“Xây dựng câu hỏi và bài tậpkim loại nhóm VIIB và VIIIB” h19

Chuyên đề DHBB năm 2019

“Xây dựng hệ thống bài tập về các nguyên tố kim loại
chuyển tiếp nhóm VIIB -VIIIB bồi dưỡng học sinh giỏi
Quốc gia”

1


PHẦN I: MỞ ĐẦU
I.1. CƠ SỞ KHOA HỌC VÀ CƠ SỞ THỰC TIỄN CỦA CHUYÊN ĐỀ
Trong những năm qua, đề thi học sinh giỏi cấp quốc gia và quốc tế thường
đề cập tới phần bài tập các nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB -VIIIB
dưới nhiều góc độ khác nhau. Tuy nhiên, trong sách giáo khoa phổ thông , do điều
kiện giới hạn về thời gian nên những kiến thức trên chỉ được đề cập đến một cách
sơ lược. Xuất phát từ thực trạng dạy và học ở các trường phổ thông cũng như việc
bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp môn hóa học cho thấy có một số khó khăn như:
1- Tài liệu giáo khoa dành riêng cho học sinh chuyên hóa về các nguyên tố
kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB -VIIIB còn nhiều sơ sài, khoảng cách rất xa so với
nội dung chương trình thi học sinh giỏi Quốc gia.
2- Các tài liệu tham khảo tuy nhiều song nội dung kiến thức còn nằm rải rác
ở nhiều tài liệu khác nhau hoặc có nhiều phần lại quá đơn giản bên cạnh nhiều
phần khó có thể áp dụng để giảng dạy cho học sinh các lớp chuyên Hóa và bồi
dưỡng cho học sinh giỏi thi Quốc gia.
3-Trong các đề thi Olympic Quốc gia từ năm 1994 đến nay và trong một số
đề thi Olympic Quốc tế, nội dung các nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB
-VIIIB thường được ra dưới dạng tổng hợp, kết hợp nhiều vấn đề. Thế nhưng trong
các tài liệu giáo khoa chuyên, các bài tập được trình bày dưới dạng từng vấn đề
riêng rẽ, cụ thể và đơn giản.
Để có được kết quả cao trong giảng dạy và bồi dưỡng học sinh chuyên Hóa
tham dự kỳ thi chọn học sinh Giỏi Quốc gia học sinh chuyên Hóa và các giáo viên

tham gia giảng dạy cần không ngừng cập nhật các nội dung kiến thức mới. Dưới
góc độ là một giáo viên dạy chuyên Hóa và tham gia bồi dưỡng học sinh dự thi học
sinh giỏi Quốc gia cá nhân tôi đã nghiên cứu, lựa chọn và hệ thống những kiến
2


thức lí thuyết cơ bản, trọng tâm; sưu tầm những bài tập điển hình để xây dựng một
chuyên đề giảng dạy về các nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB -VIIIB phù
hợp với việc giảng dạy của bản thân và đồng nghiệp, đồng thời giúp cho học sinh
có một tài liệu khá đầy đủ về các nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VII B- VIII
B, hiểu sâu và vận dụng được tốt những kiến thức trên vào việc giải các bài tập,
đáp ứng ngày càng cao chất lượng giảng dạy và học tập cho đội tuyển học sinh giỏi
môn Hóa học.
Vì vậy trong chuyên đề DHBB 2019: “Xây dựng hệ thống bài tập về các
nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB -VIIIB bồi dưỡng học sinh giỏi
Quốc gia” với hy vọng làm phong phú hơn nguồn tư liệu phục vụ cho công tác
giảng dạy và bồi dưỡng học sinh chuyên Hóa và học sinh tham dự kì thi chọn học
sinh giỏi Quốc gia và quốc tế. Đặc biệt tài liệu cũng là sự tổng kết của cá nhân tôi
với các vấn đề thực tiễn giảng dạy học sinh chuyên Hóa và học sinh thi chọn học
sinh giỏi Quốc gia và quốc tế trong những năm qua.
I.2. NỘI DUNG NGHIÊN CỨU CỦA CHUYÊN ĐỀ
Các nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB bao gồm Mn – Tc -Re
và các nguyên tố nhóm VIIIB là Fe – Co –Ni .Chúng tôi dựa vào các tài liệu tham
khảo tập trung nghiên cứu và hệ thống hóa các vấn đề sau đây
- Đặc điểm chung các nguyên tố nhóm VII B – nhóm VIII B
- Trạng thái tự nhiên – Phương pháp điều chế
- Tính chất hóa học
- Các hợp chất quan trọng
- Bài tập tổng hợp
I.3. PHẠM VI NGHIÊN CỨU

