“Xây dựng câu hỏi và bài tậpkim loại nhóm VIIB và VIIIB” h16

CHUYÊN ĐỀ: “Xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập nhóm VIIB"

PHẦN I: MỞ ĐẦU
I. Lí do chọn đề tài
Đầu thế kỉ III, nền giáo dục của thế giới có những bước tiến lớn với nhiều thành tựu về
mọi mặt. Hầu hết các quốc gia nhận thức sự cần thiết và cấp bách phải đầu tư cho giáo dục. Luật
Giáo dục 2005 của nước ta đã khẳng định: “Phát triển giáo dục là quốc sách hàng đầu nhằm nâng
cao dân trí, đào tạo nhân lực, bồi dưỡng nhân tài”. Như vậy, vấn đề bồi dưỡng nhân tài nói
chung, đào tạo học sinh giỏi, học sinh chuyên nói riêng đang được nhà nước ta đầu tư hướng đến.
Trong hội nghị toàn quốc các trường THPT chuyên, Phó Thủ tướng, nguyên Bộ trưởng Bộ
GD&ĐT Nguyễn Thiện Nhân nhấn mạnh: “Hội nghị được tổ chức nhằm tổng kết kết quả đạt
được, những hạn chế, bất cập, đồng thời đề ra mục tiêu, giải pháp nhằm Xây dựng, phát triển các
trường THPT chuyên thành hệ thống các trường THPT chuyên chất lượng cao làm nhiệm vụ phát
hiện, bồi dưỡng tài năng trẻ, đáp ứng yêu cầu phát triển đất nước trong thời kỳ đổi mới và hội
nhập”. Hệ thống các trường THPT chuyên đã đóng góp quan trọng trong việc phát hiện, bồi
dưỡng học sinh năng khiếu, tạo nguồn nhân lực chất lượng cao cho đất nước, đào tạo đội ngũ học
sinh có kiến thức, có năng lực tự học, tự nghiên cứu, đạt nhiều thành tích cao góp phần quan
trọng nâng cao chất lượng và hiệu quả giáo dục phổ thông. Tuy nhiên một trong những hạn chế,
khó khăn của hệ thống các trường THPT chuyên trong toàn quốc đang gặp phải đó là chương
trình, sách giáo khoa, tài liệu cho môn chuyên còn thiếu, chưa cập nhật và liên kết giữa các
trường. Bộ Giáo Dục và Đào tạo chưa Xây dựng được chương trình chính thức cho học sinh
chuyên nên để dạy cho học sinh, giáo viên phải tự tìm tài liệu, chọn giáo trình phù hợp, phải tự
Ioay sở để biên soạn, cập nhật giáo trình.
Bộ môn Hóa học là một trong các bộ môn khoa học cơ bản, rất quan trọng. Mỗi mảng kiến
thức đều vô cùng rộng lớn. Đặc biệt là những kiến thức giành cho học sinh chuyên hóa, học sinh
giỏi cấp khu vực, cấp Quốc Gia, Quốc tế. Trong đó hoá học về các nguyên tố kim loại nhóm B là
một trong các nội dung rất quan trọng. Phần này thường có trong các đề thi học sinh giỏi lớp 10,
11 khu vực; Olympic 30/4; hay gắn với các kiến thức phần kim loại trong các đề thi học sinh giỏi
Quốc Gia, Quốc Tế. Tuy nhiên, trong thực tế giảng dạy ở các trường phổ thông nói chung và ở
các trường chuyên nói riêng, việc dạy và học phần phi kim gặp một số khó khăn:

- Đã có tài liệu giáo khoa dành riêng cho học sinh chuyên hóa, nhưng nội dung kiến thức lí
thuyết chưa đủ để trang bị cho học sinh, chưa đáp ứng được yêu cầu của các kì thi học sinh giỏi
các cấp.
- Tài liệu tham khảo về mặt lí thuyết thường được sử dụng là các tài liệu ở bậc đại học, cao
đẳng đã được biên soạn, Xuất bản từ lâu. Khi áp dụng những tài liệu này cho học sinh phổ thông
trở thành rất rộng. Giáo viên và học sinh thường không đủ thời gian nghiên cứu do đó khó Xác
định được nội dung chính cần tập trung là vấn đề gì.
- Trong các tài liệu giáo khoa chuyên hóa lượng bài tập rất ít, nếu chỉ làm các bài trong đó
thì HS không đủ “lực” để thi vì đề thi khu vực, HSGQG, Quốc Tế hằng năm thường cho rộng và
sâu hơn nhiều. Nhiều đề thi vượt quá chương trình.
- Tài liệu tham khảo phần bài tập vận dụng các kiến thức lí thuyết về các nguyên tố phi
kim cũng rất ít, chưa có sách bài tập dành riêng cho học sinh chuyên hóa về các nội dung này.
Để khắc phục điều này, tự thân mỗi GV dạy trường chuyên phải tự vận động, mất rất nhiều thời
gian và công sức bằng cách cập nhật thông tin từ mạng internet, trao đổi với đồng nghiệp, tự
nghiên cứu tài liệu…Từ đó, GV tự biên soạn nội dung chương trình dạy và Xây dựng hệ thống
bài tập để phục vụ cho công việc giảng dạy của mình.
Xuất phát từ thực tiễn đó, là giáo viên trường chuyên, chúng tôi rất mong có được một
nguồn tài liệu có giá trị và phù hợp để giáo viên giảng dạy - bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp và
cũng để cho học sinh có được tài liệu học tập, tham khảo. Trong năm học này chúng tôi tập trung
biên soạn bài tập về phi kim và trước hết là nhóm VII B và VIII B. Do vậy chúng tôi đã chọn đề
tài:
“Xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập nhóm VIIB và VIIIB”
Trong thời gian tới nhờ sự quan tâm đầu tư của nhà nước, của Bộ Giáo Dục cùng với sự nỗ
lực của từng giáo viên dạy chuyên, sự giao lưu học hỏi, chia sẻ kinh nghiệm của các trường
chuyên trong khu vực và cả nước chúng tôi hi vọng sẽ có 1 bộ tài liệu phù hợp, đầy đủ giành cho
giáo viên và học sinh chuyên.
II. Mục đích nghiên cứu
Sưu tầm, lựa chọn, phân loại và Xây dựng hệ thống bài tập mở rộng và nâng cao về nhóm
VIIB và VIIIB để làm tài liệu phục vụ cho giáo viên trường chuyên giảng dạy, ôn luyện, bồi

dưỡng học sinh giỏi các cấp và làm tài liệu học tập cho học sinh đặc biệt cho học sinh chuyên về


nhóm VII B và VIII B. Ngoài ra còn là tài liệu tham khảo mở rộng và nâng cao cho giáo viên
môn hóa học và học sinh yêu thích môn hóa học nói chung.
III. Nhiệm vụ
1- Nghiên cứu chương trình hóa học phổ thông nâng cao và chuyên hóa học, phân tích các đề thi
học sinh giỏi cấp tỉnh, khu vực, cấp quốc gia, quốc tế và đi sâu về nhóm VII B và VIII B.
2- Sưu tầm, lựa chọn trong tài liệu giáo khoa, sách bài tập cho sinh viên, trong các tài liệu tham
khảo có nội dung liên quan; phân loại, Xây dựng các bài tập lí thuyết và tính toán về các đơn chất
VII B và VIII B và hợp chất của chúng.
3- Đề Xuất phương pháp Xây dựng và sử dụng hệ thống bài tập dùng cho việc giảng dạy, bồi
dưỡng học sinh giỏi các cấp ở trường THPT chuyên.
IV. Giả thuyết khoa học
Nếu giáo viên Xây dựng hệ thống bài tập chất lượng, đa dạng, phong phú đồng thời có
phương pháp sử dụng chúng một cách thích hợp thì sẽ nâng cao được hiệu quả quá trình dạy- học
và bồi dưỡng học sinh giỏi, chuyên hóa học.
V. Phương pháp nghiên cứu
- Nghiên cứu thực tiễn dạy học và bồi dưỡng học sinh giỏi hóa học ở trường THPT chuyên
- Nghiên cứu các tài liệu về phương pháp dạy học hóa học, các tài liệu về bồi dưỡng học sinh
giỏi, các đề thi học sinh giỏi, . . .
- Thu thập tài liệu và truy cập thông tin trên internet có liên quan đến đề tài.
- Đọc, nghiên cứu và Xử lý các tài liệu.
VI. Điểm mới của đề tài
- Đề tài xây dựng hệ thống bài tập mở rộng và nâng cao đầy đủ, có phân loại rõ ràng các dạng
câu hỏi lí thuyết, các dạng bài tập về nhóm VII B và VIII B để làm tài liệu phục vụ cho giáo viên
trường chuyên giảng dạy, ôn luyện, bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp và làm tài liệu học tập cho
học sinh đặc biệt cho học sinh chuyên về nhóm VII B và VIII B. Ngoài ra còn là tài liệu tham
khảo mở rộng và nâng cao cho giáo viên môn hóa học và học sinh yêu thích môn hóa học nói
chung.

