“Xây dựng câu hỏi và bài tậpkim loại nhóm VIIB và VIIIB” h18

CHUYÊN ĐỀ

XÂY DỰNG HỆ THỐNG CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP
NHÓM VIIB VÀ VIIIB

MỤC LỤC


2

I. PHẦN MỞ ĐẦU............................................................................................1
1. Lí do chọn đề tài...........................................................................................1
2. Mục đích nghiên cứu.....................................................................................1
II. PHẦN NỘI DUNG...................................................................................... 3
1. Chương 1: Sơ lược lý thuyết về kim loại nhóm VIIB, VIIIB ..................... .3
1.1. Kim loại nhóm VIIB...................................................................................3
1.2. Kim loại nhóm VIIIB.................................................................................4
2. Chương 2: Hệ thống câu hỏi và bài tập về kim loại nhóm VIIB, VIIIB.......6
2.1. Một số bài tập có hướng dẫn......................................................................6
2.2. Bài tập tự luyện........................................................................................21
2.3. Kết quả.....................................................................................................36
III. PHẦN KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ.......................................................38
IV. TÀI LIỆU THAM KHẢO VÀ PHỤ LỤC.................................................40

I. PHẦN MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài


3

Đào tạo và bồi dưỡng học sinh chuyên, học sinh giỏi ở bậc THPT là

một quá trình mang tính khoa học. Để phát huy tính tích cực, tự giác, chủ
động sáng tạo; bồi dưỡng phương pháp tự học cho học sinh nói chung và học
sinh chuyên hóa nói riêng từ đó hình thành thái độ tình cảm hứng thú say mê
học tập đối với bộ môn hoá học thì việc thiết kế tài liệu học tập phù hợp cho
học sinh là một biện pháp giúp cho học sinh có thể dễ dàng trong việc tự học,
tự đọc, tự kiểm tra, đánh giá kết quả học tập.
Để có được kết quả cao trong giảng dạy và bồi dưỡng học sinh chuyên
Hóa tham dự kỳ thi chọn học sinh giỏi các cấp, từ khu vực đến Quốc gia,
Quốc tế thì giáo viên cần tham khảo nhiều nguồn tài liệu, lựa chọn và hệ
thống những kiến thức lí thuyết cơ bản, trọng tâm; sưu tầm những bài tập điển
hình để xây dựng chuyên đề giảng dạy về phù hợp với trình độ sự tiếp thu của
học sinh, đồng thời giúp cho học sinh có một tài liệu tham khảo khá đầy đủ và
phù hợp. Giúp học sinh hiểu sâu và vận dụng được tốt những kiến thức vào
việc giải các bài tập, đáp ứng ngày càng cao chất lượng giảng dạy và học tập
cho học sinh đội tuyển.
Với đề tài: “Xây dựng hệ thống bài tập nhóm VIIB và VIIIB” tôi hy
vọng làm phong phú hơn nguồn tư liệu phục vụ cho công tác giảng dạy và bồi
dưỡng học sinh chuyên Hóa. Đặc biệt tài liệu cũng là sự sưu tầm, tổng kết của
cá nhân tôi với qua thực tiễn giảng dạy học sinh đội tuyển lớp chuyên Hóa và
học sinh đội tuyển của tỉnh tham gia thi chọn học sinh giỏi Quốc gia trong
những năm qua.
2. Mục đích nghiên cứu
Tìm hiểu các tài liệu về cơ sở lí luận liên quan đến đề tài, tóm tắt lý
thuyết, sưu tầm hệ thống các dạng bài tập áp dụng, góp phần giúp học sinh có
cái nhìn đúng đắn và chính xác về cấu tạo và tính chất của các nguyên tố kim
loại nhóm VIIB, VIIIB và hợp chất của chúng.
Hệ thống, tóm tắt lí thuyết của một số kim loại nhóm VIIB, VIIIB
không có trong trương trình THPT; sưu tầm và biên soạn hệ thống bài tập
phần kim loại nhóm VIIB, VIIIB từ cơ bản đến nâng cao phù hợp trong công
tác ôn luyện và tập huấn đội tuyển học sinh giỏi THPT trong các kì thi từ khu

vực như Duyên hải đồng bằng bắc bộ và Trại hè Olympic Hưng Vương đến kì
thi chọn học sinh giỏi Quốc gia và hướng đến là kì thi Olympic Quốc tế
(IChO).


4

Cung cấp cho giáo viên tham gia ôn luyện học sinh giỏi và các em học
sinh giỏi yêu thích bộ môn hóa học thêm một tài liệu tham khảo giúp các em
tự học, tự chiếm lĩnh kiến thức phù hợp và hiệu quả.

II. PHẦN NỘI DUNG
1. Chương 1: Sơ lược lý thuyết về một số kim loại nhóm VIIB, VIIIB


5

1.1. Kim loại nhóm VIIB
Nhóm VIIB gồm các nguyên tố: mangan (Mn), tecneti (Tc) và reni
(Re). Mangan, tecneti và reni có cấu hình electron nguyên tử giống nhau (n1)d5ns2 nên có tính chất giống nhau. Tuy nhiên Tc và Re giống nhau nhiều hốn
với mangan vì chúng có bán kính nguyên tử giống nhau. Các nguyên tố này
có số oxi hóa từ 0 đến +7. Cấu hình electron d 5 bền thể hiện ở năng lượng ion
hóa thứ ba tương đối cao hơn tổng năng lượng ion hóa thứ nhất và thứ hai.
Tuy nhiên, việc mất 2 electron ở ns để trở thành cation M 2+ chỉ đặc trưng ở
Mn, còn Tc và Re có khuynh hướng tạo nên hợp chất với số oxi hóa cao hơn,
nhất là số oxi hóa +7. Mn có số oxi hóa phổ biến là +2, +4 và +7, của Tc là +4
và +7, còn của Re là +3, +4, +5 và +7. Ở trạng thái oxi hóa +7, những nguyên
tố này có những nét tương tự clo.
Trong phạm vi chuyên đề này chúng ta chỉ đề cập kim loại mangan và
hợp chất của mangan.

1.1.1. Mangan
a) Vị trí và cấu tạo
Mangan là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm VIIB, chu kì 4,
có số hiệu nguyên tử là 25.
Cấu hình e nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d54s2 hay viết gọn là [Ar]3d54s2

Mn tạo nên hợp chất có số oxi hóa từ +1 đến +7. Phổ biến hơn cả là +2,
+4 và +7.
Bán kính nguyên tử: 0,13 (nm)
Năng lượng ion hóa I1, I2, I3: 7,43; 15,63; 33,69 (eV)
Độ âm điện: 1,55
Thế điện cực chuẩn EoMn2+/Mn = – 1,18V
Mangan có một số dạng thù hình khác nhau về mạng lưới tinh thể và tỉ
khối, bền nhất ở nhiệt độ thường là α với mạng lưới lập phương tâm khối.
Trong môi trường nước mangan kim loại để chuyển thành ion Mn2+.
b) Tính chất vật lí
Mangan là kim loại màu trắng bạc. Dạng bề ngoài của mangan giống
với sắt nhưng cứng và khó nóng chảy hơn sắt.


