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d区元素

10d区元素

【本章学习要求】

（1）了解过渡元素的通性。

（2）了解钛、钒及其重要化合物的性质。

（3）了解铬的电势图，掌握Cr（Ⅲ）,Cr（Ⅵ）化合物的酸碱性、氧化还原性及其相互转化。

了解钼钨的化合物。

（4）了解锰的电势图，掌握Mn（Ⅱ）,Mn（Ⅳ）,Mn（Ⅵ）,Mn（Ⅶ）的重要化合物的性质和反应。

（5）掌握Fe（Ⅱ）,Co（Ⅱ）,Ni（Ⅱ）的重要化合物的性质及其变化规律；掌握Fe（Ⅲ）,Co（Ⅲ）,Ni（Ⅲ）的重要化合物的性质及其变化规律。

熟悉铁、钴、镍的重要配合物。

在长式周期表中，从ⅢB钪族开始到ⅡB锌族共十个纵行的元素（到目前为止共37种元素，不包括镧系和锕系元素）称为过渡元素。

过渡元素包括d区和ds区元素，它们都是金属，故也称过渡金属。

表10-1过渡元素在周期表中的位置

从过渡元素在周期表中的位置不难看出，每一周期中的过渡元素在性质上处于从典型金属性的s区元素到大多为非金属的p区元素之间的过渡。

过渡元素原子的价层电子构型为（n-1）d1-10ns1-2（Pd为5s0）。

它们在原子结构上的特点是最后一个电子排布在次外层的d轨道中（ⅡB除外），最外层有1至2个s电子（Pd除外）。

d区元素的原子都具有未充满的d轨道，ⅠB族元素还具有未充满的d轨道的氧化态（如Cu2+）。

由于过渡元素原子电子层结构的特点，不仅决定了它们和主族元素的性质存在明显的差异，而且它们本身之间也具有许多共同的性质。

根据同一周期过渡元素金属性递变不明显，具有更多相似性的特点，通常将过渡元素分成三个过渡系列。

第一过渡系，第4周期从钪（Sc）到锌（Zn）；第二过渡系，第5周期从钇（Y）到镉（Cd）；第三过渡系，第6周期从镥（Lu）到汞（Hg）。

在这三个过渡系列中，以第一过渡系元素较为常见。

本章先对过渡元素的通性作一概括介绍，然后对较为常见、工业上应用较广的铬、锰、铁、钴、镍及其重要化合物，作为d区元素的代表进行讨论。

11章介绍ds区元素。

10.1过渡元素的通性

10.1.1渡元素的原子半径

过渡元素的原子半径一般较小，且在同一周期中自左至右变化不大，这一点是与主族不同的。

10.1.2氧化值

过渡元素的氧化态表现为正氧化值。

此外，由于过渡元素原子的最外层s电子和次外层的部分或全部d电子都可作为价电子参与成键，所以过渡元素常具有多种氧化值（一般从+2可以变化到与族序数相等）。

这种表现以第一过渡系最为典型（见表10-2）。

表10-2第一过渡系元素的氧化值

元素

价电子结构

3d14s2

3d24s2

3d34s2

3d54s1

3d54s2

3d64s2

3d74s2

3d84s2

3d104s1

3d104s2

氧化值

（+2）*

（+5）

（+6）

（+3）

*有括号的表示不稳定的氧化值，划线的表示常见的氧化值。

10.1.3单质的物理性质

过渡元素的单质都是金属，具有金属的一般通性。

与主族金属元素不同的是，过渡元素除了外层s电子外，还有部分（n–1）d电子可以参与成键，从而增加了键的强度，再加上其原子半径较小，因而过渡元素单质一般具有熔点高、密度大、硬度大等特点，其中以锇（Os）、铱（Ir）、铂（Pt）的密度最大（都在21g·cm-3以上）；钨（W）的熔点最高（3407℃）；以铬（Cr）最硬，其硬度高达9（最硬的物质金刚石为10）。