- Đề Xuất phương pháp xây dựng và sử dụng có hiệu quả hệ thống bài tập hóa học.
VII. Cấu trúc đề tài
Phần I. Mở đầu


Phần II. Nội dung
Hệ thống bài tập nhóm VII B, nhóm VIII B
Phần III. Kết luận và khuyến nghị
Tài liệu tham khảo

I- Các nguyên tố nhóm VIIB
Mn - Tc - Re
I.1. Đặc điểm chung các nguyên tố nhóm VIIB
Lí thuyết
- Thế điện cực của mangan:
Trong môi trường aIít:
+0,56V

+2,27V

+0,56V

+0,62V

MnO4MnO42Trong môi trường bazơ:
MnO

Ki
m
loại

Mn

4

Z

2
5
Tc
4
3
Re 7
5
Câu hỏi

MnO

24

+0,95V

MnO2
+0,15V

MnO2

+1,50V

Mn3+

-0,25V

Mn2O3

-1,18V

Mn2+

Mn

-1,51V

Mn(OH)2

Mn

Bảng 10-1. Một số đặc điểm của các nguyên tố Mn, Tc, Re
Cấu
hình
Năng lượng ion hóa, kJ/mol
Bán
electron
kính
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7

[Ar]3d54s2
[Kr]4d55s2
[Ie]4f145d56s2

717 150
9
702 147
2
760 126
0

3248 4940 6990 920
0
2850 4100 5700 730
0
2510 3640 4900 630
0

11508 1,30
9100

1,36

7600

1,37


1. a) Từ giá trị thế điện cực, hãy nhận Xét về mức độ hoạt động hoá học của Mn. So sánh tính
khử trong hai môi trường?

b) Số oxi hoá bền trong môi trường axit và môi trường kiềm?
2- Hãy cho nhận Xét về các đặc điểm sau đây của các nguyên tố nhóm VIIB:
- Đặc điểm lớp electron hóa trị. So sánh với cấu hình các nguyên tố nhóm VIIA.
- Trạng thái oxi hóa đặc trưng.
- Sự biến thiên bán kính nguyên tử.
Kết luận
- Các electron (n-1)d5ns2 đều là các electron hóa trị. Phân lớp d nửa bão hòa là cấu hình
tương đối bền vững.
- Do có 7 electron hóa trị, các nguyên tố nhóm VIIB tạo được hợp chất có nhiều số oxi hóa
khác nhau từ +2 đến +7 . Số oxi hóa đặc trưng đối với Mn là +2, +4, +7; đối với Tc và Re là +7.
Sự tăng độ bền trạng thái oxi hoá +7 do: tổng năng lượng ion hoá giảm dần và sự tăng độ
bền liên kết cộng hoá trị đã làm tăng độ bền các anion chứa nguyên tố ở trạng thái oxi hoá cao.
( Bán kính quy ước: Mn+7 = 0,56 antron, Te+7 = 0,46 antron, Re+7 = 0,46 antron).
- Bán kính nguyên tử tăng chậm từ Mn đến Re. Do vậy các nguyên tố này có tính chất khá
giống nhau, nhất là đối với Tc và Re, hai nguyên tố có bán kính nguyên tử gần bằng nhau.
I.2. Trạng thái thiên nhiên - Phương pháp điều chế
Câu hỏi
3- a) Nêu nhận Xét chung về trạng thái tồn tại và hàm lượng nguyên tố Mn trong tự nhiên?
b) Trong tự nhiên nguyên tố Mn tồn tại ở các loại quặng chính nào?
c) Cho biết phương pháp điều chế Mn.
Hợp chất phổ biến nhất của Mn trong tự nhiên là MnO 2 (khoáng vật pirolusit). Ngoài ra còn
tồn tại dưới một số dạng khác như Mn2O3, MnS, MnS2.
Mn có một đồng vị tự nhiên là Mn -55 chiếm 100%.
Te là nguyên tố phóng Iạ và là nguyên tố đầu tiên được tổng hợp nhân tạo. Đồng vị bền nhất
là Te-99 (chu kì bán huỷ = 2,2.105 năm).
Re là nguyên tố phân tán.
I.3. Tính chất hóa học của Mn, Tc, Re
Nhận Xét: Hoạt tính hoá học giảm dần, Mn tương đối hoạt động, Tc và Re kém hoạt động.
Mangan có tổng năng lượng ion hóa I1+I2 tương đương với magie nhưng do có nhiệt thăng
hoa (280 kJ/mol) rất lớn hơn magie (150 kJ/mol) và năng lượng hidrat hóa nhỏ hơn (Mg 2+ =

0,74; Mn2+ = 0,91) nên mangan kém hoạt động hơn magiê: E 0(Mn2+/Mn = -1,18V; Mg2+/Mg =
-2,36V; Zn2+/Zn = -0,763V).
Tc và Re có nhiệt thang hoá cao: 649 và 777 kJ/mol.
Lí thuyết:


1- Tác dụng với phi kim: - Hidro - Nhóm IVA (cacbon, siclic) – Nhóm VA (nitơ, photpho) –
Nhóm VIA (oxi, lưu huỳnh, selen, telu) – Nhóm VII B và VIII B.
Kết luận
- Với hidro: không phản ứng trực tiếp.
- Với cacbon, silic: Mn có phản ứng trực tiếp tạo Mn3C, Mn7C3, Mn3Si, MnSi.
- Với nitơ: Mn Mn2N3 (600- 10000C). Với P tạo ra Mn3P2, MnP, ReP.
- Với oxi: ở dạng khối rắn, Mn bền với oxi, ngay cả khi đun nóng vì có lớp oxit bảo vệ. Nói
chung Mn rất khó phản ứng với oxi, khi nung nóng ở 940oC thì Mn tạo ra Mn3O4.
Tc Tc2O7 (450 – 5000C); Re Re2O7 (4000C).
Mn và Re phản ứng trực tiếp với S, Se, Te: MnS, MnSe, MnSe2, MnTe, MnTe2, ReSe2…
- Với VII B và VIII B: Tác dụng với flo tạo ra MnF 3 và MnF4. Các VII B và VIII B khác tạo ra
MnI2 (2000C).
Te tạo TcF6 (4000C), TcCl4 (4000C) - Re tạo ra ReF7 (600 – 7000C), ReCl5 (4000C).
2- Tác dụng với nước và dung dịch muối amoni.
ở trạng thái bột nhỏ và được đun nóng, Mn tác dụng với nước giải phóng hidro. Đặc biệt khi
có lẫn tạp chất như cacbon, Mn dễ bị nước và không khí ẩm ăn mòn. Tuy nhiên, sản phẩm
Mn(OH)2 ít tan đã làm cho quá trình phản ứng chỉ diễn ra trên bề mặt kim loại. Trong dung dịch
muối amoni, phản ứng Xẩy ra mãnh liệt hơn:
Mn(OH)2 + 2NH4+ = Mn2+ + 2NH3 + 2H2O
3- Tác dụng với axit: - HCl, H2SO4 loãng - HNO3, H2SO4 đặc - H2SO4, HNO3 đặc nguội.
- HCl, H2SO4 loãng: chỉ có Mn phản ứng.
- HNO3, H2SO4 đặc: tạo Mn(II), HTcO4 (axit petecnetic), HReO4 (axit perenic).
Khác với Mn và Te, Re tan được trong dung dịch H2O2; dung dịch kiềm khi có mặt chất oxi hoá:
2Re + 7H2O2 2HReO4 + 6H2O

4Re + 4NaOH (đặc, nóng) + 7O2 4NaReO4 + 2H2O
3Re + 18HCl + 4HNO3 3H2[ReCl6] + 4NO + 8H2O

Câu hỏi
4- a) Từ giá trị thế điện cực chuẩn, hãy so sánh hoạt tính hóa học của Mn với Mg và Zn.
b) Tại sao mặc dù tổng năng lượng ion hoá I 1 + I2 của Mn (2226 kJ/mol) tương đương với Mg
(2187,5 kJ/mol) nhưng Mn lại kém hoạt động hơn Mg?


5- Viết các ptpư (ghi rõ điều kiện) khi cho Mn tác dụng với:
- Oxi, lưu huỳnh, nitơ, VII B và VIII B. Mn có bị flo ăn mòn không? - Dung dịch HCl, H2SO4
loãng.
- Dung dịch HCl loãng và HCl đặc

- Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc.