6

Mangan là kim loại rất khó nóng chảy và khó sôi, nóng chảy ở 1244 oC,
sôi ở 2080oC, nhiệt thăng hoa 280 kJ/mol.
Khối lượng riêng 7,44 g/cm3.
Độ cứng bằng 5-6/10 kim cương
Mangan tinh khiết dể cán và dễ rèn nhưng khi chứa tập chất trở nên
cứng và giòn. Mangan tạo nên hợp kim với nhiều kim loại.
c) Tính chất hóa học
* Tác dụng với phi kim

Mangan dễ bị oxi không khí oxi hóa nhưng màng oxit Mn 2O3 được tạo
nên lại bảo vệ cho kim loại không bị oxi hóa tiếp tục kể cả khi đun nóng.
Ở dạng bột: 3Mn + 2O2
Mn

+ Cl2

Mn3O4
MnCl2

Mn tác dụng với flo tạo nên MnF3, MnF4.
* Tác dụng với axit
Mn tác dụng mạnh với dung dịch loãng của các axit như HCl, H 2SO4
giải phóng H2.
Mn bị axit nitric không đặc và nguội thụ động hóa giống như crom và
tan trong axit đó khi đun nóng.
3Mn + 8HNO3

3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

* Tác dụng với nước
Trong dãy điện hóa, Mn đứng trước hiđro. Mn không tác dụng với nước
kể cả khi đun nóng. Ở dạng bột nhỏ, Mn tác dụng với nước giải phóng hiđro
Mn + 2H2O

Mn(OH)2 + H2

Phản ứng này xảy ra mãnh liệt khi trong nước có muối amoni và
Mn(OH)2 tan trong dung dịch muối amoni như Mg(OH)2:
Mn(OH)2 + 2

Mn2+ + 2NH3 + 2H2O

* Tác dụng với dung dịch muối
Mangan khử dược những ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa
(có thế điện cục chuẩn lớn hơn – 1,18V).
d) Trạng thái tự nhiên


7

Trữ lượng của Mn trong vỏ trái đất là 0,032%. Khoáng vật chính của
mangan là hausmanit (Mn3O4) chứa khoảng 72% Mn, pirolusit (MnO2) chứa
khoảng 63% Mn, braunit (Mn2O3) và manganit (MnOOH).
e) Sản xuất và điều chế
Gần 95% Mn được sản xuất là dùng để chế thép trong nghành luyện
kim. Mangan có khả năng loại oxi, loại lưu huỳnh trong thép và gang và có
khả năng tạo hợp kim với sắt thành thép đặc biệt nên truyền cho thép những
phẩm chất tốt như khó rỉ, cứng và chịu mài mòn. Người ta dùng hợp kim
feromangan chức 70% - 80% Mn để đưa mangan và thép. Hợp kim đó được
sản xuất trong công nghiệp bằng cách, dùng than cốc khử mangan và sắt ở
nhiệt độ cao:
MnO2 + Fe2O3 + 5C

Mn + 2Fe + 5CO

Mangan kim loại được sản xuất theo phương pháp nhiệt nhôm, dùng
bột Al khử oxit Mn3O4 đã được tạo nên khi nung pirolusit ở 900oC
3MnO2

Mn3O4 + O2

3Mn3O4 + 8Al

9Mn + 4Al2O3

Mangan tinh khiết được điều chế bằng cách điện phân dung dịch
MnSO4. Mangan tinh khiết dùng để chế những hợp kim đòi hỏi thành chính
xác như manganin, nicrom,…
f) Ứng dụng
Thép mangan chứa 1 – 2% Mn dẻo dai và chịu mài mòn được dùng làm
đường ray, trụ mô-tơ, bánh răng. Thép mangan chứa 10 – 15% Mn dùng để
làm những chi tiết rất cứng, chịu mài mòn và chịu va đập như búa và má của
máy đập đá, bi của máy nghiền quặng, ghi đường sắt, gàu của tầu nạo vét
sông và mũ sắt. Thép không rỉ loại không có Ni chứa 14% Cr và 15%Mn chịu
được axit nitric và những khí chứa lưu huỳnh. Manganin là hợp kim của đồng
chứa 12% Mn và 3% Ni có điện trở lớn và ít biến đổi theo nhiệt độ nên được
dùng để làm cuộn điện trở trong các dụng cụ đo điện. Gang kính chứa 5 –
20% Mn.
Mangan có lượng bé trong sinh vật và là nguyên tố quan trọng đối với
sự sống. Đất thiếu Mangan làm cho thực vật thiếu mangan. Điều này có ảnh
hưởng xấu đến sự phát triển xương của động vật. Ion mangan là chất hoạt hóa
số enzim xúc tiến một số quá trình tạo thành chất clorophin (chất diệp lục),
tạo máu và sản xuất những kháng thể nâng cao sức đề kháng cho cơ thể
1.1.2. Một số hợp chất của mangan


8

a) Hợp chất của Mangan(0)

Hợp chất Mn2(CO)10 có màu vàng chói, nóng chảy ở 155oC trong bình
kín và phân hủy ở 110oC thành kim loại và khí CO.
Phân tử có tính nghịch từ và nguyên tử có số oxi hóa bằng không nên
hợp chất là cacbonyl hai nhân trong đó có liên kết kim loại-kimloại.

b) Hợp chất của Mangan(II)
* Mangan (II) oxit
Mangan(II) oxit (MnO) là chất bột màu xám lục, có mạng lưới tinh thể
kiểu MaCl, có thành phần biến đổi từ MnO đến MnO 1,5 và nóng chảy ở
1780oC
Khi đun nóng trong không khí ở khoảng 200 – 300 oC, monooxit biến
thành đioxit:
2MnO + O2

2MnO2

Mangan (II) oxit thường được dùng là chất xúc tác trong tổng hợp hữu
cơ. Nó được điều chế khi nhiệt phân muối mangan(II) cacbonat hay oxalat
trong khí quyển hidro:
MnCO3

MnO + CO2

MnC2O4

MnO + CO2 + CO

hoặc khử các oxit cao của mangan bằng khí H2 hay CO ở nhiệt độ cao.
Ví dụ:

Mn3O4 + H2

3MnO + H2O

* Mangan (II) hiđroxit
Mangan (II) hiđroxit (Mn(OH)2) là kết tủa trắng có thành phần hợp
thức và kiến trúc tinh thể giống Mg(OH) 2. Nó không tan trong nước nhưng
tan khi có mặt muối amoni.
Nó có tính bazơ yếu và tan dễ dàng trong dung dịch axitt tạo thành
muối mangan(II). Thể hiện tính lưỡng tính rất yếu, kết tảu Mn(OH) 2 chỉ tan ít
trong dung dịch kiềm rất đặc, ví dụ theo phản ứng:
Mn(OH)2 + KOH