10.1.4单质的化学性质

许多过渡金属呈活泼金属的化学性质，可以直接与氧、卤素反应生成氧化物和卤化物。

其中ⅢB族元素的金属性最强、最活泼，在空气中迅速氧化，不仅能溶于酸，而且能与热水反应放出H2。

其他过渡金属则不易被空气中氧所氧化，也不易与水反应。

在与酸的反应上，第一过渡系多数金属可从非氧化性酸中置换出H2。

在过渡金属中，也有化学性质十分稳定的，如金、铂等，他们既不和非氧化性酸（如盐酸HCl）反应，也不和氧化性酸（如HNO3）反应，而只能溶于王水（三体积盐酸和一体积硝酸的混合液）。

10.1.5多色彩的水合离子

过渡元素离子在水溶液中以水合离子（水为配体）形式存在。

过渡元素的许多水合离子以及其他配离子常呈现各种鲜艳的颜色。

水合离子的颜色与离子是否具有未成对d电子有着密切的关系。

凡具有未成对d电子的水合离子，一般呈现明显的颜色，如Co2+（3d7）粉红、Cu2+（3d9）蓝

没有未成对d电子的水合离子则没有颜色，如Sc3+（3d0）、Cu+（3d10）和Zn2+（3d10）如此，其它过渡元素离子如Ag+（4d10）、Hg2+（5d10）。

当然这只是水合金属阳离子的情况。

对于CrO42－（黄色）、MnO4－（紫色）来说，Cr（Ⅵ）和Mn（Ⅷ）已没有单独的d电子，就不能一概而论了。

10.1.6良好的配合物形成体

过渡元素的离子（或原子）多具有未充满的（n-1）d轨道和全空的ns、np及nd轨道，它们能量较为相近，易于形成成键能力较强的各种杂化轨道，加以半径较小，有效核电荷大等因素，所以它们有较强的吸引配体、接受孤对电子的能力，可以形成多种多样的配合物。

这是过渡元素区别于主族元素的明显特点。

对于配合物的研究，从发现到发展都与过渡元素密切相关，在已知经过研究和获得应用的配合物中，主要是以过渡元素的离子（或原子）作为配合物形成体的。

10.1.7磁性及催化性

具有未成对电子的物质都呈现顺磁性。

许多过渡元素的原子、离子及其化合物，因具有未成对电子而呈顺磁性。

铁系金属（Fe、Co、Ni）能被磁场强烈吸引，并在磁场移去后仍保持其磁性，这类物质称为铁磁性物质。

铁磁性可以看作是顺磁性的一种极端形式。

一般的顺磁性只在外磁场存在时才表现出来。

过渡元素及其化合物具有突出的催化性能，其原因是在一些情况下，由于它们的多种氧化态，能与反应物形成不稳定的中间化合物，降低了反应的活化能；在另一些情况下，是由于过渡金属及其化合物提供了适宜的反应表面，增加了反应物在催化剂表面的浓度和削弱了反应物分子中的化学键，同样可以降低反应的活化能。

