第14章 过渡元素二铬锰铁钴镍.docx
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第14章过渡元素二铬锰铁钴镍
第14章过渡元素
(二)铬锰铁钴镍
【内容】
14.1铬及其化合物
14.2锰及其化合物
14.3铁钴镍
14.4钛与钒(选学内容)
14.5镧系元素和锕系元素(选学内容)
【要求】
掌握Cr2O3、CrO3、Cr(OH)3、Na2CrO4、K2Cr2O7、MnO2、KMnO4的化学性质;掌握铁系元素的氧化物、氢氧化物和铁盐的化学性质,了解铁系元素的配合物;了解钛与钒元素的特性;了解镧系元素、锕系元素的结构特点与性能,了解稀土元素的应用。
14.1铬及其化合物
14.1.1铬
铬Cr的原子序数为24,是周期系ⅥB族第一种元素。
铬在地壳中的含量为0.01%,丰度居21位,主要矿物是铬铁矿,组成为FeO·Cr2O3或FeCr2O4,在我国多分布在西北地区的青海、甘肃和宁夏等地。
炼合金钢用的铬常由铬铁提供,铬铁是用铬铁矿与碳在电炉中反应制得的:
FeO·Cr2O3﹢4C==Fe﹢2Cr﹢4CO
铬为钢灰色有光泽的金属。
由于Cr原子可以提供6个价电子形成较强的金属键,故硬度及熔沸点均高,是最硬的金属,熔点1857℃,沸点2672℃。
铬主要用于电镀和冶炼合金钢。
在汽车、自行车和精密仪器等器件表面镀铬,可使器件表面光亮、耐磨、耐腐蚀。
铬与铁、镍能组成各种性能的、抗腐蚀的不锈钢,其中含铬量最高,为12%20%。
不锈钢能增强钢的耐磨性、耐热性、硬度和弹性,具有很好的韧性和机械强度,对空气、海水、有机酸等具有良好的耐腐蚀性,是制造化工设备的重要防腐材料。
铬表面易钝化,未钝化的铬可以与HCl,H2SO4等作用,先生成蓝色的Cr2+溶液,然后被空气中的氧氧化成绿色的Cr3+溶液:
Cr+2HCl==CrCl2+H2↑
4CrCl2+4HCl+O2==4CrCl3+2H2O
未钝化的铬还可从锡、镍、铜的盐溶液中将它们置换出来;有钝化膜的铬在冷的HNO3、浓H2SO4,甚至王水中皆不溶解。
含氧、氢、碳、氮杂质的镉硬而脆。
高纯度的镉稍软。
有延展性。
高温时镉与卤素、硫、氮等直接反应生成相应的化合物。
铬原子的价电子层结构为3d54s1,其氧化态为+1、+2、+3、+4、+5、+6,可形成多种氧化态的化合物,其中以+3、+6两类化合物最为常见和重要。
铬(Ⅲ)是人体必须的微量元素,对维持人体正常的生理功能有重要作用。
它是胰岛素不可缺少的辅助成分,参与糖代谢过程。
必须注意,六价铬却具有很强的毒性,特别是铬酸盐及重铬酸盐的毒性最为突出。
镉的提炼工业上主要是将铬铁矿与固体Na2CO3在高温下煅烧,生成可溶性的铬酸盐:
4FeCr2O4+7O2+8Na2CO3==2Fe2O3+8Na2CrO4+8CO2
然后用水浸取Na2CrO4,过滤除去Fe2O3等杂质,再加酸酸化并浓缩得Na2Cr2O7结晶:
2Na2CrO4+H2SO4==Na2Cr2O7+Na2SO4+H2O
用碳还原Na2Cr2O7得Cr2O3:
Na2Cr2O7+2C==Cr2O3+Na2CO3+CO
最后可用铝热法由Cr2O3得到金属铬:
Cr2O3+2Al
2Cr+Al2O3
14.1.2铬的氧化物和氢氧化物
三氧化二铬Cr2O3为绿色晶体,熔点很高(2263K),是冶炼铬的原料。
由于它呈绿色,是常用的绿色颜料,俗称铬绿。
Cr2O3微溶于水,与Al2O3同晶,具有两性,溶于H2SO4生成紫色的硫酸铬Cr2(SO4)3,溶于浓NaOH生成深绿色的亚铬酸钠Na[Cr(OH)4]:
Cr2O3﹢3H2SO4==Cr2(SO4)3﹢3H2O