K[Mn(OH)3]


9

Phức chất hiđroxo này không bền và phân hủy ngay trong dung dịch
kiền đặc. Bời vậy, người ta có thể coi như Mn(OH)2 không phải là lưỡng tính.
Ở nhiệt độ thường, màu trắng của kết tủa dễ chuyển thành màu nâu vì
dễ bị oxi hóa không khí oxi hóa thành MnOOH (hay Mn 2O3.H2O) rồi H2MnO3
(hay MnO2.H2O)
Ví dụ:
Mn(OH)2 + O2

4MnOOH +

2H2O

Mn(II) hidroxit cũng dễ dàng bị oxi hóa bởi HCl và các chất oxi hóa
khác, ví dụ:
Mn(OH)2 + 2KOH + HCl
Mn(OH)2 + H2O2

MnO2 + 2KCl + H2O

H2MnO3 + H2O

Trong phòng thí nghiệm, Mn(OH)2 được điều chế khi cho dung dịch
muối Mangan(II) tác dụng với kềm trong khí quyển hiđro
Mn2+

+

2OH-

Mn(OH)2

* Muối mangan (II)
Mangan(II) tạo muối với tất cả những anion đã biết. Đa số các muối dễ
tan trong nước, trừ MnS, Mn3(PO4)2. Nhiều muối kết tinh ở dạng hidrat, khi
đun tinh thể hidrat mất nước và cuối cùng được muối khan.
Muối Mn(II) thường có màu hồng nhạt, khi tan trong nước cho dung
dịch gần như không màu chứa ion bát diện [Mn(H2O)6]2+.
Trong môi trường axit, trạng thái oxi hóa +2 là bền nhất của mangan,
muối mangan chỉ bị oxi hóa bởi những chất oxi hóa mạnh như PbO, NaBiO 3,
(NH4)2S2O8 thành ion

màu tím.

Các muối mangan(II) ở dạng tinh thể hidrat được điều chế bằng tác
dụng của MnO hay Mn(OH)2 với axit, còn các muối khan được điều chế bằng
phương pháp khô hoặc trong những dung môi không phải là nước, ví dụ:
Mn2(CO)10 + 4N2O4

2Mn(NO3)2 + 4NO + 10CO

c) Hợp chất của Mangan (III)
Trong môi trường kiềm, trạng thái oxi hóa +3 là bền nhất
* Mangan (III) oxit
Mangan(III) oxit là chất bột màu nâu đen không tan trong nước. Tinh
thể mangan(III) oxit có kiến trúc không phải là lập phương, mỗi nguyên tử
Mn được bao quanh bởi 4 nguyên tử O với độ dài là 1,96

. Trạng thái hóa trị


10

của Mn trong oxit ứng đúng với số oxi hóa +3 của nó và oxit có công thức
đơn giản là Mn2O3.
Tác dụng với axit H2SO4 và H3PO4 đặc tạo ra muối mangan(III):
Mn2O3 + 3H2SO4(đặc) → Mn2(SO4)3 + 3H2O
Mn2O3 + H3PO4(đặc) → MnPO4 + 3H2O
Nhưng khi tác dụng với axit H 2SO4 và HNO3 loãng xảy ra phản ứng tự
oxi hóa khử:
Mn2O3 + H2SO4(loãng) → MnO2 + MnSO4 + H2O
Mn2O3 + 2HNO3(loãng) → MnO2 + Mn(NO3)2 + H2O
Oxit Mn2O3 tạo phức chất của mangan (III) khi tan trong axit flohiđric,

axit xianhiđric. No cũng kết hợp với oxi MO của kim loại háo trị hai (Ni, Co,
Zn, Cd) tạo nên oxit hỗn hợp kiểu spinen. Như vậy Mn2O3 gần giống với
Al2O3 và Fe2O3.
Oxit Mn2O3 được điều chế bằng cách nung MnO2 trong không khí ở
550-900oC. Trong tự nhiên Mn2O3 tồn tại dưới dạng khoáng vật braunit.
* Mangan (III) hiđroxit
Mangan (III) hiđroxit không có thành phần đúng với công thức
Mn(OH)3 mà là hidrat Mn2O3.xH2O. Ở 100oC, hiđrat này mất nước biến thành
monohidrat được biểu diễn bằng công thức MnOOH, ở 365 – 400 oC, MnOOH
mất nước tạo thành Mn2O3.
Trong phòng thí nghiệm, mangan(III) hidroxit được điều chế khi cho
chất oxi hóa như Cl2 hay KMnO4 tác dụng với huyền phù MnCO3 trong nước:
3MnCO3 + Cl2

2MnOOH + MnCl2 + 3CO2

8MnCO3 + 2KMnO4 + 6H2O

10MnOOH + 2KOH + 8CO2

Trimangan tetraoxit (Mn3O4) là chất lỏng ở dạng tinh thể nóng chảy ở
1590 C. Trong mạng tinh thể, các ion Mn2+ chiếm lỗ trống tứ diện, các ion
Mn3+ chiếm lổ trống bát diện ở giữa các ion O 2- sắp xếp sít nhau kiểu lập
phương. Như vậy nó là oxit hỗn hợp của mangan (II) và mangan (III).
o

Oxit Mn3O4 tồn tại tồn tại tự do trong thiên nhiên dưới dạng khoáng vật
hausmanit. Oxit đó được điều chế khi nung MnO 2 hay Mn2O3 ở 900oC hoặc
dùng khí H2 khử các oxit đó ở khoảng 200oC.
Ví dụ:

3MnO2

+

2H2

Mn3O4

+

2H2O


11

Ở nhiệt độ cao hơn, các oxit của mangan bị khử thành kim loại.
* Muối mangan (III)
Cation Mn3+ không bền, trong dung dịch dễ bị phân hủy
2Mn3+ + 2H2O

MnO2 +

Mn2+

+ 4H+

Sau đây là một số muối mangan(III) thông dụng:
Mangan(III)florua (MnF3) là chất dạng tinh thể đơn tà màu đỏ, dễ
dàng bị thủy phân:
2MnF3 + H2O

MnO2 + MnF2 + 4HF

Điều chế: cho F2 tác dụng với Mn hoặc mangan(II)halogenua
2MnI2 + 3F2

2MnF3 +

2I2

Mangan(III)sunfat (Mn2(SO4)3 là chất dạng tinh thể màu lục, hút ẩm
mạnh và dễ thủy phân.
Được điều chế bằng cách đun MnO2 trong H2SO4 đặc ở 180oC
4MnO2 + 6H2SO4