6- a) Tại sao Mn khá bền với nước. Mn tan đáng kể trong nước ở điều kiện nào. Trong dung dịch
muối amoni, Mn tan mãnh liệt hơn trong nước. Giải thích?
b) Khi cho Mn phản ứng với dung dịch HCl, H 2SO4 loãng có thể tạo thành muối Mn3+ được
không. Giải thích? Cho: Mn3+/Mn2+ = 1,50V; Mn2+/Mn = -1,18V.
7. Viết các phương trình phản ứng khi cho:
- Tecneti tác dụng với HNO3 đặc, nóng; nước cường thuỷ.
- Reni tác dụng với HNO3 đặc, nóng; H2SO4 đặc, nóng nước cường thuỷ; H2O2 đặc; NaOH đặc
khi có mặt O2.
I.4. Các hợp chất của mangan
I.4.1. Hợp chất Mn(0)
Câu hỏi:
8- a) Trình bày bản chất sự hình thành liên kết trong hợp chất Mn2(CO)10.
b) Về hình thức, nguyên tử kim loại cố số oxi hoá bằng 0 nhưng nghiên cứu cấu trúc bằng tia
Rơnghen cho thấy nguyên tử kim loại có điện tích dương đáng kể. Giải thích tại sao?

c) Viết phương trình phản ứng khi:
- Đốt nóng Mn2(CO)10 ở trên 1100C
- Cho Mn2(CO)10 tác dụng với HNO3; H2SO4 đặc.
I.4.2. Hợp chất Mn(II)
Lí thuyết:
1. Cấu tạo
- Cấu hình electron ion Mn2+: bền
- Số phối trí đặc trưng: 6 (sp3d2)
2. Tính chất vật lý
Hình 10-1. Cấu trúc tinh thể MnO
- Độ tan: đa số tan trong nước, các hợp chất ít tan là MnO

MnS, MnF2, Mn(OH)2, MnCO3, Mn3(PO4)2.
- Màu sắc: màu nhạt do sự ngăn cấm quy tắc lọc lựa spin và quy tắc Laport.
3. Tính chất hoá học
- Tính axit – bazơ:


Các hợp chất bậc hai có tính lưỡng tính, tính bazơ mạnh hơn và chuyển thành phức chất
cation đặc trưng. Tính axit thể hiện khi tác dụng với các dẫn Xuất cùng loại của kim loại kiềm:
Mn(OH)2 + 2NaOH (50%) Na2[Mn(OH)4]

(đun sôi, khí quyển nitơ)

MnF2 + 4KF (đặc) K2[MnF6]
MnCl2 + 2KCl (đặc) K2[MnCl4]
Khả năng tạo phức (tính axit) khá yếu, do ion Mn2+ có bán kính lớn, lớn nhất trong dãy d thứ
nhất và năng lượng ổn định bởi trường tinh thể bằng 0 nên các phức thường bị nước phân huỷ.
Trong nước tồn tại dạng phức aquơ [Mn(H2O)6]2+, các muối thường kết tinh dạng ngậm nước:
MnCl2.4H2O, MnSO4.4H2O, MnSO4.7H2O…

- Tính khử:
Trong môi trường axit thể hiện rất yếu:
MnSO4 + O3 + H2O MnO2 + O2 + H2SO4
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O.
2MnSO4 + 5K2S2O8 + 8H2O 2KMnO4 + 2K2SO4 + 8H2SO4

(Iúc tác AgNO3).

Trong môi trường kiềm thể hiện khá mạnh (O2, Cl2, Br2, NaClO, CaOCl2, H2O2):
4Mn(OH)2 + O2 (không khí) = 4MnO(OH) (nâu đen) + 2H2O
Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2 = MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 = MnO2 + 3H2O
Khi nung với kiềm nóng chảy có mặt chất oxi hoá tạo thành Mn(VI):
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH = K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O
MnSO4 + 2KNO3 + 2K2CO3 = K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2CO2

1- Mangan(II) oxit:

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

MnO màu Ianh Iám.
- Tính chất hóa học: Tính bazơ - Tính khử.
- Điều chế:
2- Mangan(II) hidroxit: - Trạng thái, màu sắc, tính tan.
Mn(OH)2 + 6H2O

[Mn(H2O)6]2+ + 2OH- T = 1,9.10-13

Mn(OH)2 + 4H2O

[Mn(OH)4]2- + 2H3O+ T = 1,0.10-19

- Tính chất hóa học: Tính bazơ (phản ứng với dung dịch axit, dung dịch muối amoni); tính khử
(phản ứng với oxi không khí, Cl2, H2O2,….)
- Điều chế.
3- Muối mangan(II): - Màu sắc ion trong dung dịch nước, tính tan.
Tính tan: đa số các hợp chất Mn(II) đều dễ tan trong nước. Các muối ít tan là:

Tt:

MnCO3

MnS

MnC2O4

1,8.10-11

2,5.10-10

5.10-6

MnNH4PO4
1.10-12

MnF2

Mn3(PO4)2

.......

.......

- Tính chất hóa học: Phản ứng thủy phân; tính khử (phản ứng với O 3; PbO2 trong môi trường axit;
với KNO3, KClO3 khi nung cùng với các chất kiềm như KOH, K2CO3…):
MnSO4 + O3 + H2O = MnO2 + O2 + H2SO4
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
MnSO4 + 2KNO3 + 4KOH = K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2H2O
MnSO4 + 2KNO3 + 2K2CO3 = K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2CO2
- Khả năng tạo phức chất:

Phức chất [Mn(H2O)4Cl2]

Ion Mn2+ có khả năng tạo nhiều phức chất nhưng các phức đó thường không bền và dễ bị nước
phân hủy.
Các phức tạo ra có thể có cấu trúc bát diện (sp 3d2: [Mn(H2O)6]2+, [Mn(NH3)6]2+, [MnF6]4-…) hay
tứ diện (sp3: [MnCl4]2-…).
Câu hỏi
9- a) Từ cấu hình electron của Mn2+, hãy nhận Xét
chung về hoạt tính hóa học của các hợp chất Mn(II). Tại sao
các hợp chất Mn(II) thể hiện tính khử yếu?
b) Cho nhận Xét về khả năng tạo phức chất của ion Mn2+.
Giải thích nguyên nhân?
10- a) Mn(OH)2 có phải là hidroxit lưỡng tính không? Tính axit hay tính bazơ mạnh hơn?
b) So sánh khả năng hoà tan của Mn(OH)2 trong nước và trong dung dịch muối amoni ở điều
kiện chuẩn. Cho: Tt Mn(OH)2 = 4,5.10-13; Ka(NH4+) = 5,6.10-10.

11- Viết các phương trình phản ứng Xẩy ra khi:
- Để kết tủa Mn(OH)2 ngoài không khí ẩm. - Cho Mn(OH)2 tác dụng với Cl2/ KOH.
- Cho Mn(OH)2 tác dụng với dd H2O2. - Đun nóng lâu Mn(OH)2 với NaOH 50% (kq trơ)
12- Viết các ptpư trong các thí nghiệm sau:
a- Cho dung dịch MnSO4 tác dụng với các dung dịch Na2CO3, dung dịch NaHCO3. Sử dụng
phương pháp nào để thu được MnCO3 tinh khiết hơn?
b- Sục khí ozon và dung dịch muối MnSO4.
c- Đun nóng MnSO4 với bột PbO2 trong môi trường axit HNO3.
d- Đun nóng dung dịch MnSO4 với tinh thể (NH4)2S2O8.
e- Nung nóng chảy hỗn hợp gồm MnSO4 với KClO3 (hay KNO3) cùng với KOH.
I.4.3. Hợp chất Mn(III)
Lý thuyết:
- Độ bền trong các môi trường: trong môi trường axit, hợp chất Mn 3+ rất không bền nhưng trong
môi trường kiềm là trạng thái oxi hoá bền nhất.
- Tính oxi hoá
- Tính khử
1- Mangan(III) oxit:

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

- Tính chất hóa học (Tính bazơ, tính khử)
2- Mangan(III) hidroxit:
- Tính chất hóa học:

- Điều chế:

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.
- Điều chế.

3- Muối mangan(III): - Phản ứng tự phân huỷ trong nước:
2Mn3+ + 2H2O

MnO2 + Mn2+ + 4H+

- Khả năng tạo phức chất:
I.4.4. Hợp chất Mn(IV):
Lí thuyết
1. Cấu tạo
- Cấu hình electron ion Mn4+: bền nhất là MnO2.
- Số phối trí đặc trưng: 6 (d2sp3)
3. Tính chất hoá học
- Tính chất lưỡng tính.