这两种情况都能增大反应速率，起到催化作用。

化工生产上大多数重要反应是借助于催化剂来实现的，而目前应用的催化剂大多是过渡金属及其化合物。

例如合成NH3用铁作催化剂，硫酸工业中用V2O5催化SO2转化为SO3，铂—铑催化剂用于NH3氧化制NO以制取硝酸等等。

配位化合物的应用中（见第7章7.5）曾提到生命体内的特殊催化剂——酶，几乎都与有机金属配合物密切相关（常含有过渡元素）。

如维生素B12有钴，固氮酶含有钼和铁等，有关研究对于探索生命奥秘显得十分重要。

10.2铬及其化合物

10.2.1铬的性质和用途

单质铬是具有银白色光泽的金属，纯铬有延展性，含有杂质的铬硬而脆。

由于铬晶体有较强金属键，故其熔点（1900℃）和沸点（2600℃）都很高。

铬表面易形成氧化膜而呈钝态，所以金属活泼性较差，对空气和水都比较稳定。

它能缓慢地溶于稀盐酸、稀硫酸。

但铬不溶于浓硝酸，因为表面生成紧密的氧化物薄膜而呈钝态。

有钝化膜的铬在冷的HNO3、浓H2SO4，甚至王水中皆不溶解。

在热盐酸中，能很快地溶解并放出氢气，溶液呈蓝色（Cr2+），随即又被空气氧化成（Cr3+）：

Cr+2HCl→CrCl2+H2↑

4CrCl2+4HCl+O2→4CrCl3+2H2O

铬在浓硫酸中也能迅速溶解：

2Cr+6H2SO4→Cr2（SO4）3+3SO2↑+6H2O

在高温下，铬能与卤素、硫、氮、碳等直接化合。

由于铬的光泽度好，抗腐蚀能力强，故经常镀在其他金属表面上，如在汽车、自行车和精密仪器等器件表面镀铬，可使其件表面光亮、耐磨、耐腐蚀。

大量的铬用于制造合金，如铬钢（含Cr0.5%~1%、Si0.75%、Mn0.5%~1.25%）具有较大的硬度和较强的韧性，是机器制造业的重要原料。

含铬12%的钢称为不锈钢，有较强的耐腐蚀性，是广泛适用的金属材料。

铬和镍的合金用来制造电热丝和电热设备。

铬原子的价电子构型为3d54s1，铬的最高氧化值为＋6。

铬也能形成+5,+4,+3,+2等氧化值的化合物，其中以＋6、+3两类化合物最为常见和重要。

10.2.2铬的存在和冶炼

铬在地壳中的含量为0.0083%，在自然界的主要矿物为铬铁矿，组成为FeO∙Cr2O3

工业上主要是铬铁矿与碳酸钠在高温下煅烧进行氧化，使铬铁矿中的铬氧化成可溶性的铬酸盐。

在生产中常将铬铁矿粉混合以白云石粉（CaCO3∙MgCO3），使反应混合物松散，有利于空气氧化（高温下产物CaO和MgO加强了混合物的碱性，亦有利于氧化）。

用水浸取熔体，过滤以除去氧化铁等杂质。

然后用硫酸酸化滤液。

利用在相同温度下，重铬酸钠的溶解度大于Na2SO4的性质，将上述酸化后的溶液多次蒸发结晶，可除去，然后再进行结晶即可得到较纯的重铬酸钠晶体。

最后可用铝热法冶炼金属铬：

4Fe（CrO2）2+8Na2CO3+7O2→2Fe2O3+8Na2CrO4+8CO2

2Na2CrO4+H2SO4→Na2Cr2O7+Na2SO4+H2O

Na2Cr2O7＋2C→Cr2O3+Na2CO3+CO

2Al+Cr2O3→2Cr+Al2O3

10.2.3铬的化合物

10.2.3.1Cr（Ⅲ）的化合物

（1）三氧化二铬（Cr2O3）

Cr2O3可（NH4）2Cr2O7由加热分解制得：

（NH4）2Cr2O7→N2↑＋Cr2O3＋4H2O

Cr2O3为绿色晶体，微溶于水，与Al2O3相似，具有两性，溶于酸形成Cr（Ⅲ）盐，溶于强碱形成亚铬酸盐（CrO2–）：