2Mn2(SO4)3 + 6H2O + O2

Mangan(III)axetat (Mn(CH3COO)3) là chất dạng tinh thể màu nâu, hút
ẩm mạnh và bị thủy phân, chất này được điều chế bằng cách cho Cl 2 hay
KMnO4 oxi hóa Mn(CH3COO)2 trong axit axetic băng và nóng.
d) Hợp chất của Mangan (IV)
* Mangan đioxit
Mangan đioxit có màu đen, là oxit bền nhất của Mn ở điều kiện thường
và tương đối trơ, khi đun nó tạo thành các oxit thấp hơn
MnO2

Mn2O3

Mn3O4

Khi đun nóng, nó tan trong axit và kiềm như một oxit lưỡng tính. Khi
tan trong dung dịch axit, nó thể hiện tính oxi hóa, ví dụ:
MnO2 + 4HCl

MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Khi nấu chảy với chất kiềm hay oxit bazơ mạnh, nó tạo nên muối
manganit:
MnO2 + 2NaOH

Na2MnO3 + H2O

MnO2 + CaO

CaMnO3

Ở nhiệt độ cao, MnO2 có thể bị H2, CO, C khử thành kim loại.
Khi nấu chảy với chất kiềm nếu có mặt chất oxi hóa như KNO 3, KClO3
hay O2, mangan đioxit bị oxihóa thành manganat, ví dụ:


12

MnO2 + KNO3 + K2CO3

K2MnO4 + KNO2 + CO2

Mangan đioxit tồn tại trong thiên nhiên dưới dạng khoáng vật pirolusit,
được điều chế bằng các cách khác nhau tùy theo yêu cầu về chất lượng như
nhiệt phân Mn(NO3)2, oxi hóa muối mangan(II) trong môi trường kiềm bằng

Cl2, HClO, .. hay điện phân dung dịch H2SO4 và MnSO4.
* Muối mangan (IV)
Số muối mangan(IV) không nhiều do cation Mn4+ bị thủy phân mạnh
trong nước tạo thành MnO2. Có thể kể ra như mangan tetraflorua (MnF4),
mangan tetraclorua (MnCl4), manganđisunfat (Mn(SO4)2)….
Mangan tetraflorua là chất rắng xanh xám, kém bền, có tính oxi hóa rất
mạnh, được điều chế trong dung dịch khi hòa tan MnO2 trong dung dịch HF
đậm đặc.
Mangan tetraclorua là kết tủa nâu đỏ hoặc nâu đen kém bền, chỉ tồn tại
ở nhiệt đô thấp, tan trong dung môi hữu cơ. Được điều chế bằng cách thêm
hỗn hợp CHCl3 và CCl4 vào dung dịch được tạo ra khi sục khí HCl qua huyền
phù MnO2 trong ete ở -70oC.
Mangan đisunfat là kết tủa màu nâu đen trong axit sunfuric đậm đặc.
Nó khá bền trong axit sunfuric nhưng bị thủy phân mạnh. Điều chế bằng cách
oxi hóa hỗn hợp dung dịch MnSO4 và H2SO4 bằng PbO ở 50-60oC
e) Hợp chất của Mangan (VI)
Mangan(VI) chỉ được biết trong ion manganat(
) có màu lục
thẫm. Manganat kim loại kiềm tan và bền tong dung dịch kiềm nhưng tự phân
hủy trong môi trường trung tính và axit:
3

+ 2H2O

2

+ MnO2 + 4OH-

Muối manganat là chất oxi hóa mạnh, phản ứng với những chất khử
trong dung dịch xảy ra tương tự như pemanganat, nhưng với chất khử mạnh

hơn, manganat thể hiện tính khử, ví dụ:
2K2MnO4 + Cl2

2KMnO4 + 2KCl

Kali manganat là chất trung gian điều chế kali pemanganat, được điều
chế theo phương trình:
2MnO2 + 4KOH + O2

2K2MnO4 + 2H2O


13

f) Hợp chất của Mangan (VII)
* Oxit pemanganic
Oxit pemanganic (Mn2O7) ở nhiệt độ thấp là chất ở dạng tinh thể màu
lục thẫm, bền ở dưới -5oC, nóng chảy ở 6oC biến thành chất lỏng giống dầu có
màu đỏ thẫm. Ở 10oC nó phân hủy nổ:
Mn2O7

2MnO2

+

O3

Nó tan trong nước tạo dung dịch axit pemanganic nên còn được gọi là
anhiđrit pemanganic:
Mn2O7

+

H2O

2HMnO4

Mn2O7 là chất oxi hóa rất mạnh, tác dụng với nhiều chất vô cơ và hữu
cơ, ví dụ:
Mn2O7 + 2(C2H5)2O + 9O2

4MnO2 + 8CO2 + 10H2O

Mn2O7 được điều chế bằng tác dụng của axit sufuric đặc với tinh thể KMnO4
KMnO4 +

H2SO4

HMnO4

HMnO4
Mn2O7

+

KHSO4

+

H2O

* Axit pemanganic
Axit pemanganic (HMnO4) chỉ biết được trong dung dịch nước, có màu
tím đỏ, tương đối bền trong dung dịch loãng nhưng bị phân hủy khi dung dịch
có nồng độ trên 20%
2HMnO4

2MnO2

+

O3

+

H2 O

Axit pemanganic là axit mạnh, muối của nó là pemanganat, bền hơn
axit nhưng dễ bị phân hủy khi đun nóng.
Axit pemanganic và muối pemanganat đều là chất oxi hóa mạnh. Axit
pemanganic được tạo thành khi hòa tan Mn 2O7 trong nước đã được làm lạnh
hoặc cho muối pemanganat tác dụng với axit loãng, ví dụ:
Ba(MnO4)2 +

H2SO4

BaSO4

+ 2HMnO4

* Kali pemanganat
Kali pemanganat (KMnO4) là chất ở dạng tinh thể màu tím đen. Nó tan
trong nước cho dung dịch màu tím đỏ, có độ tan biến đổi tương đối nhiều theo
nhiệt độ nên tinh chế được dễ dàng khi kết tinh lại.
Trên 200oC, nó phân hủy theo phản ứng:
2KMnO4

K2MnO4 +

MnO2 + O2

Trên 500oC, nó phân hủy theo phản ứng:


14

4KMnO4

2K2MnO3 + 2MnO2 + 3O3

Khả năng oxi hóa của KMnO4 phụ thuộc mạnh vào môi trường của
dung dịch:
Môi trường axit (H+):
+ 8H+ + 5e

Mn2+ + 4H2O

Eo = 1,51V

Môi trường trung tính (H2O):

MnO2 + 4OH-

+ 2H2O + 3e

Eo= 0,588V

Môi trường trung tính (OH-):
Eo= 0,56 V

+ e

Cần lưu ý rằng ngay khi không có chất khử, dung dịch KMnO4 không
bền có thể bị phân hủy theo phản ứng:
4