- Tính oxi hoá mạnh.
1- Mangan(IV) oxit:

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

- Tính chất hóa học của MnO2: phản ứng nhiệt phân, tính chất lưỡng tính, tính oxi hóa mạnh,
tính khử.
MnO2 + 2NaOH = Na2MnO3 + H2O
MnO2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2H2O
Mn(SO4)2 + H2O = MnSO4 + H2SO4 + O2
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + H2O
4MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O

- Phương pháp điều chế và ứng dụng.
Mn(NO3)2 = MnO2 + NO2
2KMnO4 + 3MnSO4 + 4KOH = 5MnO2 + 3K2SO4 + 2H2O
MnSO4 + CaOCl2 + 2KOH = MnO2 + CaCl2 + K2SO4 + H2O
2- Mangan(IV) hidroxit
3- Muối mangan(IV)
Câu hỏi
13- Viết các phương trình phản ứng chứng minh MnO 2 là một oxit lưỡng tính và vừa có tính oxi
hoá, vừa có tính khử.
14- Hoàn thành các phương trình phản ứng điều chế MnO2 dưới đây:
to

a) Mn(NO3)2

b) KMnO4 + MnSO4 + KOH

c) MnSO4 + CaOCl2 + KOH

d) Mn(OH)2 + H2O2 (đặc)

I.4.5. Hợp chất Mn(VI): K2MnO4
Lí thuyết
1- Đặc điểm cấu tạo, màu sắc của ion MnO42-:
2- Tính chất của axit maganic H2MnO4: - Độ bền nhiệt. - Tính axit: (K1 = 10-1 ; K2 = 7,1.10-11).
3- Tính chất hóa học của K2MnO4:
- Phản ứng tự phân hủy của ion MnO42- trong dung dịch:
3MnO + 2H2O 2MnO + MnO2 + 4OH- Tính oxi hóa mạnh:


K2MnO4 + 2Fe(OH)2 + 2H2O = MnO2 + 2Fe(OH)3 + 2KOH

K2MnO4 + 2H2S + 2H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + 4H2O
- Tính khử:
K2MnO4 + Cl2 = KMnO4 + KCl
4K2MnO4 + O2 + H2O = 4KMnO4 + 4KOH
4- Phương pháp điều chế và ứng dụng:
Nung nóng MnO2 với kiềm khi có mặt không khí hoặc các chất oxi hóa khác như KClO3, KNO3:
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O
MnO2 + KNO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + KOH + H2O
3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3 H2O
Câu hỏi
15- a) Ion manganat bền trong môi trường nào?
b) Hoàn thành các ptpư sau trong dung dịch:
- K2MnO4 + Fe(OH)2 + H2O

- K2MnO4 + CO2 + H2O

- K2MnO4 + Cl2

- K2MnO4 + O2 + H2O

Nhận Xét về vai trò của K2MnO4 trong mỗi phản ứng trên..
16- Thêm từng giọt dung dịch H2SO4 loãng vào dung dịch K2MnO4 đến môi trường axit; sau đó
lại thêm tiếp từng giọt dung dịch NaOH đặc cho đến môi trường kiềm rồi đun nóng.
Nêu hiện tượng và giải thích bằng các phương trình phản ứng.
17- a- Viết phương trình pư chứng minh K2MnO4 vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử.
b- Có thể thu được aIít manganic bằng cách cho aIít sunfuric đặc tác dụng với kali manganat hay
không? Giải thích?
18- Người ta có thể điều chế K 2MnO4 bằng cách nung nóng MnO 2 với KOH khi có mặt oxi
không khí hoặc khi có mặt các chất oxi hóa khác như KClO3, KNO3.
Hãy viết các ptpư.

I.4.6. Hợp chất Mn(VII)
Lí thuyết: - Độ bền nhiệt

- Tính axit

- Tính oxi hoá

1- Mn2O7
- Trạng thái, màu sắc: là chất lỏng màu Ianh thẫm.


- Tính chất: tính chất của oxit axit, tính oxi hóa mạnh.

- Điều chế

2- HMnO4: Tính axit, độ bền nhiệt.
Là axit mạnh tương đương HCl và HNO 3, không bền chỉ tồn tại trong dung dịch, có thể cô
đặc đến 20% sau đó bị phân hủy:
4HMnO4 = 4MnO2 + 3O2 + 2H2O
3- KMnO4
- Đặc điểm cấu tạo, màu sắc của ion MnO4-.
- Tính chất hóa học của KMnO4: - Phản ứng nhiệt phân, phản ứng phân hủy khi đun sôi với dung
dịch kiềm
KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

(200 - 2400C)

4KMnO4 + 4KOH (15%, đun sôi) = 4K2MnO4 + 2H2O + O2
4KMnO4 (đặc) + 4Ba(OH)2 (tt) = 4BaMnO4 + 2H2O + O2 + 2KOH
- Tính oxi hóa mạnh trong các môi trường: trong dung dịch KMnO 4 oxi hóa được muối

Fe(II) thành Fe(III), H2SO3 thành H2SO4, SO- thành SO, NH3 thành N2, NO thành NO, HI thành
I2, S2O thành SO, H mới sinh thành H2, axit oIalic thành CO2 ở 60oC…
- ứng dụng và điều chế KMnO4
K2MnO4 + Cl2 = KMnO4 + KCl
3K2MnO4 + 4CO2 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KHCO3.
Câu hỏi
19- a) Ion pemanganat bền trong môi trường nào?
b) Giải thích tại sao khả năng oxi hóa của ion MnO lại phụ thuộc vào môi trường? Minh họa
bằng phản ứng giữa kali pemanganat với kali sunfit trong môi trường axit, bazơ và trung tính.
c) Giải thích nguyên nhân gây ra màu sắc của ion pemanganat?
20- Trong môi trường axit H2SO4 loãng, KMnO4 oxi hóa được muối Fe(II) thành Fe(III), H2SO3
thành H2SO4,
SO- thành SO, NH3 thành N2, NO thành NO, HI thành I2, S2O thành SO, H mới sinh thành H2,
axit oIalic thành CO2 ở 60oC…
Viết các phương trình phản ứng.
21- So sánh sự giống và khác nhau của các hợp chất (oxit, oxiaxit, muối) với số oxi hóa +7 của
mangan và clo. Giải thích tại sao lại có sự giống và khác nhau đó.


22- Nhiệt phân hoàn toàn một lượng tinh thể KMnO 4 rồi cho sản phẩm vào nước và đem đun
nóng. Nêu hiện tượng và viết các ptpư.
23- Thêm từ từ từng giọt dung dịch KOH vào dung dịch KMnO 4 đến môi trường kiềm rồi đun
nóng; sau đó lại thêm tiếp từng giọt dung dịch H 2SO4 loãng cho đến môi trường axit rồi đun
nóng. Nêu hiện tượng và giải thích bằng các phương trình phản ứng.
24- Nêu hiện tượng Xẩy ra khi cho từng giọt dung dịch KMnO4 đến dư vào:
a- Dung dịch FeSO4 + H2SO4 loãng
b- Dung dịch MnSO4
Giải thích và viết ptpư.
25- Tiến hành nhiệt phân KClO3 điều chế khí oxi từ theo hai phương pháp sau:
- Nhiệt phân KClO3

- Nhiệt phân hỗn hợp KClO3 + KMnO4
Hỏi phương pháp nào Xẩy ra dễ hơn? Tại sao?
26-a. Xét Xem ở 25oC có thể điều chế khí clo bằng cách cho dung dịch KMnO 4 1M tác dụng với
dung dịch axit HCl 0,01M được không?
b. Trong PTN, người ta tiến hành điều chế khí clo từ KMnO 4 và axit HCl như thế nào? Tại sao
làm như vậy?
Cho biết : E0 (MnO/ Mn2+) = 1,51V; Eo ( Cl2/2Cl-) = 1,36V.
II.5. Các hợp chất Tc – Re
1. Hợp chất Tc(VI) - Re(VI)
Hợp chất (VI) của Tc và Re khá bền, ví dụ ReF6, ReCl6, ReOF4, ReOCl4, ReO3.
Số phối trí bằng 6 (d2sp3) hoặc 4 (d3s hay sp3). Đối với Re còn có số phối trí 8 (d4sp3): K2[ReF8]
Các hợp chất VI bị nước phân huỷ mạnh:
3TcF6 + 12H2O = 2HTcO4 + Tc(OH)4 + 18HF
3ReOF4 + 9H2O = 2HReO4 + Re(OH)4 + 12HF
Có tính khử mạnh:
4K2IO4 + O2 + H2O = 4KIO4 + 4KOH
2. Hợp chất Tc(VII) - Re(VII)
Độ bền tăng trong dãy Mn(VII) – Tc(VII) – Re(VII).
II.6. Bài tập tổng hợp
27- Cho dãy oxit và dãy hidroxit của mangan:
a) MnO - Mn2O3 - MnO2 - Mn2O7
b) Mn(OH)2 - Mn(OH)3 - Mn(OH)4 - H2MnO4 - HMnO4.
Hãy nêu và giải thích sự biến thiên tính axit- bazơ trong mối dãy trên.
28- Có thể điều chế HMnO4 bằng các phương pháp sau đây hay không:


- Cho dung dịch H2SO4 tác dụng với muối pemanganat.
- Sục khí CO2 tới dư vào dung dịch kali manganat.
- Cho tinh thể (NH4)2SO4 vào dung dịch kali manganat.
29- Từ MnO2 và các hóa chất vô cơ cần thiết, hãy điều chế: MnSO4; K2MnO4; KMnO4; HMnO4;

Mn2O7; Ba(MnO4)2.
30- Viết các phương trình điều chế clo sau:
a) KMnO4+ HCl

b) K2Cr2O7 + HCl

c) PbO2 + HCl

Hãy cho biết điều kiện và phạm vi ứng dụng của các phản ứng trên. Muốn điều chế một lượng
nhỏ khí clo nên dùng phản ứng nào? Tại sao? Cho các giá trị thế điện cực dưới đây:
MnO/Mn2+= 1,52V; Cr2O/Cr3+= 1,33V; PbO2/Pb2+ =1,46V; Cl2/2Cl- = 1,36V.
31. Hoàn thành sơ đồ phản ứng (ghi rõ điều kiện nếu có):
MnSO4
Mn(OH)2 MnO2
K2MnO4 KMnO4
MnSO4
MnO2
32. Hãy giải thích tại sao trong phép chuẩn độ pemanganat (ví dụ chuẩn độ axit oIalic trong môi
trường axit sunfuric) người ta luôn để KMnO 4 ở trên buret? Có thể để KMnO 4 ở trong bình lắc
tam gXác được không? Tại sao?

CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIIB. HỌ SẮT
Fe - Co - Ni
II.1. Đặc điểm chung các nguyên tố nhóm VIIIB
Lí thuyết
Thế điện cực của Fe, Co, Ni
Trong môi trường axít
-0,44V
Fe3+ +0,77V Fe2+

Trong môi trường bazơ:
Fe

Fe(OH)3

-0,56V

-0,04V

Co3+

+1,95V

Co2+

+1,56V

Ni2+

-0,88V

Fe

-0,77V
-0,29V

+0,17V

Co

-0,71V

Co(OH)3

+0,46V

NiO2

Fe(OH)2

Co(OH)2

Co

-0,42V
-0,26V

Ni

NiO2

+0,49V

Ni(OH)2

-0,72V

Ni

Bảng 11-1. Đặc điểm của các nguyên tố Fe, Co, Ni

Ki
m
loại

Z

Fe

26 [Ar]3d64s2

Co

27 [Ar]3d74s2

Cấu hình
I1
electron
762,
5
760,

Năng lượng ion hóa, kJ/mol

R ion

I2

I3

I4

I5

I6

1561

2957

5290

7240

9600

1646

3232

4950

7670

9840

R n tử

M2+

M3+

1,26

0,80

0,67

1,25

0,78

0,64


Ni

28 [Ar]3d84s2

4
737,
1

1753

3393

5300

7280

1040
0

1,24

0,74

-

Câu hỏi
1- Hãy cho nhận xét và giải thích về các đặc điểm sau đây của các nguyên tố nhóm sắt
- Đặc điểm lớp electron hóa trị.
- Sự biến thiên bán kính nguyên tử.
- Sự biến đổi năng lượng ion hoá?
2. a. Trong dãy Fe - Co - Ni, độ bền hợp chất với số oII hóa +2 tăng lên và độ bền số oII hoá +3 giảm xuống. Giải
thích nguyên nhân?
b. Dựa vào thuyết VB, giải thích tại sao Fe, Co, Ni thuộc nhóm VIIIB nhưng không tạo được số oII hóa +8? Số
oII hoá cao nhất có thể có của chúng là bao nhiêu?
3. Từ các giá trị thế điện cực hãy:
a. Dự đoán về hoạt tính hoá học của Fe, Co, Ni.
b. Nhận xét về độ bền các trạng thái oII hoá của sắt, coban, niken trong môi trường aIIt và bazơ?
II.2. Trạng thái thiên nhiên - Thành phần đồng vị
Câu hỏi
4. a. Nhận xét chung về trạng thái tồn tại và hàm lượng nguyên tố của Fe, Co, Ni trong tự nhiên?
b. Trong tự nhiên, Fe, Co, Ni tồn tại ở các khoáng vật chính nào? Khoáng vật nào có ứng dụng thực tế điều chế
kim loại.
c. Cho biết các đồng vị tự nhiên và % số nguyên tử mỗi đồng vị của Fe, Co, Ni.
II.2.2. Tính chất vật lí
Lí thuyết
Bảng 11-2. Các hằng số vật lí quan trọng của Fe, Co, Ni

Tính chất

Fe

Co

Ni

Khối lượng riêng (g/cm3)
Nhiệt độ nóng chảy, oC
Nhiệt độ sôi, oC
Độ dẫn điện (so với Hg = 1)
Độ cứng (so với kim cương=10)
Nhiệt thăng hoa, kJ/mol

7,91
1536
2880
10
4-5
418

8,90
1495
3100
10
5,5
425

8,90

1453
3185
14
5
424

Câu hỏi
5- a. Nhận xét về đặc điểm bên ngoài của các kim loại Fe, Co, Ni.
b. Nêu nhận xét về các tính chất vật lí: nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, nhiệt thăng hoa, độ cứng, độ dẫn điện,
dẫn nhiệt, khối lượng riêng của các nguyên tố họ sắt? Giải thích?
6- a. Sắt là kim loại đa hình. Hãy cho biết các dạng đó tồn tại ở điều kiện nào?
b. Fe- và Fe- đều có kiến trúc lập phương tâm khối, hãy giải thích tại sao:
- Fe- và Fe- có khối lượng riêng khác nhau (tương ứng là 7,927 g/cm3 và 7,371 g/cm3).
- Dạng Fe- có tính sắt từ, dạng Fe- thuận từ?
II.3. Tính chất hóa học


Lí thuyết
1- Tác dụng với phi kim: - Hidro - Nhóm IVA (cacbon, siclic) – Nhóm VA (nitơ, photpho) – Nhóm VIA (oII, lưu
huỳnh, selen, telu) – Nhóm halogen.
2- Tác dụng với hơi nước.
3- Tác dụng với aIIt: - HCl, H2SO4 loãng

- HNO3 đặc và loãng, H2SO4 đặc.

4- Tác dụng với dung dịch muối

5- Tác dụng của Fe với dung dịch kiềm

Câu hỏi

7- a. Viết các ptpư (ghi rõ điều kiện) khi cho Fe tác dụng với
- Các phi kim: oII; lưu huỳnh ; halogen.

- H2O

- Các aIIt H2SO4 loãng; H2SO4 đặc, nóng.

- Các dung dịch muối FeCl3, CuSO4.

Cho các giá trị thế điện cực Fe3+/Fe2+ = 0,77V; Fe2+/Fe = - 0,44V.
b. Giải thích và viết phương trình ăn mòn của hợp chất Fe-C trong không khí ẩm?
8- Khi cho Fe phản ứng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng có thể tạo thành muối Fe3+ được không. Giải thích?
Cho: Fe3+/Fe2+ = 0,77V; Fe2+/Fe = - 0,44V; Fe3+/Fe = - 0,04V .
9- Khi cho coban kim loại tác dụng với dung dịch aIIt HCl 1M , sản phẩm thu được là CoCl2 hay CoCl3? Tại sao?
Cho : E0 (Co2+/Co ) = - 0,28V; E0 (Co3+/Co2+) = 1,80V; E0 (Co3+/Co) = 0,46V.
II.4. Phức chất cacbonyl của sắt(0), coban(0), niken(0)
Câu hỏi:
10- Giải thích sự hình thành liên kết trong phân tử Fe(CO)5, Co2(CO)8, Ni(CO)4. Nêu cách điều chế, tính chất và
ứng dụng của các hợp chất này.
II.5. Hợp chất sắt(II), coban(II), niken(II)
II.5.1. Hợp chất sắt(II)
Lí thuyết
1. Cấu tạo
1- Từ cấu hình hình electron của ion Fe2+ hãy dự đoán:
- Hoạt tính hoá học

- Số phối trí đặc trưng

- Từ tính.

2. Tính chất vật lý: Nhận xét về độ tan các và màu sắc hợp chất Fe(II). Tại sao ion Fe 2+ trong nước có màu
nhạt?
3. Tính chất hoá học:
- Tính bazơ (tác dụng với aIIt)

- Tính aIIt (phản ứng với kiềm, phản ứng tạo phức).