Cr2O3＋3H2SO4→Cr2（SO4）3+3H2O

Cr2O3＋2NaOH→2NaCrO2+H2O

Cr2O3常作为绿色颜料（铬绿）而广泛用于油漆、陶瓷及玻璃工业，还可作有机合成的催化剂，也是冶炼金属Cr和制取铬盐的原料。

（2）氢氧化铬（Cr（OH）3）在Cr（Ⅲ）盐中加入氨水或NaOH溶液，即有灰蓝色的胶状Cr（OH）3沉淀析出：

CrCl3＋3NaOH→Cr（OH）3↓＋3NaCl

CrCl3＋3NH3∙H2O→Cr（OH）3↓＋3NH4Cl

Cr（OH）3与Al（OH）3相似，有明显的两性，在溶液中存在如下平衡：

Cr3+＋3OH-

Cr（OH）3

H++Cr（OH）4-

因此，Cr（OH）3可溶于酸和碱：

Cr（OH）3＋3HCl→CrCl3+3H2O

Cr（OH）3＋NaOH→NaCr（OH）4

Cr（OH）3还能溶于液氨中，形成相应的配离子：

Cr（OH）3+6NH3→[Cr（NH3）6]3++3OH-

（3）Cr（Ⅲ）盐

常见的Cr（Ⅲ）盐有三氯化铬（CrCl3·6H2O）（绿色或紫色），硫酸铬[Cr2（SO4）3·18H2O]（紫色）以及铬钾钒[KCr（SO4）2·12H2O]（蓝紫色），它们都易溶于水。

Cr3+在水溶液中发生水解，在Cr3+的水溶液中引入弱酸根离子，两者相互促进水解，水解将进行到底：

2Cr3++3S2-+6H2O→2Cr（OH）3↓+3H2S↑

2Cr3++3CO32-+6H2O→2Cr（OH）3↓+3CO2↑

向Cr3+溶液中加入碱时，先生成灰绿色的Cr（OH）3沉淀，当碱过量时生成亮绿色的[Cr（OH）4]－溶液。

Cr（Ⅲ）是化合态的低氧化态，具有还原性，由Cr（Ⅲ）在酸性介质和碱性介质的的电极电势值

；

可知，在酸性介质中，Cr（Ⅲ）还原性很弱，只有用强氧化剂（如K2S2O8、KMnO4等）才能将Cr（Ⅲ）氧化成Cr（Ⅵ）；但在碱性条件下还原性较强，可被H2O2、Na2O2氧化生成Cr（Ⅵ）酸盐。

Cr3++S2O82-+7H2O→Cr2O72-＋6SO42-＋14H+

2[Cr（OH）4]-+3H2O2＋2OH－→2CrO42-＋8H2O

Cr3+常易形成配位数为6的配合物，常见配位体有H2O、CN–、Cl–、SCN–、NH3、C2O42–等。

例如，水溶液中的Cr3+实际上是以水合离子[Cr（H2O）6]3+形式存在的，而且，同一组成的配合物还常有多种稳定的异构体，如CrCl3·6H2O有三种不同颜色的异构体。

[CrCl（H2O）5]Cl2·H2O蓝绿色，[CrCl2（H2O）4]Cl·H2O绿色，[Cr（H2O）6]Cl3紫色。

CrCl3·6H2O是常见的一种Cr（Ⅲ）盐，易潮解，在工业上用作催化剂、媒染剂和防腐剂。

鉴定Cr（Ⅲ）的原理流程为：

重要反应：

2[Cr（OH）4]－+3H2O2＋2OH－=2CrO42–＋8H2O

Cr2O72–＋4H2O2＋2H+=2CrO（O2）2＋5H2O

在反应最后一步加入乙醚，目的是使CrO（O2）2（或写成CrO5）能够较稳定地存在。

（C2H5）2O+CrO（O2）2→CrO（O2）2·（C2H5）2O

10.2.3.2Cr（Ⅵ）的化合物

（1）三氧化铬（CrO3）三氧化铬（CrO3）为暗红色晶体，易潮解，有毒，遇热不稳定，超过熔点即分解放出O2，因此，CrO3为一种强氧化剂，一些有机物质如酒精等与CrO3接触时即着火引起燃烧或爆炸。