+ 4H+

3O2 + 4MnO2 + 2H2O

Trong những dung dịch trung tính, axit yếu hay kiềm yếu, ion
khử thành MnO2
2K2MnO4 + 3Na3SO3 + H2O
2K2MnO4 + 3H2O2

bị

2MnO2 + 2KOH + 3Na2SO4

2MnO2 + 2KOH + 2H2O + 3O2

2K2MnO4 + 3MnSO4 + 2H2O

5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

Trong dung dịch kiềm mạnh và khi có dư chất khử, ion
đến

bị khử

, ví dụ:
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH
2KMnO4 + K2C2O4 + 2KOH

2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
2K2MnO4 + 2KHCO3

Trong dung dịch kiềm đặc và không có chất khử, ion
hủy theo phản ứng:
4KMnO4 + 4KOH

tự phân

4K2MnO4 + O2 + H2O

Phương pháp được dùng hiện nay trong công nghiệp để điều chế
KMnO4 là điện phân dung dịch K2MnO4 với các điện cực bằng thép
2K2MnO4 + H2O

2KMnO4 + 2KOH + H2

15

1.2. Kim lại nhóm VIIIB
Nhóm VIIIB gồm 9 nguyên tố được xếp trong 3 cột: sắt (Fe), ruteni
(Ru) và osmi (Os); Coban (Co), rođi (Rh) và iriđi (Ir); niken (Ni), palađi (Pa)
và platin (Pt).
Các nguyên tố nhóm VIIIB nằm chính giữa các chu kì lớn. Nguyên tử
của tất cả các nguyên tố đều có 1 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng nên chúng
đều là kim loại. Trong các nguyên tố này, AO-d được lần lượt điền thêm
electron thứ hai. Điều này làm cho các nguyên tố đứng cạnh nhau trong một
chu kì có tính chất giống nhau.
Số oxi hóa cực đại của các nguyên tố nhóm này là +8, thể hiện trong
các oxit RuO4 và OsO4, còn các nguyên tố khác có số oxi hóa thấp hơn. So
với các nguyên tố nhóm VB, VIB và VIIB, khuynh hướng tạo nên oxit axit
ứng với trạng thái oxi hóa cao của nguyên tố giảm xuống, trừ Fe, Ru và Os.
Sự biến đổi tính chất của các nguyên tố trong một cột tương tự sự biến
đổi tính chất trong các nhóm kim loại chuyển tiếp khác. Ví dụ, khi đi từ trên
xuống trong một cột, độ bền của hợp chất ứng với trạng thái số oxi hóa cao
tăng lên. Số oxi hóa đặc trưng của Fe là +2 và +3, của Ni là +2, của Pd và Pt
là +4, còn của Ru và Os là +8.
Các nguyên tố nhóm VIIIB có ít nhiều tính chất của kim loại quí.
Chúng có khả năng xúc tác nhiều phản ứng hóa học. Những ion của kim loại
nhóm VIIIB rất dễ tạo nên nhiều phức chất bền.
Dựa vào những điểm giống nhau của các nguyên tố nhóm VIIIB người
ta chia chúng làm hai họ: họ sắt gồm 3 nguyên tố Fe, Ni, Co và họ platin gồm
6 nguyên tố Ru, Rh, Pd, Os, Ir và Pt.
Trong chuyên đề này chúng ta chỉ xét các nguyên tố họ sắt: Co và Ni
(nguyên tố Fe đã được học trong chương trình THPT).
1.2.1. Coban, Niken

a) Vị trí và cấu tạo
Coban là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm VIIIB, chu kì 4,
có số hiệu nguyên tử là 27.
Nguyên tử Co có 27 electron, được phân bố thành 4 lớp. Là nguyên tố
d. Cấu hình e nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d74s2 hay viết gọn là [Ar]3d74s2


16

Co có số oxi hóa phổ biến là +2, ngoài ra còn có số oxi hóa là +3.
Cấu hình e của Co2+: 1s22s22p63s23p63d7
Bán kính nguyên tử: 0,125 (nm)
Năng lượng ion hóa I1, I2, I3: 7,86; 17,05; 33,49 (eV)
Độ âm điện: 1,88.
Thế điện cực chuẩn EoCo2+/Co = - 0,28 V; EoCo3+/Co2+ = +1,81 V.
Cấu tạo tinh thể:

Coα có kiến trúc lục phương bền ở < 417oC
Coβ có kiến trúc lập phương tâm diện ở > 417oC

Niken là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm VIIIB, chu kì 4,
có số hiệu nguyên tử là 28.
Nguyên tử Ni có 28 electron, được phân bố thành 4 lớp. Là nguyên tố
d. Cấu hình e nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d84s2 viết gọn [Ar]3d84s2

Ni có số oxi hóa phổ biến là +2, ngoài ra còn có số oxi hóa là +3.
Cấu hình e của Ni2+: 1s22s22p63s23p63d8
Bán kính nguyên tử: 0,124 nm
Năng lượng ion hóa I1, I2, I3: 7,5; 16,4; 35,16 (eV)
Độ âm điện: 1,91.

Thế điện cực chuẩn EoNi2+/Ni = - 0,23V; EoNi3+/Ni2+ = +2,1 V.
Cấu tạo tinh thể:

Niα có kiến trúc lục phương bền ở < 250oC
Niβ có kiến trúc lập phương tâm diện ở > 250oC

b) Tính chất vật lí
* Coban
Coban là kim loại có màu màu xám nhẹ ánh kim. Coban nóng chảy ở
1495 C, sôi ở 3100oC, nhiệt thăng hoa 425 kJ/mol. Khối lượng riêng
8,90g/cm3. Độ cứng bằng 5,5/10 kim cương.
o

* Niken
Niken là kim loại màu trắng bạc, bóng. Nóng chảy ở 1455oC, sôi ở
3185oC, nhiệt thăng hoa 424 kJ/mol. Khối lượng riêng 8,91g/cm 3. Độ cứng
bằng 5/10 kim cương. Dễ rèn và dễ dát mỏng.


17

c) Tính chất hóa học
Coban và niken là những kim loại có hoạt tính hóa học trung bình. Hoạt
tính đó có chiều giảm dần từ sắt đến coban, niken (tính khử: Fe > Co > Ni).
* Tác dụng với phi kim
Ở điều kiện thường nếu không có hơi ẩm, chúng không tác dụng rõ rệt
ngay với những nguyên tố phi kim điển hình như O2, S, Cl2, Br2 vì có màng
oxit bảo vệ.
Nhưng khi nung nóng, phản ứng xảy ra mãnh liệt, nhất là những kim
loại ở trạng thái chia nhỏ.

-

Tác dụng với oxi

Ở trên 3000C Co tạo nên CoO và niken bắt đầu tác dụng ở trên 5000C
tạo nên NiO.