Cr2O3﹢2NaOH+3H2O==2NaCr(OH)4
Cr2O3可由(NH4)2Cr2O7加热分解制得,也可用硫还原Na2Cr2O7制得:
(NH4)2Cr2O7
Cr2O3+N2↑+4H2O
Na2Cr2O7+S==Cr2O3+Na2SO4
三氧化铬CrO3为暗红色的针状晶体,易潮解,有毒,超过熔点(195℃)即分解释出O2。
在工业上或实验室中,CrO3可由Na2Cr2O7或K2Cr2O7的浓溶液与浓硫酸作用而制得:
Na2CrO7+2H2SO4(浓)==2NaHSO4+2CrO3↓+H2O
在CrO3晶体中含有CrO4四面体的基本结构单元,CrO4四面体通过共用一个角顶O原子彼此相连而构成长链。
这种结构不但使CrO3的熔点较低,而且其热稳定性较差,超过熔点后逐步分解放出氧气,最后产物是Cr2O3。
CrO3
Cr3O8
Cr2O5
CrO2
Cr2O3
4CrO3
2Cr2O3+3O2↑
因此,CrO3为强氧化剂,遇有机物易引起燃烧或爆炸。
CrO3大量用于电镀工业,还常用作织品媒染、鞣革和清洁金属。
CrO3易溶于水(在288K,每100g水能溶166gCrO3),溶于水生成铬酸H2CrO4,因此称CrO3为铬酸的酸酐。
CrO3+H2O==H2CrO4
H2CrO4是中强酸(酸度接近于硫酸),只存在于水溶液中,溶液呈黄色。
在酸性溶液中能生成简单的多酸根离子——重铬酸根离子:
2CrO42-+2H+
Cr2O72-+H2O
向Cr(Ⅲ)盐溶液中加碱,或亚铬酸钠溶液加热水解,都可以得到灰蓝色
氢氧化铬Cr(OH)3胶状沉淀,或称为水合三氧化二铬Cr2O3·nH2O的沉淀。
Cr2(SO4)3+6NaOH==2Cr(OH)3↓+3Na2SO4
Cr(OH)3具有两性,在溶液中存在两种平衡:
Cr(OH)3既溶于酸,又溶于碱:
Cr(OH)3+3HCl==CrCl3+3H2O
Cr(OH)3+NaOH==NaCr(OH)4
14.1.3铬(Ⅲ)盐
常见的铬(Ⅲ)盐有三氯化铬CrCl3·6H2O(绿色或紫色)、硫酸铬Cr2(SO4)3·18H2O(紫色)、铬钾钒KCr(SO4)2·12H2O(蓝紫色)等,它们与铝(Ⅲ)盐AlCl3·6H2O、Al2(SO4)3·18H2O、KAl(SO4)2·12H2O类似。
铬(Ⅲ)盐都易溶于水,水合离子[Cr(H2O)6]3+,不仅存在于溶液中,也存在于铬(Ⅲ)盐的晶体中。
硫酸盐加热脱水时不水解,因为H2SO4不挥发。
含水氯化物可脱水水解:
CrCl3·6H2O==Cr(OH)Cl2+5H2O+HCl↑
Cr3+电荷高,易与OH-结合,水解还有其它表现:
2Cr3++3S2-+6H2O==2Cr(OH)3↓+H2S
2Cr3++3CO32-+6H2O==2Cr(OH)3↓+3CO2↑+3H2O
Cr(Ⅲ)在碱中易被氧化至Cr(Ⅵ):
2CrO2-(绿色)+3H2O2+2OH-==2CrO42-(黄色)+4H2O
Cr(Ⅲ)在酸中需强氧化剂方可被氧化至Cr(Ⅵ):
10Cr3++6MnO4-+11H2O==6Mn2++5Cr2O72-(橙色)+22H+
三氯化铬CrCl3·6H2O是常见的铬(Ⅲ)盐,易潮解,在工业上用作催化剂、媒染剂和防腐剂等。
制备时,在铬酐的水溶液中慢慢加入浓HCl进行还原,当有氯气产生时说明反应已经进行:
CrO3+H2O==H2Cr2O7
H2Cr2O7+12HCl
2CrCl3+3Cl2↑+7H2O
14.1.4铬酸盐和重铬酸盐
Cr6+离子比同周期的Ti4+、V5+离子具有更高的正电荷和更小的半径(52pm),因此,不论在晶体还是在溶液中都不存在简单的Cr6+离子。