Chúng tôi nghiên cứu giới hạn trong phạm vi trường trung học phổ thông Chuyên
Hưng Yên.

3


Về mặt kiến thức kỹ năng, đề tài nghiên cứu : “Xây dựng hệ thống bài tập về các
nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB -VIIIB bồi dưỡng học sinh giỏi
Quốc gia” Về mặt kiến thức kỹ năng, đề tài nghiên cứu :
- Đặc điểm chung các nguyên tố nhóm VII B – nhóm VIII B
- Trạng thái tự nhiên – Phương pháp điều chế
- Tính chất hóa học
- Các hợp chất quan trọng
- Bài tập tổng hợp
I.4. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU
Tìm hiểu các tài liệu về cơ sở lí luận liên quan đến đề tài, hệ thống lại lí thuyết
chủ đạo đồng thời xây dựng hệ thống các dạng bài tập áp dụng.
-Sưu tầm các đề thi HSGQG-QT các năm
-Thực nghiệm giảng dạy cho đội tuyển học sinh giỏi, kiểm tra và đánh giá kết quả
thực hiện đề tài rút ra bài học kinh nghiệm (phương pháp chính).
I.5. NHIỆM VỤ CỦA CHUYÊN ĐỀ
Chúng tôi tập trung nghiên cứu ,tham khảo các tài liệu uy tín để hệ thống lý thuyết
,phân dạng bài tập về phần các nguyên tố kim loại chuyển tiếp nhóm VII B- VIII
B.Trên thực tế phần tài liệu này rất ít ,và thường nằm rải rác ở nhiều giáo trình
Chính vì vậy đề tài góp phần vào việc giúp các thầy cô và các em học sinh có thêm
tài liệu để học tập
I.6. ĐIỀU KIỆN ĐỂ ÁP DỤNG CHUYÊN ĐỀ
Giảng dạy cho học sinh các lớp chuyên Hóa và đối tượng học sinh thi chọn
HSGQG môn Hóa học.

4


Các nguyên tố nhóm VIIB
25

Mn -

Tc -

43

75

Re

1. Đặc điểm chung các nguyên tố nhóm VIIB
Lí thuyết
- Thế điện cực của mangan:
Trong môi trờng axít:
+0,56

MnO4

+0,95

+2,27

-

MnO4

2-

-1,18V

+1,50

MnO2

Mn

3+

Mn2+

Mn
Trong môi trờng bazơ:
+0,56

MnO4

-

MnO

-0,25V

+0,15

+0,62
24

MnO2

-1,51V

Mn2O3

Mn(OH) 2

Mn
Bảng 10-1. Một số đặc điểm của các nguyên tố Mn, Tc, Re
Ki

Z

m

Cấu

hình Năng lợng ion hóa, kJ/mol

electron

loại
Mn 2

5

2

5

2

[Ar]3d 4s

Tc

5
4

Re

3
7

[Xe]4f 5d

5

6s2

[Kr]4d 5s
14

5

I3

I2

71

150 324 494 699 920 115

h
1,3

7
70

9
8
0
0
0
08
147 285 410 570 730 910

0
1,3

2
76

2
0
0

0
0
0
126 251 364 490 630 760

6
1,3

0

0

7

Câu hỏi
5

0

I5

0

I6

0

I7

kín

I1

0

I4

Bán

0


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 trờng?
b) Số oxi hoá bền trong môi trờng axit và môi trờng 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 trng.
- 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 tơng đối bền vững.
- Do có 7 electron hóa trị, các nguyên tố nhóm VIIB tạo đợc hợp
chất có nhiều số oxi hóa khác nhau từ +2 đến +7 . Số oxi hóa
đặc trng 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 lợng 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 ớc: 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.
2. Trạng thái thiên nhiên - Phơng pháp điều chế
Câu hỏi
6


