NaOH ——

Na2MnO3 + H2O

MnO2 在强酸中有较强的氧化性，与浓盐

酸共热生成氯气：

MnO2 + 4 HCl 浓 —— MnCl2 + Cl2 ↑ + 2 H2O

（ ）

Mn （ IV ）处于中间价态，既可作氧化剂又可做还原剂。

MnO2 粉末和浓硫酸混合物的试管水浴加热一段时间，冷却并静止后，试管上部为紫红色，说明有 Mn3+ 生成 : 4 MnO2 + 6 H2SO4 浓 —— 2 Mn2 SO4 3 + 6 H2O + O2

（ ）（ ）

Mn2 SO4 3 不稳定：（ ） 2 Mn2 SO4 3 + 2 H2O ——

4 MnSO4 + 2 H2SO4 + O2

（ ）

在碱性条件下， MnO2 有还原性，可被氧化至 Mn Ⅵ ：（ ）

3 MnO2 + 6 KOH + KClO3 ——

3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O

2 MnO2 + 4 KOH + O2

—— 2 K2MnO4 + 2 H2O

MnO4－——— MnO4

2 －——— MnO

2

0.564 V 2.27 V

E ⊖

A

MnO4－——— MnO4

2 －——— MnO2

0.564 V 0.62 V

E ⊖

B

4 Mn Ⅵ 的化合物（ ）

绿色的锰酸钾 K2MnO4 ，是 Mn Ⅵ 在强碱中的形式。

（ ）

只有在 pH>14 的强碱中，锰酸钾才稳定。

在酸性及碱性溶液中， Mn Ⅵ 均将发生歧化：

（ ）

3MnO42– + 4 H+ ——

2 MnO4– + MnO2 ↓ + 2 H2O

3MnO42– + 4 H2O ——

2 MnO4– + MnO2 ↓ + 2 H2O

KMnO4 紫黑色晶体，其水溶液颜色与浓度有关，按浓度由低到高依次为粉红色、红色、紫红色、紫色、紫黑色。

5 Mn Ⅶ 的化合物 （ ）

最重要的 Mn Ⅶ 化合物是高锰酸钾。 （ ）

（ 1 ）强氧化性

KMnO4 是常用的强氧化剂，它的氧化能力和还原产物因介质的酸碱性不同而不同。

酸性： 2 MnO4

– + 5 H2SO3 ——

2 Mn2+ + 5 SO42– + 4H+ +3 H2O

碱性： 2 MnO4

– + SO32– + 2 OH– ——

2 MnO42– + SO4

2– + H2O

中性： 2 MnO4

– + 3 SO32– + H2O ——

2 MnO2 + 3 SO42– + 2 OH–

在酸中 KMnO4 可以氧化 Cl–， Cr3+， I2 等：

2 MnO4－ + 16 H+ + 10 Cl －——

2 Mn2 ＋ + 5 Cl2 + 8 H2O

6 MnO4－ + 10 Cr3+ + 11 H2O ——

6 Mn2 ＋ + 5 Cr2O72– + 22 H+

2 MnO4－ + I2

+ 4 H+ ——

2 Mn2 ＋ + 2 IO3– + 2 H2O

酸性条件下， KMnO4 与 H2CO4 定量反应，用于标定 KMnO4 溶液的浓度：

2 MnO4－ + 6 H+ + 5 H2C2O4 ——

2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O

KMnO4 与 Fe2+ 定量反应，用于测定 Fe2+ 的含量：

MnO4－ + 8 H+ + 5 Fe2+ ——

2 Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

（ 2 ）不稳定性

高锰酸盐氧化性强，不稳定，酸性溶液中，分解明显：

中性或微碱性溶液中缓慢分解：

4 MnO4－ + 4 H+ ——

4 MnO2 ↓ + 3 O2 ↑+ 2 H2O

4 MnO4－ + 4 OH － ——

4 MnO42 － + O2 ↑+ 2 H2O

在固相中， KMnO4 的稳定性高于在溶液中，受热时也分解 :