Cr(Ⅵ)总是以氧化物CrO3、含氧酸根CrO42-、Cr2O72-、CrO22+铬氧基等形式存在。
常见的铬酸盐是铬酸钾K2CrO4和铬酸钠Na2CrO4,它们都是易溶于水的黄色晶体,其水溶液都显碱性。
前者和许多钠盐相似易潮解。
最重要的Cr(Ⅵ)的化合物是重铬酸钾K2Cr2O7和重铬酸钠Na2Cr2O7。
前者俗称红矾钾,后者俗称红钒钠,它们都是大粒的橙红色晶体,都是强氧化剂。
工业上,Na2Cr2O7是从铬铁矿制得的(见14.1.1铬的提炼),K2Cr2O7则是由KCl和Na2Cr2O7的复分解来制取的。
Na2Cr2O7+2KCl==K2Cr2O7+2NaCl
利用K2Cr2O7在低温时溶解度较小(273K时为4.6g/100gH2O),高温时溶解度较大(373K时为94.1g/100gH2O),而温度对NaCl的溶解度影响不大的性质,可将K2Cr2O7与NaCl分离。
在酸性溶液中,Cr2O72-是强氧化剂。
例如在冷溶液中,Cr2O72-可以氧化H2S、H2SO3、HI等。
Cr2O72-+14H++6e
2Cr3++7H2O
=+1.33V
Cr2O72-+3H2S+8H+==2Cr3++S↓+7H2O
Cr2O72-+3SO32-+8H+==2Cr3++3SO42-+4H2O
Cr2O72-+6I-+14H+==2Cr3++3I2+7H2O
加热时Cr2O72-热可以氧化浓盐酸和氢溴酸:
K2Cr2O7+14HCl
2CrCl3+2KCl+3Cl2↑+7H2O
Cr2O72-+6Br-+14H+
2Cr3++3Br2+7H2O
在这些反应中,Cr2O72-被还原的产物都是Cr3+,在酸性溶液中,Cr3+是铬的最稳定的状态。
在分析化学中,常用K2Cr2O7来测定Fe的含量;利用K2Cr2O7能将乙醇还原成乙酸的反应,可以检测司机酒后开车的情况。
在工业上,K2Cr2O7大量用于鞣革、印染、颜料、电镀等方面。
实验室中使用的重铬酸盐氧化剂是K2Cr2O7,而不是Na2Cr2O72H2O,K2Cr2O7不含结晶水,容易纯化,定量分析中用K2Cr2O7作基准物质。
K2Cr2O7还被用来配制实验室常用的铬酸洗液。
在溶液中两种酸根离子存在下列平衡:
2CrO42-+2H+
Cr2O72-+H2O
由上式可知,加酸平衡向右移动,c(Cr2O72-)增大,c(CrO42-)减小,溶液为橙红色;加碱可使平衡左移,c(CrO42-)增大,c(Cr2O72-)减小,溶液为黄色;中性溶液中,c(Cr2O72-)/c(CrO42-)=1,二者浓度相等,溶液为橙色。
可见,Cr2O42-和Cr2O72-的相互转化,取决于溶液的pH值。
除了加酸、加碱可使这个平衡发生移动外,向这个溶液中加入Ba2+、Pb2+或Ag+离子,也能使平衡向左移动。
因为这些阳离子的铬酸盐有较小的溶度积。
所以不论是向CrO42-盐还是向Cr2O72-盐溶液中加入这些离子,生成的都是相应的铬酸盐沉淀而不是重铬酸盐沉淀。
Cr2O72-+2Ba2++H2O==2BaCrO4↓(黄)+2H+
=1.2×10-10
Cr2O72-+2Pb2++H2O==2PbCrO4↓(黄)+2H+
=2.8×10-13
Cr2O72-+4Ag++H2O==2Ag2CrO4↓(砖红)+2H+
=2.0×10-12
14.1.5含铬废水的处理(选学内容)
在铬的化合物中,以Cr(Ⅵ)的毒性最大。
铬酸盐能降低生化过程的需氧量,从而发生内窒息。
它对胃、肠等有刺激作用,对鼻粘膜的损伤最大,长期吸入会引起鼻膜炎甚至鼻中隔穿孔,并有致癌作用。
Cr(Ⅲ)化合物的毒性次之,Cr(Ⅱ)及金属铬的毒性较小。