3- a) Nêu nhận xét chung về trạng thái tồn tại và hàm lợng nguyên
tố Mn trong tự nhiên?
b) Trong tự nhiên nguyên tố Mn tồn tại ở các loại quặng chính
nào?
c) Cho biết phơng 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 dới một số dạng khác
nh Mn2O3, MnS, MnS2.
Mn có một đồng vị tự nhiên là Mn -55 chiếm 100%.
Te là nguyên tố phóng xạ và là nguyên tố đầu tiên đợc 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.
3. Tính chất hóa học của Mn, Tc, Re
Nhận xét: Hoạt tính hoá học giảm dần, Mn tơng đối hoạt động,
Tc và Re kém hoạt động.
Mangan có tổng năng lợng ion hóa I1+I2 tơng đơng với magie
nhng do có nhiệt thăng hoa (280 kJ/mol) rất lớn hơn magie (150
kJ/mol) và năng lợng hidrat hóa nhỏ hơn (Mg 2+ = 0,74; Mn2+ =
0,91)

nên mangan kém hoạt động hơn magiê: E0(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:

7


1- Tác dụng với phi kim: - Hidro - Nhóm IVA (cacbon, siclic)
Nhóm VA (nitơ, photpho) Nhóm VIA (oxi, lu huỳnh, selen, telu)
Nhóm halogen.
Kết luận
- Với hidro: không phản ứng trực tiếp.
- Với cacbon, silic: Mn có phản ứng trực tiếp tạo Mn 3C, 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, MnSe 2,
MnTe, MnTe2, ReSe2
- Với halogen: Tác dụng với flo tạo ra MnF 3 và MnF4. Các halogen
khác tạo ra MnX2 (2000C).
Te tạo TcF6 (4000C), TcCl4 (4000C) - Re tạo ra ReF7 (600 7000C),
ReCl5 (4000C).
2- Tác dụng với nớc và dung dịch muối amoni.
ở trạng thái bột nhỏ và đợc đun nóng, Mn tác dụng với nớc giải

phóng hidro. Đặc biệt khi có lẫn tạp chất nh cacbon, Mn dễ bị nớc 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 xảy ra mãnh liệt hơn:
8


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), HTcO 4 (axit petecnetic), HReO4 (axit
perenic).
Khác với Mn và Te, Re tan đợc 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 lợng ion hoá I1 + I2 của Mn (2226
kJ/mol) tơng đơng với Mg (2187,5 kJ/mol) nhng Mn lại kém hoạt
động hơn Mg?
5- Viết các ptp (ghi rõ điều kiện) khi cho Mn tác dụng với:

- Oxi, lu huỳnh, nitơ, halogen. Mn có bị flo ăn mòn không?
- Dung dịch HCl, H2SO4 loãng.
- Dung dịch HCl loãng và HCl đặc