-

2Co + O2

2CoO

2Ni + O2

2NiO

Tác dụng với halogen

Florua của những kim loại này không bay hơi (vì liên kết có tính ion)
nên Co, Ni và nhất là Ni bền với khí F 2 ở nhiệt độ cao. Ở nhiệt độ nóng đỏ Ni
không bị F2 phá hủy. Phản ứng với các halogen khác tạo muối Co(II), Ni(II).
Ni + Cl2
-

NiCl2

Tác dụng với N2
Cả 2 kim loại tác dụng ở nhiệt độ không cao lắm tạo nên CoN, Ni3N2.

-

Tác dụng với S

Co, Ni tác dụng với S khi nung nóng nhẹ tạo nên những hợp chất
không hợp thức có thành phần gần với MS (M = Co, Ni).
* Tác dụng với CO
Co và nhất là Ni tác dụng trực tiếp với khí CO tạo thành cabonyl kim
loại, tiêu biểu là Co2(CO)8 và Ni(CO)4.
* Tác dụng với axit
Co, Ni tác dụng mạnh với dung dịch loãng của các axit như HCl, H2SO4
giải phóng H2, tạo nên muối E2+. Co, Ni tan trong những axít có tính oxi hóa
mạnh như HNO3, H2SO4 (đặc).
Ni thụ động hóa trong axit H2SO4 đặc nguội, axit HNO3 đặc nguội.


18

* Tác dụng với dung dịch muối
Đẩy được các kim loại yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của chúng,
đồng thời tạo thành muối Co(II), Ni(II).
 Lưu ý: Co, Ni thuộc số ít kim loại bền với kiềm ở trạng thái dung dịch và
nóng chảy. Đối với không khí và nước các kim loại Co, Ni tinh khiết đều bền.
d) Trạng thái thiên nhiên
* Coban
Trữ lượng của Co trong vỏ trái đất là 0,001%. Những khoáng vật quan
trọng của coban là cobantin (CoAsS), smantit(CoAs 2), có nhiều ở các nước
Cuba, Canada, Nga, Zambia,…
* Niken
Trữ lượng của Ni trong vỏ trái đất là 0,03%. Trong tự nhiên, niken xuất

hiện trong khoáng chất milerit (NiS), nikelin (NiAs). Một lượng lớn mỏ niken
chứa một trong hai quặng. Đầu tiên là quặng laterit, thành phần chính của
quặng có chứa niken là limonit (Fe,Ni)O(OH) và garnierit: niken silicat ngậm
nước (Ni,Mg)3Si2O5(OH). Quặng thứ hai là sulfua magma, thành phần chính
là penladit (Ni,Fe)9S8.
Có nhiều tại các nước Cuba, Canada, Nga, Úc,…
Dựa trên các bằng chứng địa lý, hầu hết niken trên trái đất được cho là
tập trung ở lõi Trái Đất.
e) Điều chế
* Coban
Trong công nghiệp, người ta đốt cháy cobantit để chuyển các kim loại
trong đó thành oxit kim loại, đồng thời loại As2O3, SO2. Chế hóa các oxít kim
loại với HCl, sục khí Cl 2 và trung hòa dung dịch bằng CaCO 3, loại Fe(OH)3.
Nâng cao pH và thêm clorua vôi đủ để oxi hóa Co(II) mà không oxi hóa Ni(II):
2Co(OH)2 + H2O + CaOCl2

2Co(OH)3 + CaCl2

Nung kết tủa Co(OH)3 rồi dung C hay CO khử oxit tao thành. Co thu
được ở dạng bột ép lại và nấu chảy trong lò điện.


19

Co3O4 + 4CO

3Co +4CO2 (300-9000C)

* Niken
Nguyên liệu chính dùng khai thác Ni là quặng nghèo chứa sunfua đồng

và niken với hàm lượng niken khoảng 0,3 – 4%, gồm nhiều giai đoạn:
•

Sử dụng phương pháp tuyển nổi.

Đốt tinh quặng trong lò đốt nhiều tầng. Nấu chảy sản phẩm trong lò
phản xạ., rồi lò thổi.
•

Để nguội, oxi hòa thành các oxit, chủ yếu là CuO và NiO. Khử hỗn
hợp bằng H2, CO.
•

Cho CO qua hỗn hợp kim loại nhiệt độ thích hợp, được Ni(CO) 4 là
chất lỏng dễ bay hơi. Phân hủy sản phẩm được Ni độ tinh khiết cao.
•

f) Ứng dụng
* Coban
Hợp kim: siêu hợp kim, hợp kim chịu mài mòn, ăn mòn, thép, cacbua
hàn. Nam châm và lưu trữ từ tính. Dùng trong kỹ thuật mạ điện vì coban có
độ cứng, có màu trắng bạc, và khả năng chống ôxi hóa. Điện cực trong pin
điện. Chất xúc tác cho công nghiệp dầu khí và hóa chất.
Tác nhân làm khô cho sơn, véc ni, mực. Dùng làm lớp phủ bề mặt cho
gốm sứ, men, thủy tinh. Thuốc nhuộm (coban màu xanh dương và coban màu
xanh lục).
Đồng vị coban-60 dùng làm nguồn tạo tia gamma: Dùng trong xạ trị,
tiệt trùng thực phẩm, dùng trong công nghiệp hạt nhân để tìm sai sót kết cấu
trong những bộ phận bằng kim loại.
* Niken

Khoảng 65% niken được tiêu thụ ở phương Tây được dùng làm thép
không rỉ; 12% được dùng làm "siêu hợp kim"; 23% còn lại được dùng trong
luyện thép, pin sạc, chất xúc tác và các hóa chất khác, đúc tiền, sản phẩm đúc,
và bảng kim loại.2
2.2.2. Một số hợp chất của coban và niken


20

a) Hợp chất của Coban (II) và Niken(II)
* Co(II) oxit và Ni(II) oxit
CoO: Màu lục - tnc 1810 oC
NiO: Màu lục - tnc 1990 oC
Khi đun nóng trong khí quyển oxi ở 400-500oC CoO biến thành Co3O4
Các oxit trên đều dễ dàng bị khử thành kim loại bởi: H2, Al, C, Mg…
Chúng không tan trong nước nhưng tan trong axit.
CoO thể hiện rõ tính lưỡng tính nó tan trong dung dịch kiềm đặc nóng
tạo thành dung dịch màu xanh lam chứa ion [Co(OH)4]2-.
Ứng dụng: Làm chất xúc tác, sản xuất thủy tinh, gốm…
Điều chế: Từ đơn chất hoặc nhiệt phân các muối nitrat, cacbonat, hidroxit …
(9400C)

2Co + O2

2CoO

Ni(OH)2

NiO + H2O (2300C)

* Co(II), Ni(II) hirđoxit
Là các kết tủa không nhầy, không tan trong nước, có kiến trúc lớp.
Co(OH)2 màu hồng để ngoài không khí chuyển chậm thành Co(OH) 3
màu nâu, còn Ni(OH)2 màu lục bền với không khí và chỉ biến đổi khi tác dụng
với các chất oxi hóa mạnh.
Ni(OH)2 + Br2 + 2KOH