CrO3可由固体Na2Cr2O7和浓H2SO4经复分解制得：

Na2Cr2O7＋2H2SO4（浓）→2CrO3＋2NaHSO4＋H2O

CrO3溶于水中，生成铬酸（H2CrO4），也可与水反应生成重铬酸（H2Cr2O7），溶于碱生成铬酸盐：

CrO3＋NaOH→Na2CrO4＋H2O

因此，CrO3被称作铬（Ⅵ）酸的酐，简称铬酐。

它遇水能形成铬（Ⅵ）的两种酸：

铬酸H2CrO4和重铬酸H2Cr2O7。

铬酸是强酸，强度接近于硫酸，重铬酸的酸性比铬酸更强。

H2CrO4和H2Cr2O7仅存在于溶液中。

（2）铬酸盐常见的铬酸盐有铬酸钾（K2CrO4）和铬酸钠（Na2CrO4），它们都是黄色晶体。

碱金属和铵的铬酸盐易溶于水，其他金属的铬酸盐大多难溶于水。

例如，在可溶性铬酸盐溶液中，分别加入可溶性的Ag+、Pb2+、Ba2+盐时，得到不同颜色的沉

2Ag+＋CrO42-→Ag2CrO4↓（砖红色）

Pb2+＋CrO42-→PbCrO4↓（黄色）

Ba2+＋CrO42-→BaCrO4↓（柠檬黄色）

实验室常用上述反应鉴定Ag+、Pb2+、Ba2+及CrO42-的存在。

不同颜色的铬酸盐还常用作颜料。

（3）重铬酸盐钾、钠的重铬酸盐都是橙红黄色的晶体，K2Cr2O7俗称红钒钾，Na2Cr2O7俗称红钒钠。

在重铬酸盐溶液中存在着下列平衡：

2CrO42-＋2H+

Cr2O72-＋H2O

（黄色）（橙红色）

溶液中CrO42-与Cr2O72-浓度的比值决定于溶液的pH。

在pH＜2的酸性溶液中，主要以Cr2O72-形式存在,溶液呈橙红色；在pH＞6的溶液中,主要以CrO42-形式存在，溶液呈黄色。

重铬酸盐大都易溶于水，而铬酸盐中除K+、Na+、NH4+盐外，一般都难溶于水。

当向重铬酸盐溶液中加入可溶性Ag+、Pb2+、Ba2+盐时，将促使Cr2O72-朝CrO42-方向转化，而生成相应的铬酸盐沉淀：

Cr2O72-＋4Ag+＋H2O→2Ag2CrO4↓＋2H+

Cr2O72-＋2Pb2+＋H2O→2PbCrO4↓＋2H+

Cr2O72-＋2Ba2+＋H2O→2BaCrO4↓＋2H+

重铬酸盐在酸性介质中，显强氧化性，见表10-6。

表10-6重铬酸盐在酸性介质中显强氧化性

可被Cr2O72–氧化的物质

Fe2+

Sn2+

SO32-

H2S

I–

Cl–（浓盐酸中）

氧化产物

Fe3+

Sn4+

SO42–

Cl2

例如：

Cr2O72-＋6Fe2+＋14H+→ 2Cr3+＋6Fe3+＋7H2O

这一反应在分析化学中常用于Fe2+含量的测定；

Cr2O72-＋3SO32-＋8H+→ 2Cr3+＋3SO42-＋4H2O

Cr2O72-＋6Fe2+＋14H+→ 2Cr3+＋6Fe3+＋7H2O

K2Cr2O7在分析化学中常用作基准的氧化试剂，等体积的K2Cr2O7饱和溶液与浓H2SO4的混合液称为铬酸洗液，用来洗涤玻璃器皿的油污，当溶液变为暗绿色时，氧化能力降低，洗液失效。