9


- Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc.
6- a) Tại sao Mn khá bền với nớc. Mn tan đáng kể trong nớc ở điều
kiện nào. Trong dung dịch muối amoni, Mn tan mãnh liệt hơn
trong nớc. Giải thích?
b) Khi cho Mn phản ứng với dung dịch HCl, H 2SO4 loãng có thể tạo
thành muối Mn3+ đợc không. Giải thích? Cho: Mn3+/Mn2+ = 1,50V;
Mn2+/Mn = -1,18V.
7. Viết các phơng trình phản ứng khi cho:
- Tecneti tác dụng với HNO3 đặc, nóng; nớc cờng thuỷ.
- Reni tác dụng với HNO3 đặc, nóng; H2SO4 đặc, nóng nớc cờng
thuỷ; H2O2 đặc; NaOH đặc khi có mặt O2.
4. Các hợp chất của mangan
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 nhng
nghiên cứu cấu trúc bằng tia Rơnghen cho thấy nguyên tử kim loại
có điện tích dơng đáng kể. Giải thích tại sao?
c) Viết phơng trình phản ứng khi:
- Đốt nóng Mn2(CO)10 ở trên 1100C
- Cho Mn2(CO)10 tác dụng với HNO3; H2SO4 đặc.
4.2. Hợp chất Mn(II)

10
Hình 10-1. Cấu trúc tinh
thể MnO


Lí thuyết:
1. Cấu tạo
- Cấu hình electron ion Mn2+: bền
- Số phối trí đặc trng: 6 (sp3d2)
2. Tính chất vật lý
- Độ tan: đa số tan trong nớc, 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 lỡng tính, tính bazơ mạnh hơn
và chuyển thành phức chất cation đặc trng. 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 Mn 2+ có bán
kính lớn, lớn nhất trong dãy d thứ nhất và năng lợng ổn định bởi
trờng tinh thể bằng 0 nên các phức thờng bị nớc phân huỷ. Trong
nớc tồn tại dạng phức aquơ [Mn(H 2O)6]2+, các muối thờng kết tinh
dạng ngậm nớc: MnCl2.4H2O, MnSO4.4H2O, MnSO4.7H2O
11


- TÝnh khö:
Trong m«i trêng axit thÓ hiÖn rÊt yÕu:
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
(xóct¸c
AgNO3).
Trong m«i trêng kiÒm thÓ hiÖn kh¸ m¹nh (O 2, Cl2, Br2, NaClO,
CaOCl2, H2O2):
4Mn(OH)2

+

O2 (kh«ng khÝ) 

4MnO(OH) (n©u ®en) +

2H2O

Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2  MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2  MnO2 + 3H2O
Khi nung víi kiÒm nãng ch¶y cã mÆt chÊt oxi ho¸ t¹o thµnh
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:

- Tr¹ng th¸i, mµu s¾c, tÝnh tan.
12


MnO màu xanh xám.
- 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 nớc, tính
tan.
Tính tan: đa số các hợp chất Mn(II) đều dễ tan trong nớc.
Các muối ít tan là:
MnCO3

MnS

MnC2O4

MnNH4PO4

MnF2

Mn3(PO4)2
Tt:
12

1,8.10-11
.......

2,5.10-10

5.10-6

1.10-

.......

- Tính chất hóa học: Phản ứng thủy phân; tính khử (phản ứng với
O3; PbO2 trong môi trờng axit; với KNO3, KClO3 khi nung cùng với các
chất kiềm nh KOH, K2CO3):
MnSO4 + O3 + H2O MnO2 + O2 + H2SO4

13
Phức chất [Mn(H2O)4Cl2]


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:
Ion Mn2+ có khả năng tạo nhiều phức chất nhng các phức đó thờng không bền và dễ bị nớc 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 Mn 2+.
Giải thích nguyên nhân?
10- a) Mn(OH)2 có phải là hidroxit lỡng tính không? Tính axit hay
tính bazơ mạnh hơn?
b) So sánh khả năng hoà tan của Mn(OH)2 trong nớc 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 phơng trình phản ứng xảy ra khi:

14


- 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 ptp trong các thí nghiệm sau:
a- Cho dung dịch MnSO4 tác dụng với các dung dịch Na 2CO3, dung
dịch NaHCO3. Sử dụng phơng pháp nào để thu đợc MnCO3 tinh
khiết hơn?
b- Sục khí ozon và dung dịch muối MnSO 4.
c- Đun nóng MnSO4 với bột PbO2 trong môi trờng axit HNO3.
d- Đun nóng dung dịch MnSO4 với tinh thể (NH4)2S2O8.
e- Nung nóng chảy hỗn hợp gồm MnSO 4 với KClO3 (hay KNO3) cùng
với KOH.
4.3. Hợp chất Mn(III)
Lý thuyết:
- Độ bền trong các môi trờng: trong môi trờng axit, hợp chất Mn3+
rất không bền nhng trong môi trờng 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:

- Điều chế:

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

15


- Tính chất hóa học:

- Điều chế.