2Ni(OH)3 + 2KBr

Khi đun nóng không có không khí các hidroxit mất nước thành các oxit
tương ứng. Có tính bazơ tan trong các dung dịch axit, tính bazơ giảm từ Co
đến Ni.
Co(OH)2 thể hiện tính lưỡng tính rất yếu, tan trong kiềm mạnh đặc,
nóng. Ví dụ Na2[Co(OH)4], Ba2[Co(OH)6] màu tím-đỏ. Ni(OH)2 không tan
trong kiềm.
Ni(OH)2 và Co(OH)2 tan trong dung dịch đặc của muối amoni. Tan
trong dung dịch NH3 tạo phức chất [Co(NH3)6](OH)2, [Ni(NH3)6](OH)2.
Điều chế bằng cách cho kiềm mạnh tác dụng với muối tương ứng.
* Muối Coban (II), Niken (II)
Muối E(II) có với hầu hết các anion bền.
Tính tan: Muối của axit mạnh như clorua, nitrat và sunfat tan dễ trong nước,
còn muối axit yếu như sunfua, cacbonat, xianua, oxalat và photphat khó tan.
Đihalogenua EX2


21

F-

Cl-

Br-

I-

Co2+

Đỏ nhạt

Xanh lam

Lục

Đen

Ni2+

Lục

Vàng

Nâu sẫm

Đen

Các đihalogenua khan có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao.
 Lưu ý
Monohidrat CoCl2.H2O tan trong axeton nhưng NiCl2.H2O không tan,
dựa vào tính chất này để phân chia Co và Ni.
Khi nhiệt phân tinh thể hiđrat CoX 2.6H2O cũng như muối hidrat khác

của Co(II) xảy ra hiện tượng mất nước dần kèm theo sự đổi màu từ đỏ-hồng
đến xanh lam. Hiện tượng xảy ra tương tự khi thêm HCl, CaCl 2 vào dung dịch
muối coban. Trên thực tế, người ta thêm coban clorua vào silicagel để làm
chất chỉ thị độ ẩm.
Điều chế: Đa số các halogenua MX2 khan có thể được điều chế trực tiếp từ
các đơn chất.
Co + Br2

CoBr2

Ni + Cl2

NiCl2

Tất cả các đihalogenua có thể điều chế bằng tác dụng kim loại với dung
dịch HX.
Co + 2HCl

CoCl2 + H2

Sunfat ESO4 là chất dạng tinh thể, CoSO4 màu hồng và NiSO4 vàng chanh.
Tất cả đều hút ẩm và dễ tan trong nước.
Ở nhiệt độ cao, muối khan phân hủy thành oxit.
Điều chế: Tác dụng của kim loại, oxit kim loại và cacbonat kim loại với axit
sunfuric (trong điều kiện không có không khí).
* Phức chất của Coban(II) và Niken(II)
Các muối Co(II) và Ni(II) khan kết hợp với amoniac tạo nên muối phức
amoniacat chứa ion bát diện [E(NH3)6]2+. Phức này của Co màu vàng nâu, của
Ni màu tím.
Các muối Co(II), Ni(II) khi tác dụng với xianua kim loại kiềm, mới đầu

tạo nên kết tủa, sau đó kết tủa tan trong xianua dư tạo nên ion phức bát diện
[Co(CN)6]4- màu đỏ và ion phức hình vuông [Ni(CN)4]2-.
Các phức của Co(II) dễ dàng bị oxi hóa bởi oxi không khí và nước.
2K4[Co(CN)6] + 2H2O

2K3Co(CN)6 + 4KOH + H2


22

Đa số phức chất tứ diện của coban(II) đều có dạng muối kép, phân huỷ
khi pha loãng nước nên màu của dung dịch biến đổi.
[Co(SCN)4]2- + 6H2O

[Co(H2O)6]2+ + 4SCN-

Dựa vào tính chất này, trong hóa học phân tích người ta nhận biết ion
Co2+ trong dung dịch: Co2+ kết hợp với SCN- tạo nên [Co(H2O)6]2- màu xanh
lam và khi pha loãng nước, dung dịch màu xanh lam trở lại màu đỏ-hồng.
Phức chất bát diện của Co(II) có màu đỏ-hồng còn phức chất tứ diện
của Co(II) có màu xanh lam.
Tất cả phức chất hình vuông của Ni(II) (tạo với phối tử trường mạnh)
đều nghịch từ. Tinh thể K2[Ni(CN)4] màu da cam, Na2[Ni(CN)4] màu vàng.
Ion [Ni(CN)4]2- là anion phức bền nhất của Ni(II), Kb = 1.1031. Trong
phức đó, ion Ni2+ có cấu hình electron 3d8, Ni lai hoá dsp2.
b) Hợp chất của Coban(III) và Niken(III)
* Co(III) oxit và Ni(III) oxit
Chúng không tan trong nước.
Co2O3: Màu đen
Ni2O3: Chưa biết đến.

Khi đun nóng chúng bị các chất khử như Al, C, Mg… khử thành dạng
M3O4 hoặc MO hay kim loại M (M: Co, Ni)
Co3O4 + H2O (1250C)

3Co2O3 + H2
Co3O4 + H2

CoO + H2O

(3000C)

CoO + H2

Co + H2O

(> 2500C)

Co2O3 là chất oxi hóa mạnh:
Co2O3 + 6HCl

2CoCl2 + 3H2O + Cl2

2Co2O3 + 4H2SO4

4CoSO4 + 4H2O + O2

Điều chế: Nhiệt phân các muối nitrat, cacbonat, hiroxit … trong không khí.
* Hidroxit của Co(III) và Ni(III)
Co(OH)3 là kết tủa màu nâu, Ni(OH)3 là kết tủa màu đen.
Đều bền trong không khí, không tan trong nuớc và dung dịch NH 3. Khi

đun nóng mạnh tạo thành các oxit: Ở 2500C tạo Co3O4, 9400C tạo CoO.
4Ni(OH)3

4NiO + O2 + H2O (5000C)

Co(OH)3 mới điều chế tan trong kiềm mạnh, đặc đun nóng, tạo
[Co(OH)6]3-.