电镀和制革工业以及生产铬化合物的工厂是含铬废水的主要来源。
我国规定工业废水含Cr(Ⅵ)的排放标准为0·lmg·L-1。
含铬废水处理的基本原理就是将铬(Ⅵ)还原为铬(Ⅲ),然后转化为Cr(OH)3沉淀除去。
目前常用的方法有化学还原法、电解还原法、离子交换法、电渗析法、活性炭吸附法等。
下面简述几种常用的处理方法。
1、化学还原法
先将废水用硫酸调pH值至23,再加入FeSO4、Na2SO3、Na2S2O3或含SO2烟道废气等还原剂,,将Cr(Ⅵ)还原成Cr(Ⅲ),然后用NaOH或Ca(OH)2调pH值至78,生成Cr(OH)3沉淀,再加混凝剂,使Cr(OH)3沉淀除去。
2、电解还原法
电解还原法是用金属铁作阳极,Cr(Ⅵ)在阴极上被还原成Cr(Ⅲ),在电解过程中阳极铁板溶解下来的Fe2+(Fe-2e=Fe2+)也可将Cr(Ⅵ)还原成Cr(Ⅲ)。
同时由于阴极板上析出H2,使废水pH值逐步上升,最后呈中性,此时Cr3+、Fe3+都以氢氧化物沉淀析出。
3、生物法
生物法是治理电镀废水的高新生物技术,适用于大、中、小型电镀厂的废水处理,具有重大的实用价值,易于推广。
将电镀废水与其它工业废弃物及人类粪便一起混合,用石灰作为凝结剂,然后进行化学—凝结—沉积处理。
4、膜分离法
较为成熟的膜分离法有电渗析、反渗透、超滤、液膜。
该法是以选择性透过膜为分离介质,当膜两侧存在某种推动力(如压力差、浓度差、电位差等)时,原料侧组分选择性透过膜,以达到分离、除去有害组分的目的。
电渗析法是在直流电场作用下,以电位差为推动力,利用离子交换膜的选择透过性,从而使废水得到净化;反渗透法是在一定的外加压力下,通过溶剂的扩散,从而实现分离;超滤法也是在静压差推动下进行溶质分离的膜过程;液膜包括无载体液膜、有载体液膜、含浸型液膜等。
5、光催化法
光催化法是近年来在处理水中污染物方面迅速发展起来的新方法,特别是利用半导体作催化剂处理水中有机污染物方面已有许多报道。
以半导体氧化物(ZnO/TiO2)为催化剂,利用太阳光光源对电镀含铬废水加以处理,经90min太阳光照(1182.5W/m2),使铬(Ⅵ)还原为铬(Ⅲ),再以Cr(OH)3沉淀形式除去,铬的去除率达99%以上。
14.2锰及其化合物
14.2.1金属锰
锰是第25号元素,在周期表中位于第四周期,第ⅦB族,在地壳中的含量为0.085%,丰度排第14位。
锰主要以氧化物形式存在,如软锰矿MnO2xH2O、黑锰矿Mn3O4和水锰矿Mn2O3H2O等,中国锰矿资源较多,分布广泛,有探明储量的矿区213处,总储量矿石5.66亿吨,居世界第3位。
纯锰的用途不多,但它的合金非常重要。
含锰12%15%的锰铜既坚硬,又强韧,耐磨损。
锰铜还有一个优异特性——不会被磁化,用在船舰需要防磁的部位正合适。
锰在自然界的储量尽管比较丰富,但因锰钢需要量迅速增长,锰资源日益紧缺。
1973年,美国深海调查船“挑战者”号发现海底矿石,含锰25%、铁20%,还含有钴、钼、钛、铜等稀缺金属,人们把这种矿石称为“锰结核”。
它是一种层层铁锰氧化物被粘土重重包围着的一个个同心圆状的团块,据估计,仅太平洋中锰结核内所含的Mn、Cu、Co、Ni,就相当于陆地总储量的几十到几百倍。
锰为钢灰色有光泽的硬脆性金属。
密度7.20gcm-3。
熔点1244℃,沸点2097℃。
锰的氧化态有+2、+3、+4、+5、+6和+7,其中+2、+4、+6、+7为常见氧化态。
锰是活泼金属,它在空气中燃烧生成Mn3O4(类似Fe3O4,是MnO和Mn2O3的混合氧化物):
3Mn+2O2
Mn3O4
锰能分解水,易溶于稀的非氧化性酸生成Mn(Ⅱ)盐和放出氢气:
Mn+2H2O==Mn(OH)2+H2↑
Mn+2H+==Mn2++H2↑
锰与冷浓H2SO4作用缓慢。
有氧化剂存在时,锰与熔融碱作用生成锰酸盐:
2Mn+4KOH+3O2
2K2MnO4+2H2O
高温时,Mn和X2、O2、S、B、C、Si、P等非金属直接化合,更高温度时可与N2化合。
Mn+X2
MnX2
3Mn+C
Mn3C
3Mn+N2
Mn3N2
锰对植物体的光合作用以及一些酶的活动、维生素的转化起着十分重要的作用,小麦、玉米缺锰,叶子会出现红和褐色斑点,果树叶子也会因缺锰变黄。
锰是人体必需的微量元素,它在体内一部分作为金属酶的组成成分,一部分作为酶的激活剂。
锰的缺乏可引起神经衰弱综合症,影响智力发育,还可导致胰岛素合成和分泌的降低,影响糖代谢。
14.2.2锰(Ⅱ)化合物
Mn2+的价电子构型为较稳定的半充满d5结构,因此Mn2+是Mn的最稳定状态。
在酸性溶液中Mn2+的还原性很弱,
(MnO4-/Mn2+)=+1.5V,要想将溶液中Mn2+氧化成MnO4-是很困难的,只有在高酸度的热溶液中,与过二硫酸铵、铋酸钠等强氧化剂(
>+1.5V)作用,才能将Mn2+氧化成MnO4-。
2Mn2++5S2O82-+8H2O
2MnO4-+10SO42-+16H+
2Mn2++5NaBiO3+14H+
2MnO4-+5Na++5Bi3++7H2O
2Mn2++5PbO2+4H+
2MnO4-+5Pb2++2H2O
由于MnO4-是紫色的,故这些反应常用于定性检验Mn2+离子。
由于
[MnO2/Mn(OH)2]=-0.05V,
(O2/OH-)=+0.401V,所以在碱性溶液中,Mn(Ⅱ)的稳定性比在酸性溶液中差得多,还原性较强,很容易被氧化成Mn(Ⅳ)化合物。
例如当向可溶性锰(Ⅱ)盐中加入强碱或氨水时,可生成白色的Mn(OH)2沉淀,它在碱性介质中很不稳定,溶解在水中的氧也能将其氧化成棕褐色的MnO(OH)2沉淀:
Mn2++2OH-==Mn(OH)2↓(白)
Mn2++2NH3H2O==Mn(OH)2↓(白)+2NH4+
2Mn(OH)2+O2==2MnO(OH)2↓(棕褐)
最后一反应在水质分析中用于测定水中的溶氧量。
多数锰(Ⅱ)盐如MnX2、Mn(NO3)2、MnSO4等皆溶于水。
在水溶液中,Mn2+以淡粉红色的[Mn(H2O)6]2+水合离子存在。
从溶液中结晶出的锰(Ⅱ)盐是带有结晶水的淡红色晶体。
如Mn(NO3)26H2O、MnSO47H2O、Mn(ClO4)26H2O等。
无水MnSO4是白色晶体,加热到红热亦不分解,所以硫酸盐是最稳定的锰(Ⅱ)盐。
若锰(Ⅱ)盐的酸根有氧化性,Mn(Ⅱ)盐分解时被氧化:
Mn(NO3)2
MnO2+2NO2↑
Mn(ClO4)2
MnO2+Cl2↑+3O2↑
MnO2与浓H2SO4和C作用可制得硫酸锰:
2MnO2+C+2H2SO4==2MnSO4+CO2↑+2H2O
锰(Ⅱ)的弱酸盐和氢氧化物难溶于水,如MnS、MnCO3、MnC2O4、Mn(OH)2等。
MnCO3是白色粉末,可用作白色颜料(锰白)。
Mn2+可与S2-、CO32-发生下列沉淀反应:
Mn2++S2-==MnS↓(肉色)
Mn2++CO32-==MnCO3↓(白)
MnS或MnCO3沉淀在空气中放置或加热,都会被空气中的O2氧化成棕褐色的MnO(OH)2:
MnS+O2+H2O==MnO(OH)2+S
2MnCO3+O2+2H2O==2MnO(OH)2+2CO2
14.2.3锰(Ⅳ)化合物二氧化锰
锰(Ⅳ)化合物中最重要的是二氧化锰MnO2,它在通常情况下很稳定,但锰(Ⅳ)的盐不稳定。