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

MnO2 + Mn2+ + 4H+

- Khả năng tạo phức chất:
4.4. Hợp chất Mn(IV):
Lí thuyết
1. Cấu tạo
- Cấu hình electron ion Mn4+: bền nhất là MnO2.

- Số phối trí đặc trng: 6 (d2sp3)
3. Tính chất hoá học
- Tính chất lỡng tính.
- Tính oxi hoá mạnh.
1- Mangan(IV) oxit:

- Trạng thái, màu sắc, tính tan.

- Tính chất hóa học của MnO 2: phản ứng nhiệt phân, tính chất lỡng 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
- Phơng pháp điều chế và ứng dụng.
16


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 phơng trình phản ứng chứng minh MnO 2 là một oxit
lỡng tính và vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử.
14- Hoàn thành các phơng trình phản ứng điều chế MnO2 dới
đây:

o

t
a) Mn(NO3)2

b) KMnO4 + MnSO4 + KOH

c) MnSO4 + CaOCl2 + KOH

d) Mn(OH)2 + H2O2 (đặc)

4.5. Hợp chất Mn(VI): K2MnO4
Đặc điểm cấu tạo, màu sắc của ion MnO42-,
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 24 + 2H2O 2MnO 4 + MnO2 + 4OH- Tính oxi hóa mạnh:
K2MnO4 + 2Fe(OH)2 + 2H2O MnO2 + 2Fe(OH)3 + 2KOH
17


K2MnO4 + 2H2S + 2H2SO4 MnSO4 + S + K2SO4 + 4H2O
- Tính khử:
K2MnO4 + Cl2 KMnO4 + KCl
4K2MnO4 + O2 + H2O 4KMnO4 + 4KOH
4- Phơng pháp điều chế và ứng dụng:
Nung nóng MnO2 với kiềm khi có mặt không khí hoặc các chất
oxi hóa khác nh 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 trờng nào?
b) Hoàn thành các ptp 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 trờng axit; sau đó lại thêm tiếp từng giọt dung dịch
NaOH đặc cho đến môi trờng kiềm rồi đun nóng.
Nêu hiện tợng và giải thích bằng các phơng trình phản ứng.
17- a- Viết phơng trình p chứng minh K2MnO4 vừa có tính oxi
hóa vừa có tính khử.
18


b- Có thể thu đợc axít manganic bằng cách cho axít sunfuric
đặc tác dụng với kali manganat hay không? Giải thích?
18- Ngời ta có thể điều chế K2MnO4 bằng cách nung nóng MnO2
với KOH khi có mặt oxi không khí hoặc khi có mặt các chất oxi
hóa khác nh KClO3, KNO3.
Hãy viết các ptp.

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 xanh thẫm.
- Tính chất: tính chất của oxit axit, tính oxi hóa mạnh.
- Điều chế
2- HMnO4: Tính axit, độ bền nhiệt.
Là axit mạnh tơng đơng HCl và HNO3, 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 KMnO 4: - 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)
19

4K2MnO4 + 2H2O + O2

4KMnO4 (đặc) + 4Ba(OH)2 (tt)