23

Các hiđroxit này có tính oxi hóa mạnh, tác dụng với dung dịch HCl tạo
clo, trong axit khác tạo oxi và muối Co(II), Ni(II) tuơng ứng.
2Ni(OH)3 + 6HCl

2NiCl2 + Cl2 + 6H2O

Điều chế: bằng cách cho hidroxit (II) tác dụng với chất oxi hóa mạnh.
2Co(OH)2 + H2O2

2Co(OH)3

2Ni(OH)2 + KBrO + H2O

2Ni(OH)3 + KBr

* Muối Coban (III), Niken (III)
Co(III) chỉ tạo nên rất ít muối đơn giản, còn Ni(III) thì không tạo nên.
Coban(III) florua (CoF3) là chất dạng tinh thể màu nâu ở trên 400 oC
phân hủy:

2CoF3
2CoF2 + F2
Nên được dùng điều chế F2 trong PTN. Khi đun nóng với các kim loại,
Na, Mg, Zn, Al, Cu, nó bị khử đến kim loại.
CoF3 có thể điều chế khi cho khí F 2 tác dụng với CoF2 hay CoCl2 ở
300-4000C.
Coban(III) sunfat Co2(SO4)3.18H2O là chất dạng tinh thể hình kim màu
lục. Hidrat này kém bền có tính oxi hóa, phân hủy trong nước giải phóng khí oxi.
2Co2(SO4)3 + 2 H2O

4CoSO4 2H2SO4 + O2

Điều chế: Hidrat này được tạo nên khi điện phân dung dịch Coban(II) sunfat
trong axit sunfuric 40% ở 0oC.
* Phức chất E(III)
Tất cả những ion bát diện như [Co(NH3)6]3+, [Co(CN)6]3-, [Co(NO2)6]3đều nghịch từ, trừ một ngoại lệ duy nhất là ion thuận từ [CoF 6]3- với 4 electron
độc thân (do F- là phối tử truờng yếu).
Phương pháp chung điều chế phức chất ion Co(III) là oxi hoá muối
Co(II) trong dung dịch bằng O2 hay H2O2 khi có mặt chất xúc tác có hoạt tính
bề mặt (thường là than hoạt tính) và phối tử.
4CoCl2 + 4NH4Cl + 20NH3 + O2

4[Co(NH3)6]Cl3 + 2H2O

Natri hexanitrocobantat (Na3[Co(NO2)6]), một thuốc thử thông dụng trong
phòng thí nghiệm hoá học, là chất ở dạng bột nhỏ màu vàng, tan rong nước, được
dùng định lượng K+, Rb+ và Cs+ vì những hợp chất K3[Co(NO2)6], Rb3[Co(NO2)6]
và Cs3[Co(NO2)6] là kết tủa màu vàng ít tan trong nước, rượu và ete.
Điều chế: Muối Co(II) tác dụng với dd đặc NaNO2 và 50% CH3COOH:
CoCl2 + 7NaNO2 + 2CH3COOH

 Oxit hỗn hợp Co3O4

Na3[Co(NO2)6] + NO + 2NaCl + H2O + 2CH3COONa


24

Là tinh thể lập phương có tính bán dẫn. Co3O4 có màu đen. Bền với
nhiệt hơn Co2O3, dễ bị khử với các chất khử như Al, C,… đến kim loại.
Tương tự, Co3O4 cũng là một chất oxi hóa mạnh:
Co3O4 + 8HCl

3CoCl2 + 4H2O + Cl2

2Co3O4 + 6H2SO4

6CoSO4 + 6H2O + O2

Điều chế: Nung nóng Co ở 3000C, CoO, Co(OH)2 ở 1000C trong không khí.
2. Chương 2: Hệ thống câu hỏi và bài tập về kim loại nhóm VIIB, VIIIB
2.1. Một số bài tập có hướng dẫn
2.1.1. Kim loại nhóm VIIB
Bài 1.
1) Nêu dẫn chứng để minh họa Mn có khả năng tạo ra những hợp chất giống
với các hợp chất của clo, của crom, của sắt.
2) Giải thích vì sao mangan là kim loại nhưng trong bảng tuần hoàn lại được
xếp chung cùng nhóm VII với clo là phi kim?
Hướng dẫn
1)

Các nguyên tố kim loại đa hóa trị, ứng với bậc oxi hóa cao đều có tính
chất của phi kim, Mn cũng vậy. Mn tương tự Cl, đều tạo ra các hợp chất có
cấu tạo và tính chất giống nhau:
- Các oxit axit: Cl2O7 và Mn2O7.
- Các axit mạnh HClO4 và HMnO4 đều có tính oxi hóa mạnh.
Mangan cũng tạo những hợp chất có công thức và tính chất tương tự crom:
- Oxit bazơ: MnO và CrO
- Oxit lưỡng tính: MnO2 và Cr2O3.
- Oxi axit, có tính oxi hóa mạnh: Mn2O7 và CrO3.
- Tạo ra muối manganat đồng hình với muối cromat.
- Mangan cũng tạo phèn K2SO4.Mn2(SO4)3.24H2O tương tự phèn
crom K2SO4. Cr2(SO4)3.24H2O.
Mangan và sắt cũng tạo ra những hợp chất có cấu tạo và tính chất
tương tự nhau, ví dụ như:
-

Tạo nhiều oxi tương tự sắt MnO, Mn3O4, Mn2O3.

-

Tạo ra các muối kép có thành phần giống nhau như (NH4)2SO4.
MnSO4.6H2O kết tinh đồng hình với (NH4)2SO4. FeSO4.6H2O


25

2) Một trong những nguyên nhân để giải thích việc Mn và Cl đều được xếp
nhóm VII trong bảng tuần hoàn là do các ion Cl 7+ và Mn7+ đều có cấu hình
electron của khí hiếm nên các hợp chất ứng với mức oxi hóa đó đều có tính
chất giống nhau.

Bài 2. Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
1/ MnO + Al →
2/ MnO + SiO2 →
3/ MnO + HCl →
4/ Mn2O3 + HNO3 →
5/ Mn2O3 + HCl(đặc, nóng) →
6/ MnO2 + HCl(đặc) →
7/ MnO2 + H2SO4(đặc, nóng) →
8/ MnO2 + H2SO4(đặc, sôi) →
9/ MnO2 + NaOH + O2 →
10/ MnO2 + KNO3 + KOH →
11/ MnO2 + KClO3 + K2CO3 →
12/ MnO2 + H2SO4(loãng) + H2O2 →
Hướng dẫn
1/ 3MnO + 2Al

3Mn + Al2O3

2/ MnO + SiO2

MnSiO3

3/ MnO + 2HCl → MnCl2 + H2O
4/ Mn2O3 + 2HNO3(loãng, sôi) → Mn(NO3)2 + MnO2↓ + H2O
5/ Mn2O3 + 6HCl(đặc) → 2MnCl2 + Cl2↑ + 3H2O
6/ MnO2 + 4HCl(đặc, nóng) → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
7/ 4MnO2 + 6H2SO4(đặc, nóng) → 2Mn2(SO4)3 + O2↑ + 6H2O
8/ 2MnO2 + 2H2SO4(đặc, sôi) → 2MnSO4 + O2↑ + 2H2O
9/ 4MnO2 + 12NaOH + O2
10/ MnO2 + KNO3 + 2KOH

11/ 3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3

4Na3MnO4 + 6H2O
K2MnO4 + KNO2 + H2O
K2MnO4 + KCl + 3CO2

12/ MnO2 + H2SO4(loãng) + H2O2 → MnSO4 + O2↑ + 2H2O