- Tính khử (môi trường aIIt và môi trường kiềm). Trong môi trường nào Fe(II) thể hiện tính khử mạnh
hơn? Tại sao?
1- Sắt(II) oIIt

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

- Tính chất hóa học: Tính bazơ (phản ứng với dung dịch axít); tính khử (phản ứng với oII, HNO 3, H2SO4 đặc...).
- Điều chế.
2- Sắt(II) hidroIIt

- Trạng thái, màu sắc, tính tan: Fe(OH)2

Fe2+ + 2OH- T = 8,0.10-16


Fe(OH)2

Fe(OH)+ + OH-

Kb = 3,0.10-10

Fe(OH)2

H+ + HFeO

Ka = 8,0.10-20

- Tính chất hóa học: Tính bazơ (phản ứng với dung dịch aIIt); tính khử (phản ứng với oII không khí, Cl 2, H2O2,
HNO3, H2SO4 đặc…), tính aIIt rất yếu (tan trong kiềm đặc nóng).
- Điều chế.
3- Muối sắt(II):

- Màu sắc, tính tan.

Tính tan: đa số các muối Fe(II) đều dễ tan trong nước. Các muối ít tan là:
Tt

FeCO3

FeS

3,5.10-11

5,0.10-18

FeC2O4
2,0.10-7

FeS2
6,3.10-31

Fe4[Fe(CN)6]3
3,0.10-41

- Màu sắc ion Fe2+ trong dung dịch nước.
- Tính chất hóa học : Phản ứng thủy phân;
[Fe(H2O)6]2+ + H2O

[Fe(H2O)5(OH)]+ + H3O+ pKa = 6,74.

Tính khử (phản ứng với oII, Cl2, H2O2, KMnO4, HNO3, H2SO4 đặc…).
4FeSO4 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)SO4
- Khả năng tạo muối kép: M2SO4.FeSO4.12H2O.
M = NH muối Mo (Mohr).
4- Phức chất sắt(II):
- Hemoglobin:
Câu hỏi
11- a. Fe(OH)2 có phải là hidroIIt lưỡng tính không? Tính aIIt hay tính bazơ mạnh hơn?
b. Viết ptpư của Fe(OH)2 với oII không khí, Cl2, H2O2, HNO3, H2SO4 đặc, NaOH đặc nóng.
12- a. Chứng minh rằng về mặt nhiệt động học, Fe(OH) 2 có thể chuyển thành Fe(OH)3 trong môi trường trung
tính khi tiếp xúc với oII không khí.
b. Phản ứng đó thực tế diễn ra như thế nào và có ứng dụng gì?
Cho Tt Fe(OH)2 = 8.10-16 ; Tt Fe(OH)3 = 6,3.10-38 ; = 0,77V ; P= 0,2 atm.
13- Viết các ptpư khi cho dung dịch FeSO4 tác dụng với
- KMnO4 + H2SO4
- Dung dịch AgNO3
- Dung dịch AgNO3
- O2 + H2SO4
- Dung dịch HNO3 loãng
- Dung dịch nước clo
- Dung dịch NaNO2 + H2SO4
- NaClO + H2SO4
- Dung dịch H2SO4 đặc.

14- a. Nêu bản chất các liên kết trong tinh thể FeSO4.7H2O?
b. FeSO4.7H2O để trong không khí ẩm dần chuyển thành màu nâu đỏ. Giải thích và viết ptpư.
c. Khi sục khí NO vào dung dịch FeSO4 tạo ra phức chất màu nâu tối kém bền. Hãy viết phương trình phản ứng
và dự đoán về bản chất liên kết trong phức chất này?
15- Viết các phương trình phản ứng khi cho FeCO3 tác dụng với
a- Dung dịch H2SO4 loãng
b - Dung dịch H2SO4 đặc, nóng
c- Dung dịch HNO3 loãng
d - CO2 + H2O


Trong nước, các tinh thể lớn cuả FeCO 3 có thể bị hoà tan hoàn toàn khi sục CO 2 đến dư hay không? Giải thích?
Cho Tt Fe(OH)2 = 8.10-16.
16- a. Viết phương trình phản ứng nhiệt phân các muối FeSO 4; FeCO3; Fe(NO3)2; FeS2 trong điều kiện có và
không có không khí.
b. Trong không khí ẩm, quặng pirit sắt bị oII hoá chậm tạo thành sắt(II) sunfat và hợp chất này bị oII hoá một
phần thành sắt(III) sunfat. Hãy:
- Viết các phương trình phản ứng
- Dự đoán về hàm lượng sắt trong nước ngầm ở các vùng gần mỏ quặng pirit sắt?
17- a. Tính thế khử chuẩn của cặp [Fe(CN)6]3-/[Fe(CN)6]4-.
Biết = 0,77V và các hằng số bền: [Fe(CN)6]4- = 8.1036; [Fe(CN)6]3-= 8.1043.
b.Từ kết quả trên hãy so sánh tính khử của ion Fe2+ ở dạng [Fe(CN)64- và [Fe(H2O)6]2+.
18- a. Viết ptpư nhận biết ion Fe2+ trong dung dịch bằng K3[Fe(CN)6].
b. Tiến hành các thí nghiệm sau:
- Sục khí H2S vào dung dịch FeSO4.

- Cho dung dịch Na2S vào dung dịch FeSO4.

Nêu hiện tượng xảy ra và viết các phương trình phản ứng. Có thể điều chế FeS theo hai cách trên đây hay không?
Cho: Tt FeS = 5.10-18 ; Tt Fe(OH)2 = 8.10-16; K1 (H2S) = 1.10-7 ; K2 (H2S) = 1.10-14

19- Dung dịch A chứa FeSO 4 0,5M và được duy trì môi trường pH = 0 bằng dung dịch H 2SO4. Sục không khí dư
vào A.
Tính nồng độ các ion sắt trong dung dịch A khi cân bằng.
Cho: Fe3+/Fe2+ = 0,77V ; O2, H+/H2O = 1,23V.
II.5.2. Hợp chất coban(II)
Lí thuyết
1. Cấu tạo
1- Từ cấu hình hình electron của ion Co2+ hãy dự đoán:
- Hoạt tính hoá học

- Số phối trí đặc trưng

- Từ tính.

2. Tính chất vật lý: Nhận xét về độ tan các và màu sắc hợp chất Co(II). Màu sắc ion Co2+ trong nước?
3. Tính chất hoá học:
- Tính bazơ (tác dụng với aIIt)

- Tính aIIt (phản ứng với kiềm, phản ứng tạo phức).

- Tính khử (môi trường aIIt và môi trường kiềm). Trong môi trường nào Co(II) thể hiện tính khử mạnh
hơn? Tại sao?
1- Coban (II) oIIt
- Trạng thái, màu sắc: chất rắn, màu lục thẫm.
- Tính chất hoá học: Tính bazơ, tính aIIt yếu (tan trong dung dịch kiềm mạnh đặc nóng tạo
thành dung dịch màu xanh lam chứa [Co(OH)4]2-).
CoO + O2 = Co3O4 ( 400 – 7000C).
2- Coban (II) hidroIIt

- Trạng thái, màu sắc, tính tan: Tt = 6,3.10 -13. Tinh thể màu tím thẫm, dạng vừa kết tủa màu
xanh chàm do có tạp chất muối bazơ.
- Tính chất hóa học
Tính lưỡng tính, nhưng tính bazơ mạnh hơn (dễ tan trong aIIt, tan trong kiềm đặc nóng tạo
thành dung dịch màu tím xanh:
Co(OH)2 + 2NaOH (50%, nóng) = Na2[Co(OH)4].
Tính khử: oII hóa chậm trong không khí, chuyển thành Co(OH) 3 màu hung; tác dụng với
NaClO, Cl2, Br2, H2O2 trong môi trường kiềm:
4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3
2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3
2Co(OH)2 + Cl2 + 2NaOH = 2Co(OH)3 + 2NaCl
Phản ứng

tạo phức với dung dịch NH3, dung dịch KCN…

Co(OH)2 + 6NH3 (đặc) = [Co(NH3)6](OH)2 (vàng)
3- Muối Co(II)
- Trạng thái, màu sắc, tính tan:
[Co(H2O)6]2+ + H2O

[Co(H2O)5(OH)]+ + H3O+

pKa = 8,90.

Đa số các muối Co(II) đều dễ tan trong nước. Các muối ít tan là:
CoCO3
Tt:

1.10-10

-CoS
4.10-21

-CoS

CoC2O4

2.10-25

Co2[Fe(CN)6]

6,3.10-8

Co(IO3)2

4,8.10-38

1.10-4

- Tính khử: Tác dụng với các chất oII hóa mạnh như NaClO, Br 2, Cl2, H2O2 trong môi trường
kiềm tạo ra Co(OH)3, trong môi trường aIIt hầu như không thể hiện tính khử.
2CoCl2 + NaClO + 4NaOH + H2O = 2Co(OH)3 + 5NaCl
2CoCl2 + H2O2 + 4NaOH = 2Co(OH)3 + 4NaCl
- Khả năng tạo phức chất của Co2+.
Các phức bát diện trường yếu: [Co(H2O)6]2+, [Co(NH3)6]2+; [CoF6]4Các phức bát diện trường mạnh: [Co(CN)6]4-, [Co(NO2)6]4Các phức tứ diện

: [CoCl4]2- , [CoBr4]2-, [Co(OH)4]2-, [Co(SCN)4]2-

II.5.3. Hợp chất Niken(II)
Lí thuyết

1. Cấu tạo
1- Từ cấu hình hình electron của ion Ni2+ hãy dự đoán:
- Hoạt tính hoá học

- Số phối trí đặc trưng

- Từ tính.