4BaMnO4 + 2H2O + O2 +

2KOH
- Tính oxi hóa mạnh trong các môi trờng: trong dung dịch
KMnO4 oxi hóa đợc muối Fe(II) thành Fe(III), H2SO3 thành H2SO4,
SO 32 - thành SO 24 , NH3 thành N2, NO 2 thành NO 3 , HX thành X2, S2O
2
3

thành SO 24 , H mới sinh thành H2, axit oxalic 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 trờng nào?
b) Giải thích tại sao khả năng oxi hóa của ion MnO 4 lại phụ thuộc
vào môi trờng? Minh họa bằng phản ứng giữa kali pemanganat với
kali sunfit trong môi trờng axit, bazơ và trung tính.
c)

Giải

thích

nguyên

nhân

gây

ra

màu

sắc

của

ion

pemanganat?
20- Trong môi trờng axit H2SO4 loãng, KMnO4 oxi hóa đợc muối
Fe(II) thành Fe(III), H2SO3 thành H2SO4, SO 32 - thành SO 24 , NH3
thành N2, NO 2 thành NO 3 , HX thành X2, S2O 32 thành SO 24 , H mới
sinh thành H2, axit oxalic thành CO2 ở 60oC
Viết các phơng trình phản ứng.

20


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 lợng tinh thể KMnO4 rồi cho sản
phẩm vào nớc và đem đun nóng. Nêu hiện tợng và viết các ptp.
23- Thêm từ từ từng giọt dung dịch KOH vào dung dịch KMnO 4

đến môi trờng kiềm rồi đun nóng; sau đó lại thêm tiếp từng giọt
dung dịch H2SO4 loãng cho đến môi trờng axit rồi đun nóng. Nêu
hiện tợng và giải thích bằng các phơng trình phản ứng.
24- Nêu hiện tợng xảy ra khi cho từng giọt dung dịch KMnO 4 đến
d vào:
a- Dung dịch FeSO4 + H2SO4 loãng
b- Dung dịch MnSO4
Giải thích và viết ptp.
25- Tiến hành nhiệt phân KClO 3 điều chế khí oxi từ theo hai phơng pháp sau:
- Nhiệt phân KClO3
- Nhiệt phân hỗn hợp KClO3 + KMnO4
Hỏi phơng pháp nào xảy ra dễ hơn? Tại sao?
26-a. Xét xem ở 25oC có thể điều chế khí clo bằng cách cho
dung dịch KMnO4 1M tác dụng với dung dịch axit HCl 0,01M đợc
không?
b. Trong PTN, ngời ta tiến hành điều chế khí clo từ KMnO 4 và
axit HCl nh thế nào? Tại sao làm nh vậy?
Cho biết : E0 (MnO 4 / Mn2+) = 1,51V; Eo ( Cl2/2Cl-) = 1,36V.
5. Các hợp chất Tc Re
21


1. Hợp chất Tc(VI) - Re(VI)
Hợp chất (VI) của Tc và Re khá bền, ví dụ ReF 6, 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 nớc phân huỷ mạnh:
3TcF6 + 12H2O 2HTcO4 + Tc(OH)4 + 18HF
3ReOF4 + 9H2O 2HReO4 + Re(OH)4 + 12HF

Có tính khử mạnh:
4K2XO4 + O2 + H2O 4KXO4 + 4KOH
2. Hợp chất Tc(VII) - Re(VII)
Độ bền tăng trong dãy Mn(VII) Tc(VII) Re(VII).
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 phơng pháp sau đây hay
không:
- Cho dung dịch H2SO4 tác dụng với muối pemanganat.
- Sục khí CO2 tới d vào dung dịch kali manganat.
- Cho tinh thể (NH4)2SO4 vào dung dịch kali manganat.