10.2.4含铬废水

含铬废水主要来源于化工、冶金、制药、制革、油漆、颜料、火柴、纺织、航空、电镀、照相制版等工业部门。

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，促进脂肪和蛋白质的合成，对于人体的生长和发育起着促进作用。

但铬（Ⅵ）化合物有毒，且毒性很大。

铬（Ⅵ）以阴离子形态存在，具有较高的活性，在水中溶解度较大，对动植物易产生危害。

若被人体吸收，可危害肾和心肌。

它对肠胃有刺激作用，对鼻粘膜的损伤最大，长期吸入会引起鼻膜炎，并有致癌作用。

离子态的铬（Ⅵ）接触皮肤，被认为有致癌作用。

我国规定工业废水含铬（Ⅵ）的排放量标准为不大于0.1mg/L。

含铬废水的处理方法最重要的是还原法和离子交换法。

（1）还原法用FeSO4、Na2SO3、Na2S2O3、水合肼N2H4·H2O或含SO2的烟道废气等作为还原剂，将铬（Ⅵ）还原成铬（Ⅲ），再用石灰乳将其转变为Cr（OH）3沉淀而出去。

Cr2O72-＋6Fe2+＋14H+→ 2Cr3+＋6Fe3+＋7H2O

Cr3+＋3OH-→Cr（OH）3↓

（2）离子交换法Cr（Ⅵ）在废水中常以阴离子Cr2O72-或CrO42-形式存在，让废水流经阴离子交换树脂进行离子交换。

交换后的树脂用NaOH处理，可再生重复使用。

2R4N+OH-＋CrO42-→（R4N）2CrO4＋2OH-

脱洗下来的高浓度的CrO42-溶液，供回收利用。

10.2.5铬的有关离子和化合物的性质小结

铬的有关化合物、离子的性质归纳如图10-1所示。

图10-1铬的有关化合物、离子的性质

10.3锰及其化合物

锰是周期表ⅦB族第一种元素，在地壳中的丰度为第14位（含量在过渡元素中占第三位），仅次于铁和钛。

锰在自然界中主要以软锰矿MnO2·xH2O的形式存在。

10.3.1锰的性质和用途

纯锰为银白色金属，外形似铁，坚硬而脆。

密度为7.2g/cm3，熔点1250℃。

化学性质活泼，在空气中氧化或燃烧时均生成Mn3O4，加热时可直接与氟、氯、溴作用。

在1200℃以上与氮作用生成Mn3N2，与硫生成MnS。

常温下，锰能缓慢地溶于水：

Mn+2H2O → Mn（OH）2↓+H2↑

锰能溶于稀酸并放出氢气。

在氧化剂存在下，锰能与熔融的碱作用生成锰酸盐：

2Mn+4KOH+3O2 → 2K2MnO4+2H2O

纯锰用途不大，但它的合金非常重要，当钢中含锰量超过1%时，称为锰钢。

锰钢很坚硬，抗冲击耐磨损，可制钢轨和破碎机等。

10.3.2锰的存在和冶炼

锰在地壳中的含量（0.1%）在过渡元素中占第三位，仅次于铁和钛，主要以软锰矿MnO2·xH2O、黑锰矿Mn3O4和水锰矿MnO（OH）2的等形式存在。

金属锰一般以铝热法还原软锰矿制取。

因铝与软锰矿反应激烈，故先将软锰矿加强热使之变为Mn3O4，然后再与铝粉混合燃烧：

3MnO2 →Mn3O4+O2↑

3Mn3O4+8Al →9Mn+4Al2O3

此法制得的锰，纯度不超过95%~98%，纯的金属锰则用电解法制取。

10.3.3锰的重要化合物

锰原子的价电子构型为3d54s2。

锰的最高氧化值为+7。

还有+6、+4、+3、+2等，其中以+2、+4、+7三种氧化值的化合物最为重要。

10.3.3.1锰（Ⅱ）的化合物

锰（Ⅱ）的化合物有氧化锰（MnO）或称氧化亚锰、氢氧化锰及Mn（Ⅱ）盐，其中以Mn（Ⅱ）盐最常见，如MnCl2、MnSO4、Mn（NO3）2、MnCO3、MnS等。