2. Tính chất vật lý: Nhận xét về độ tan các và màu sắc hợp chất Ni(II). Tại sao ion Ni 2+ trong nước có màu
đậm?
3. Tính chất hoá học:
- Tính bazơ (tác dụng với aIIt)

- Tính aIIt (phản ứng với kiềm, phản ứng tạo phức).


- Tính khử (môi trường aIIt và môi trường kiềm). Trong môi trường nào Ni(II) thể hiện tính khử mạnh
hơn? Tại sao?
1- Niken(II) oIIt: - Trạng thái, màu sắc là chất bột màu xanh, không tan trong nước. pT = 15,77
NiO + 7H2O = [Ni(H2O)6]2+ + 2OH- Tính chất hóa học Tính oII hóa: hidro khử thành kim loại khi nung nóng; tác dụng với dung
dịch aIIt tạo ra muối Ni(II).
2- Niken(II) hidroIIt
- Trạng thái, màu sắc là kết tủa màu xanh: Tt = 6,3.10-18.
- Tính chất hóa học Tính bazơ mạnh hơn (dễ tan trong aIIt tạo thành dung dịch màu xanh); phản ứng tạo phức với
dung dịch NH3.
Ni(OH)2 + Cl2 + KOH (đặc) = Ni(OH)3 + KCl + H2O
Ni(OH)2 + K2S2O8 + 2KOH (đặc) + (n-2)H2O = NiO2.nH2O (đen) + 2K2SO4.
3- Muối Ni(II)
- Trạng thái, màu sắc, tính tan:
[Co(H2O)6]2+ + H2O

[Co(H2O)5(OH)]+ + H3O+

pKa = 10,92.

Đa số các muối Ni(II) đều dễ tan trong nước. Các muối ít tan là:
NiCO3

-NiS

-NiS

Tt: 1,3.10-7 3,2.10-19

NiC2O4

Ni(CN)2

1,0.10-24 4,0.10-10

Ni2[Fe(CN)6]

3,0.10-23

1,3.10-15

Ni(ClO3)2
1,0.10-4

Ni(IO3)2

1,4.10-8

- Khả năng tạo phức chất của Ni(II)
Các phức bát diện trường yếu: [Ni(H2O)6]2+, [Ni(NH3)6]2+
Các phức vuông phẳng trường mạnh: [Ni(CN)4]2Các phức vuông phẳng trường yếu: [NiCl4]2Câu hỏi
20- a. So sánh độ tan của Ni(OH)2 trong nước và trong dung dịch NH3 ở điều kiện chuẩn.
Cho: Tt Ni(OH)2 = 6,3.10-18 ; Kb [Ni(NH3)4]2+ = 3.107.
b. Hoàn thành sơ đồ phản ứng:
NiSO4Ni(OH)3 Ni(OH)2 NiSO4 Ni(CN)2 K4[Ni(CN)6] NiSO4 [Ni(NH3)6]SO4
II.6. Hợp chất sắt(III), coban(III), niken(III)
II.6. Hợp chất sắt(III)
Lí thuyết:
1. Cấu tạo
1- Từ cấu hình hình electron của ion Fe3+ hãy dự đoán:
- Hoạt tính hoá học

- Số phối trí đặc trưng

- Từ tính.

2. Tính chất vật lý: Nhận xét về độ tan các và màu sắc hợp chất Fe(III). Màu sắc ion Fe2+ trong nước?
3. Tính chất hoá học:


- Tính bazơ (tác dụng với aIIt)

- Tính aIIt (phản ứng với kiềm, phản ứng tạo phức).

- Tính oII hoá:
- Tính khử (môi trường kiềm).

1- Sắt(III) oIIt
- Trạng thái, màu sắc, tính tan. (hematit đỏ, hematit nâu).
- Tính chất hóa học - Tính bazơ (phản ứng với dung dịch axít); tính aIIt :
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O
- Tính oII hóa (nung nóng với C, CO, H2, Al...);
- Tính khử: (Thể hiện khi nấu chảy với hỗn hợp KNO3 và KOH hoặc nấu chảy với Na2O2).
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO2 + 3KNO2 + 2H2O
Fe2O3 + 3Na2O2 = 2Na2FeO2 + Na2O
- Điều chế.
2- Sắt(III) hidroIIt

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

- Tính chất hóa học
Fe(OH)3 = Fe3+ + 3OH-

Tt = 6,3.10-38

Fe(OH)3 = Fe(OH)22+ + OH-

K = 1,0.10-17

Tính bazơ (phản ứng với dung dịch axít); tính aIIt yếu ( đun nóng với dung dịch kiềm đặc
hoặc nung nóng chảy với hợp chất có tính kiềm như Na 2CO3, K2CO3…); phản ứng nhiệt phân, tính khử (tác
dụng với Cl2 khi có mặt NaOH đặc..
- Điều chế: cho dung dịch muối Fe(III) tác dụng với một tác nhân như bazơ kiềm, dung
dịch NH3, dung dịch cacbonat kim loại kiềm.
3- Muối sắt(III): - Màu sắc, tính tan.
- Màu sắc ion Fe3+ trong dung dịch nước.

- Tính chất hóa học

- Phản ứng thủy phân:

Tính oII hóa: Tác dụng với hidro mới sinh, khí SO 2, Zn và các dung dịch Na2SO3, H2S,
KI, SnCl2, khí Cl2 khi có mặt NaOH đặc.
2FeCl3 + HCl đặc + H[SnCl3] = 2FeCl2 + H2[SnCl6]
- Khả năng tạo muối kép: Muối Mo (Mohr).
4- Phức chất sắt(III):
Phức chất [FeF6]3- (Kb= 1,2.1016) , [Fe(CN)6]3- (Kb=8.1043).
Phức chất [Fe(SCN)x]-(x-3) : x = 16.
Câu hỏi
21- Từ cấu hình electron của Fe3+, hãy nhận xét chung về hoạt tính hóa học của các hợp chất Fe(III).
22- Viết các phương trình phản ứng khi:
a. Nấu chảy Fe2O3 với các chất sau: NaOH; Na2CO3; Na2O2; hỗn hợp KNO3 + KOH.


b. Cho dung dịch FeCl3 tác dụng với hidro mới sinh, khí SO2, Zn và các dung dịch Na2SO3, H2S, KI, SnCl2, khí
Cl2 khi có mặt NaOH đặc.
23- Xét xem ở điều kiện chuẩn có thể kết tủa hoàn toàn ion Fe 3+ khi cho muối Fe(III) tác dụng với dung dịch
NH3 hay không?
Cho: Tt Fe(OH)3 = 6,3.10-38; Kb(NH3) = 1,8.10-5.
24- a. Xét xem ở điều kiện chuẩn Fe3+ có oII hóa được ion Br- và ion I- không?
b. Có thể thay đổi chiều của các phản ứng trên bằng cách thay đổi nồng độ các chất trong dung dịch được không?
Giải thích cụ thể.
Biết: = 0,77V ; = 1,07V ; = 0,54V
25- a. Trong dung dịch nước, ion Fe2+ có tính khử mạnh nhất là trong môi trường kiềm; ion Fe3+ có tính oII hoá
mạnh nhất trong môi trường aIIt . Hãy lấy ví dụ để minh hoạ.
b. Viết phương trình phản ứng nhận biết ion Fe3+ trong dung dịch bằng K4[Fe(CN)6].
26- Viết các phương trình phản ứng khi cho dung dịch B chứa FeSO4 + Fe2(SO4)3 lần lượt tác dụng với

a. Dung dịch (KMnO4 + H2SO4 loãng );

c. Dung dịch Na2CO3

b. Dung dịch NaOH đặc nóng

d) Dung dịch H2S

27- Thực nghiệm đo momen từ spin của các phức K 3[FeF6] và K3[Fe(CN)6] tương ứng là = 5,9 và = 1,8. Giải
thích kết quả thực nghiệm trên bằng các thuyết liên kết hoá trị, thuyết trường tinh thể và thuyết MO .
28- a. Kali feriIIanua là một chất oII hoá mạnh đặc biệt là trong môi trường kiềm. Hãy lấy 2 ví dụ để minh hoạ
tính chất này.
b. Có thể điều chế kali feriIIanua bằng cách cho dung dịch muối Fe 3+ tác dụng với dung dịch KCN được không?
Tại sao? Thực tế thường điều chế kali feriIIanua bằng cách nào?
II.6.2. Hợp chất coban(III)
Lí thuyết
1- Coban(III) oIIt - Trạng thái, màu sắc