22


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 phơng trình điều chế clo sau:
a) KMnO4+ HCl

b) K 2Cr2O7 + HCl

c) PbO 2

+ HCl
Hãy cho biết điều kiện và phạm vi ứng dụng của các phản ứng

trên. Muốn điều chế một lợng nhỏ khí clo nên dùng phản ứng
nào? Tại sao? Cho các giá trị thế điện cực dới đây:
MnO 4 /Mn2+= 1,52V; Cr2O 72 /Cr3+= 1,33V; PbO2/Pb2+ =1,46V;
Cl2/2Cl- = 1,36V.
31. a)Hoàn thành sơ đồ phản ứng (ghi rõ điều kiện nếu có):
MnSO4

Mn(OH) 2

MnO 2

K 2MnO4

MnSO4

KMnO 4
KMnO4

MnO2
b) Coi hot ca MnO4- v Mn2+ iu kin chun, thit lp s ph thuc ca th
in cc o c trờn in cc PtMnO4-, Mn2+, H+(aM).
Hng dn: Phn ng in cc: MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O
Ta cú = 0 +

+

ti 250C, iu kin chun = 0 +

= 0 - 0,09472pH

32. Hãy giải thích tại sao trong phép chuẩn độ pemanganat (ví
dụ chuẩn độ axit oxalic trong môi trờng axit sunfuric) ngời ta luôn
23


®Ó KMnO4 ë trªn buret? Cã thÓ ®Ó KMnO4 ë trong b×nh l¾c tam
gi¸c ®îc kh«ng? T¹i sao?
33. Tính nồng độ ban đầu của HSO4-, biết rằng khi đo sức điện động của pin:
Pt  I- 0,1M; I3- 0,02M ║ MnO4- 0,05M, Mn2+ 0,01M, HSO4- C M  Pt
ở 250C được giá trị 0,824V.
0
0
Cho: E MnO /Mn = 1,51V; E I /3I = 0,5355V; Ka (HSO4-) = 1,0.10-2.
4

2+

3

-

Giải:
Ở điện cực phải: MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
3I-  I3- + 2e

Ở điện cực trái:
0
Ephải = E MnO-4 /Mn2+ =

0

Etrái = E I3- /3I- =

0,0592 [MnO-4 ].[H + ]8
0,0592 0,05.[H + ]8
lg
=
1,51
+
lg
5
[Mn 2+ ]
5
0,01

0,0592 [I3- ]
0,0592 0,02
lg - 3 = 0,5355 +
lg
= 0,574V
2
[I ]
2
(0,1)3

Epin = Ephải - Etrái


0,824 = 1,51 +

0,0592 0,05.[H + ]8

lg
- 0,574 
5
0,01
HSO4- 

Mặt khác từ cân bằng:
[]

H+

C–h


h

h = [H+] = 0,054M

+ SO42h

h2
= Ka
C-h

Thay h = 0,054M , Ka = 10-2 ta được CHSO-4 = 0,3456M
C¸c nguyªn tè nhãm VIIIB. hä s¾t
26

Fe -

27

Co -

28

Ni

1. §Æc ®iÓm chung c¸c nguyªn tè nhãm VIIIB

24

Ka = 10-2


Lí thuyết
Thế điện cực của Fe, Co, Ni
Trong môi trờng axít
-0,44V

+0,77

Fe

3+
V

-0,04V

Fe(OH)

2
+1,95
V

Co

Trong môi trờng bazơ:

Fe

-0,56V

2+

-0,88V

Fe

Fe(OH)3

-0,29VFe

+0,46
V

-0,77V
-0,26V

+1,56
V

3+

Co

+0,17

2+

Co

-0,71V

Co(OH)3

Co(OH)2
-0,42V

NiO2

Ni

+0,49

Ni

NiO 2

-0,72V

Ni(OH) 2

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

Cấu
Z hình

Năng lợng ion hóa, kJ/mol
I1

I2

I3

I4

I5

2 [Ar]3d64s

762,

156

295

529

724

6 2
2 [Ar]3d74s

5
760,

1
164

7
323

0
495

0
767

7 2
2 [Ar]3d84s

4
737,

6

175

2
339

0
530

0
728

8

1

3

3

0

0

electron

2

Câu hỏi

25

R

R

ion

n

tử

M2+ M3+

1,2

0,8

0,6

6
1,2

0
0,7

7
0,6

5
1,2

8
0,7

4

1040
0

4

4

I6
9600
9840

-