向试管中加入少量水后摇动试管，试管壁为绿色，说明有 K2MnO4 生成。

2 KMnO4 （ s ）—— K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑

加入大量水后溶液立即变为紫色，因为 K2MnO4 歧化，有 KMnO4 生成。

高锰酸钾与冷浓硫酸作用，可得绿色油

状的酸酐 Mn2O7 ：

Mn2O7 很不稳定，常温下发生爆炸，生成 MnO2 和 O2 ：

2 KMnO4 + H2SO4 ——

Mn2O7 + K2SO4 + H2O

2 Mn2O7 —— 4 MnO2 + 3 O2 ↑

6 Mn 的低价配位化合物

高压， CO 存在下用 LiAlH4 还原 MnI

2 得到金黄色 [Mn2 CO 10] 固体，其中 M

n 的氧化数为 0 。（ ）

人们已经得到了氧化数为 +1 的锰的配合物 K5[Mn CN 6] 。（ ）

如用钠汞齐还原 [Mn2 CO 10] 能够得到 Na[Mn CO 5] ，其 Mn 氧化数为 – 1。

（ ）（ ）

21 － 3 － 3 锰元素在生命过程中的作用

锰是所有生物的必需元素。锰的生理功能主要有：促进骨骼的生长发育，保护细胞中线粒体的完整，保持正常的脑功能，维持正常的糖代谢和脂肪代谢及改善肌体的造血功能等。 但锰在体内含量过多时，会引起一系列的锰中毒症状：头痛头晕、肌肉痉挛、疲乏无力、动作笨拙、语言障碍等。

21 － 4 锝、铼及其化合物

21 － 4 － 1 铼单质 铼金属晶体为银白色，粉末为灰色，密度大，为 20.8 g • cm–1 ，仅次于 Os， Ir

和 Pt ，熔点高达 3422℃，仅次于金属钨。

铼的化学性质很稳定，一般的酸、碱不能腐蚀。

21 － 4 － 2 铼的化合物

Re 在过量的氧中燃烧最终产物是黄色的 Re2O7 ，其熔点为 300℃。

Tc 和 Re 除了含氧离子 TcO4– 和 ReO4

– 之外基本没有水溶液中的离子化合物。

红色的 ReO3 具有金属光泽， 400 ℃时分解。 蓝色的 Re2O5 不稳定，易歧化为 Re2O7

和 ReO2 。

黑色的 ReO2 非常稳定， 900 ℃ 以上歧化为 Re2O7 和单质 Re 。

铼能生成氧化数 +4 ~ +7 的氟化物：

ReF7 黄色 熔点 48.3℃

ReF6 黄色液体 熔点 18.5℃

ReF5 黄绿色 熔点 48℃

ReF4 蓝色 300 ℃ 升华

形成氯化物时铼的最高氧化数为 + 6 ，如 ReCl6 为红绿色，熔点为 29℃。

形成溴化物时铼的最高氧化数为 + 5 ，如 ReBr5 为棕色， 110 ℃ 分解。

铼的碘化物只有 ReI3 为黑色，室温即分解。

21 － 4 － 3 [Re2Cl8]2― 的结构与四

重键

[Re2Cl8]2– 为蓝色抗磁性物质， 1964

年科顿论证了 [Re2Cl8]2– 中存在 Re – Re

四重键，从此确定了金属原子簇化合物的概念。

Re

Cl Cl

ClCl

Re

Cl Cl

ClCl

[Re2Cl8]2– 的结构如图所示：

中心 Re Ⅲ 采用 dsp2 杂化轨道与 Cl– 成

键，形成的每个 ReCl4 单元各自位于 xOy 平面内。

（ ）

Re

Cl Cl

ClCl

Re

Cl Cl

ClCl

但是两个 ReCl4 单元间 Cl 的斥力，使得 Cl–Cl 之间的距离略大于 Re –Re 之间的距离，

即 Re 略偏离 4 个 Cl 组成的正方形的中心而相距更近些。

–

–+

+

–

–+

+

中心 Re 参与杂化的 d 轨道是 d ，其余 4 个 d 轨道在两个 ReCl4 单元相结合时用于 Re — Re 之间形成四重键。

x2 − y2x2 − y2

–

–+

+

–

–+

+

两个 Re 的 d 轨道 “头碰头”重叠，成 键；

z2z2

两个 Re 的 d 轨道 “头碰头”重叠，成 键；

yzyz

–

–+

+

–

–+

+

两个 Re 的 d 轨道 “面对面”重叠，成 键；

xyxy

─ The end─