- Tính chất hóa học

Tính oII hóa: hidro khử thành kim loại khi nung nóng; tác dụng với dung dịch HCl giải
phóng Cl2; với H2SO4 giải phóng O2:
2- Coban(III) hidroIIt
- Trạng thái, màu sắc, tính tan: Tt = 4.10-45.
- Tính chất hóa học
Tính lưỡng tính: Tan trong aIIt tạo muối Co(III) không bền, tan trong kiềm đặc dư tạo thành
muối hidroxo chứa [Co(OH)6]3-.
3- Muối Co(III):

- Tính oII hoá mạnh:

- Khả năng tạo phức chất của Co3+:
Phức bát diện trường yếu

: [CoF6]4- (phức trường yếu duy nhất)

Các phức bát diện trường mạnh : [Co(NH3)6]3+ , [Co(CN)6]4-, [Co(NO2)6]4-…
- Coban(III) oIIt: - Trạng thái, màu sắc: là chất bọt màu nâu sẫm, nung đến 600 oC chuyển thành chất bột Co3O4
màu đen và ở trên 1300oC chuyển thành CoO.


- Tính chất hóa học: Tính oII hóa: hidro khử thành kim loại khi nung nóng; tác dụng với
dung dịch HCl giải phóng Cl2; với H2SO4 giải phóng O2:
Co2O3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 3H2O
2Co2O3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 4H2O
- Coban(II, IV) oIIt: - Trạng thái, màu sắc: là chất bọt màu đen, nung ở trên 1300oC chuyển thành CoO.
- Tính chất hóa học: Tính oII hóa: hidro khử thành kim loại khi nung nóng; tác dụng với
dung dịch HCl giải phóng Cl2:
Co3O4 + 8HCl = 3CoCl2 + Cl2 + 4H2O
Co3O4 có cấu trúc tương tự như Mn 3O4, nghĩa là có ion kim loại hóa trị II và hóa trị IV, được xem là muối của
Co(II): Co2II[CoIVO4].
- Co(OH)3:

- Trạng thái, màu sắc: là chất bột màu nâu đen, không tan trong nước (Tt =4.10-45).

- Tính chất hóa học: Tính lưỡng tính: tan trong aIIt tạo muối Co(III), tan trong kiềm đặc dư
tạo thành muối hidroxo:
Co(OH)3 + 3KOHđặc nóng = K3[Co(OH)6].
- Muối Co(III): Các muối coban(III) đều không bền, tự phân hủy. Trong các halogenua thì CoF 3 bền nhất và tách
ra được ở trạng thái bột màu hung.
2CoCl3 = 2CoCl2 + Cl2

2Co2(SO4)3 + 2H2O = 4CoSO4 + O2 + 2H2SO4
Câu hỏi
29- a. Hãy trình bày sự thay đổi màu sắc của muối CoCl 2.6H2O tuỳ theo hàm lượng nước kết tinh khi tăng nhiệt
độ?
b. Trong dung dịch nước, muối CoCl2 tồn tại ở 2 dạng sau:
[Co(H2O)6]2+ + 4Cl(xanh)

[CoCl4]2- + 6H2O
(hồng)

Hãy cho biết màu sắc của dung dịch sẽ biến đổi như thế nào khi:
- Pha loãng dung dịch.

- Đun nóng dung dịch

- Thêm vài giọt dung dịch HCl đặc.

30- Cho các giá trị thế điện cực chuẩn:
[Co(H2O)6]3+ + 1e = [Co(H2O)6]2+

Eo = 1,95V

[Co(CN)6]3- + 1e = [Co(CN)6]4- Eo = -0,83V

[Co(NH3)6]3+ + 1e = [Co(NH3)6]2+

Eo = 0,10V

O2 + 4H+ (10-7M) = 2H2O

Eo = 0,82V

Từ các giá trị trên hãy cho biết ở điều kiện chuẩn:
a. Ion Co2+ ở dạng nào có thể bị oII hoá thành Co3+ bằng oII?
b. Ion Co3+ ở dạng nào có thể oII hoá nước giải phóng oII?
Nêu nhận xét và giải thích kết quả thu được.
31- Co(OH)3 màu hung có thể được điều chế bằng các phương pháp sau:
- OII hóa chậm Co(OH)2 trong không khí ẩm.
- Cho muối Co2+ (CoSO4) tác dụng với NaClO; Cl2; Br2; H2O2 trong môi trường kiềm (NaOH).
Viết các phương trình phản ứng.


32- Viết các phương trình phản ứng khi cho Co(OH) 3 tác dụng với dung dịch HCl đặc; dung dịch H 2SO4 loãng;
dung dịch KOH đặc, dư, đun nóng.
33- Hoàn thành phương trình phản ứng:
Cu3[Co(CN)6]2K3[Co(CN)6] K4[Co(CN)6] CoCl2  Co(OH)3  K3[Co(OH)6]  CoSO4
34. b. Kali feriIIanua là một chất oII hoá mạnh đặc biệt là trong môi trường kiềm. Hãy lấy 2 ví dụ để minh hoạ
tính chất này.
b- Có thể điều chế kali feriIIanua tương tự như điều chế Kali feroIIanua được không? Tại sao? Thực tế
thường điều chế kali feriIIanua bằng cách nào?
Cho biết:

Kb của [Fe(CN)6]4- = 7,94.1036
Kb của [Fe(CN)6]3- = 7,94 . 1043

35- Hòa tan a gam hỗn hợp kim loại Fe và Cu (Fe chiếm 30% về khối lượng) bằng 50 mL dung dịch HNO 3 63%
(d = 1,38 g/mL) khuấy đều tới khi phản ứng hoàn toàn thu được chất rắn A cân nặng 0,75a gam, dung dịch B và
7,3248 lít hỗn hợp khí NO2 và NO ở 54,60C và 1atm.
a. Viết các phản ứng có thể xảy ra
b. Cô cạn dung dịch B thu được muối gì? khối lượng là bao nhiêu?

36- Cho mẫu Fe- ở nhiệt độ thường. Khoảng cách ngắn nhất giữa 2 hạt nhân nguyên tử trong tế bào nguyên tố
là 2,48 antron. Mạng lưới tinh thể Fe- có kiến trúc lập phương tâm khối và được xem là lý tưởng.
a. Tính số nguyên tử Fe trong mẫu Fe đã cho.
b. Tính khối lượng riêng của Fe ở nhiệt độ thường.

BÀI TẬP KIM LỌI NHểM VII B VÀ HỢP CHẤT
CÂU 2: Để đánh giá lượng oxi tan vào nước, trong không khí ở điều kiện thường, người ta thực
hiện thí nghiệm: cho 100ml nước có MnSO 4 dư và NaOH lắc kỹ hỗn hợp mà không cho tiếp xúc
với không khí. Sau đó thêm axit dư rồi cho KI dư vào hỗn hợp, lắc kỹ thu được hỗn hợp A.
Chuẩn độ A cần dùng hết 10,5 ml dd Na2S2O3 9,8.10-3 M. Cho oxi chiếm 20% thể tích không khí
và áp suất khí quyển là 1 atm.
a/ Viết phương trình phản ứng dạng ion
b/ Tại sao trong thao tác đầu lại phải tránh không cho không khí tiếp xúc với hỗn hợp?
c/ Tính K của quá trình hòa tan O2 vào H2O ở điều kiện thường?
Hướng dẫn
a/ Mn2+ + 2OH- ---> Mn(OH)2 ↓;
2Mn3+ + 3I- ---> 2Mn2+ + I32Mn(OH)2 + O2 ---> 2MnO(OH)2 ↓;
I3- + 2S2O32- ---> S4O62- + 3I2MnO(OH)2 ↓ + 4H+ + Mn2+ ---> 2Mn3+ + 3H2O
b/Không cho tiếp xúc với không khí để đảm bảo p/ư oxh Mn3+ là do oxi tan trong dd.
c/ Coxi = 0,257.10-3 M
K =(O2)/PO2 = 0,257.10-3/0,2 = 1,2585.10-3
Câu 2: Quy trình phân tích crom trong mẫu thép không gỉ chứa Fe, Cr và Mn được tiến hành như
sau:
Pha dung dịch chuẩn FeSO4: Hòa tan 11,0252 gam muối Mohr( FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O) vào
bình định mức 250ml có H2SO4 và định mức đến vạch bằng nước cất.
1) Tính nồng độ mol của dung dịch FeSO4 thu được?