（1）Mn2+的价层电子构型为3d5，属于d能级半充满的稳定状态，故这类化合物是相当稳定的。

与锰的其他氧化态相比，Mn2+在酸性溶液中最稳定，它既不易被氧化也不易被还原。

欲使Mn2+氧化，必须选用强氧化剂，如NaBiO3、PbO2、（NH4）2S2O8等。

例如：

2Mn2++5NaBiO3+14H+→2MnO4–+5Bi3++5Na++7H2O

反应产物MnO4–即使在很稀的溶液中，也能显出它特征的红色。

即使Mn2+的浓度很低时，该反应也很灵敏。

因此，上述反应可用来鉴定溶液中Mn2+的存在。

酸化时不能用浓HCl，Cl–具有还原性会还原MnO4–而使紫色立即褪去。

（2）在Mn（Ⅱ）盐溶液中加入碱，可以析出白色胶状Mn（OH）2沉淀，例如，Mn（Ⅱ）盐和氢氧化钠溶液或NH3∙H2O溶液反应：

Mn2++2OH－→Mn（OH）2↓（白色）

Mn2++2NH3∙H2O→Mn（OH）2↓+2NH4+

在碱性介质中，Mn（Ⅱ）极易被氧化，故Mn（OH）2不能稳定存在，甚至溶解在水中的少量氧也能使它氧化，沉淀很快由白色便成棕色的水合二氧化锰：

2Mn（OH）2+O2 →2MnO（OH）2（棕色）

（3）在氨碱性条件下，向Mn2+溶液中加入H2S溶液，生成肉红色的MnS沉淀。

Mn2++H2S+2NH3→MnS↓（肉色）+2NH4+

MnS沉淀可溶于醋酸中：

MnS+2HAc→Mn2++H2S+2Ac–

从溶液中结晶出来的Mn（Ⅱ）盐是带结晶水的粉红色晶体。

在溶液中，Mn2+常以淡红色的[Mn（H2O）6]2+水合离子存在。

10.3.3.2锰（Ⅳ）的化合物

Mn（Ⅳ）化合物中唯一重要的是二氧化锰MnO2，由于处于中间氧化态，所以既具有氧化性又具有还原性，但MnO2主要显氧化性。

MnO2在酸性介质中具有强氧化性，与浓HCl作用有Cl2生成，和浓H2SO4作用有O2生成。

还可以氧化H2O2和Fe2+盐

MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2↑+2H2O

MnO2+2H2SO4→MnSO4+O2↑+2H2O

MnO2+H2O+H2SO4→MnSO4+O2↑+2H2O

MnO2+2FeSO4+2H2SO4→MnSO4+Fe2（SO4）3+2H2O

MnO2也有一定程度的还原性：

MnO2 +2MnO4－+4OH－（浓） →3MnO42－ +2H2O

MnO2是棕黑色粉末或晶体，难溶于水，是软锰矿的主要成分。

10.3.3.3锰（Ⅶ）的化合物

高锰酸盐中锰的氧化值为+7，以KMnO4应用最广，是最重要的Mn（Ⅶ）的化合物，俗称灰锰氧，KMnO4在固体时为紫黑色晶体，易溶于水而使溶液呈现MnO4-离子特有的紫红色。

KMnO4溶液中有微量酸时，就会慢慢分解析出MnO2 ，使溶液变浑浊。

4MnO4-+ 4H+→4MnO2 +3O2↑+2H2O

因此，高锰酸盐在酸性溶液中不稳定，只在中性或微碱性溶液中较为稳定。

另外，光也可促使分解作用的进行，所以KMnO4溶液应用棕色瓶盛放。

在浓碱介质中，MnO

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