MnO2是一种黑色粉末状物质,不溶于水、稀酸和稀碱,在酸碱中均不歧化。
锰(Ⅳ)氧化数居中,MnO2既可做氧化剂又可做还原剂。
在酸性介质中,MnO2是一种强氧化剂。
MnO2+4H++2e
Mn2++2H2O
=1.23V
它与浓盐酸反应产生Cl2,在实验室中常用此反应制备氯气;
MnO2+4HCl(浓)==MnCl2+Cl2↑+2H2O
与浓硫酸作用,可得硫酸锰并放出O2:
2MnO2+2H2SO4(浓)==2MnSO4+O2↑+2H2O
MnO2还能氧化H2O2和Fe2+等:
MnO2+H2O2+H2SO4==MnSO4+O2↑+2H2O
MnO2+FeSO4+2H2SO4==MnSO4+Fe2(SO4)3+2H2O
在碱性条件下(
(MnO42-/MnO2)=+0.60V),有氧化剂存在时,MnO2可被氧化至Mn(Ⅵ)酸盐。
例如,在空气中MnO2与KOH的混合物,或者与硝酸钾、氯酸钾等氧化剂一起加热熔融,可产生锰酸钾。
这是由软锰矿制备高锰酸钾的第一步反应。
2MnO2+4KOH+O2
3K2MnO4(绿)+2H2O
3MnO2+6KOH+KClO3
3K2MnO4(绿)+KCl+3H2O
MnO2的制备有干法和湿法两种。
干法由灼烧Mn(NO3)2制取:
Mn(NO3)2
MnO2+2NO2↑
湿法是利用Mn(Ⅶ)和Mn(Ⅱ)的逆歧化反应制得:
因为
(MnO42-/MnO2)=1.695V
(MnO2/Mn2+)=1.23V,所以
2KMnO4+3MnSO4+2H2O==5MnO2↓+K2SO4+2H2SO4
MnO2用途很大,大量用于制造干电池以及玻璃、陶瓷、火柴、油漆等工业,也是制备其他锰化合物的主要原料。
基于MnO2的氧化还原性,特别是氧化性,使它在工业上有很重要的用途,是一种广泛采用的氧化剂。
例如将它加入熔态的玻璃中可以除去带色的杂质(硫化物和亚铁盐),称它是普通玻璃的“漂白剂”。
14.2.4锰(Ⅶ)化合物高锰酸钾
锰(Ⅶ)的化合物中最重要的是高锰酸钾KMnO4(俗名灰锰氧)。
KMnO4是一种深紫色的晶体,有光泽,其水溶液是紫红色的。
将固体加热到473K以上时,会分解放出氧气,这是实验室制备氧气的简便方法。
2KMnO4
K2MnO4+MnO2+O2↑
KMnO4的溶液不十分稳定,在酸性溶液中明显分解,在中性或微碱性溶液中分解速度减慢。
为了避免光对KMnO4溶液的分解起催化作用,因此KMnO4溶液必须保存在棕色的试剂瓶中。
4MnO4-+4H+==4MnO2↓+3O2↑+2H2O
KMnO4是最重要和最常用的氧化剂之一,它的氧化能力和还原产物因介质的酸碱度不同而不同,在酸性溶液中,是很强的氧化剂,它可以氧化Cl-、I-、SO32-、C2O42-、Fe2+等,本身还原为Mn2+。
MnO4-+8H++5e
Mn2++4H2O
(MnO4-/Mn2+)=1.51V
2MnO4-+10Cl-+16H+==2Mn2++5Cl2↑+8H2O
(此反应用于实验室制备氯气)
2MnO4-+5H2C2O4+6H+==2Mn2++10CO2↑+8H2O
(此反应用于标定KMnO4溶液的浓度)
MnO4-+5Fe2++8H+==2Mn2++5Fe3++4H2O
(此反应用于Fe含量的测定)
2MnO4-+SO32-+6H+==2Mn2++SO42-+3H2O
KMnO4在中性或弱碱性溶液中,与还原剂作用被还原成MnO2:
2MnO4-+3SO32-+H2O==2MnO2↓+3SO42-+2OH-
KMnO4在强碱性溶液中,被还原成MnO42-:
2MnO4-+SO32
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