“Xây dựng câu hỏi và bài tậpkim loại nhóm VIIB và VIIIB” h20

CHUYÊN ĐỀ: BÀI TẬP CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIA, VIIA

MỞ ĐẦU
Theo quy chế trường THPT chuyên được ban hành tại Thông tư số 12/2014/TTBGDĐT “Mục tiêu của trường chuyên là phát hiện những học sinh có tư chất thông
minh, đạt kết quả xuất sắc trong học tập và phát triển năng khiếu của các em về một
số môn học trên cơ sở đảm bảo giáo dục phổ thông toàn diện; giáo dục các em thành
người có lòng yêu nước, tinh thần vượt khó, tự hào, tự tôn dân tộc; có khả năng tự
học, nghiên cứu khoa học và sáng tạo; có sức khỏe tốt để tiếp tục đào tạo thành nhân
tài đáp ứng yêu cầu phát triển đất nước”.
Trường chuyên ngoài việc thực hiện các nhiệm vụ, quyền hạn quy định tại Điều lệ
trường trung học còn có các nhiệm vụ, quyền hạn khác, trong đó có:

- Tổ chức giảng dạy, học tập và các hoạt động giáo dục theo mục tiêu, chương trình
-

-

-

-

giáo dục phổ thông và các nội dung dạy học, giáo dục dành cho trường chuyên;
Nghiên cứu vận dụng phù hợp, hiệu quả các phương pháp quản lý, dạy học, kiểm
tra đánh giá tiên tiến; tổ chức hiệu quả các hoạt động giáo dục giá trị sống, kỹ năng
sống và kỹ năng hoạt động xã hội của học sinh; tạo điều kiện cho học sinh nghiên
cứu khoa học, sáng tạo kỹ thuật, vận dụng kiến thức vào giải quyết những vấn đề
thực tiễn và sử dụng ngoại ngữ trong học tập, giao tiếp;
Phát triển đội ngũ cán bộ quản lý, giáo viên đủ về số lượng, hợp lý về cơ cấu, giỏi
về chuyên môn, nghiệp vụ; sử dụng thành thạo thiết bị dạy học hiện đại; sử dụng
được ngoại ngữ trong nghiên cứu, giảng dạy và giao tiếp; có khả năng nghiên cứu
khoa học sư phạm ứng dụng;

Phối hợp với các đơn vị liên quan tổ chức đào tạo, bồi dưỡng năng lực chuyên môn,
nghiệp vụ, trình độ ngoại ngữ, tin học của cán bộ quản lý, giáo viên, nhân viên để
đáp ứng mục tiêu, nhiệm vụ trường chuyên;
Phát triển hoạt động hợp tác giữa nhà trường với các cơ sở giáo dục, cơ sở nghiên
cứu khoa học trong nước và nước ngoài để nâng cao chất lượng giáo dục và quản lý.

Thực hiện nhiệm vụ trên, trong những năm qua, các trường THPT chuyên đã có nhiều
sáng tạo trong công tác tổ chức thực hiện nhiệm vụ giáo dục và bồi dưỡng học sinh giỏi tại
các nhà trường. Đặc biệt, các trường THPT chuyên trong khu vực duyên hải và đồng bằng
bắc bộ đã tổ chức các cuộc giao lưu giáo viên và học sinh 02 lần/01 năm học. Các hoạt
động này đã thu hút được nhiều trường THPT chuyên cả trong và ngoài khu vực tham gia.
Trong các kì hội thảo khoa học trước, các thầy cô giáo của các trường THPT chuyên đã có
nhiều chuyên đề hay được chia sẻ tới các đồng nghiệp và các em học sinh của các trường
THPT chuyên trong khối. Năm học 2019 – 2020, Hội thảo khoa học tổ chức tại Bắc Ninh,
các thầy cô giáo môn hóa học đã nhất trí lựa chọn chuyên đề “Bài tập các nguyên tố
nhóm VIB, VIIB” làm nội dung hội thảo để các thầy cô giáo trong các nhà trường chia sẻ


kinh nghiệm dạy học và bồi dưỡng học sinh giỏi. Là giáo viên dạy chuyên và bồi dưỡng
đội tuyển học sinh giỏi quốc gia, tôi nhận thấy có một số nội dung kiến thức và bài tập
thuộc lĩnh vực hội thảo xin được chia sẻ cùng các đồng nghiệp. Thời gian và kinh nghiệm
có hạn, tôi rất mong nhận được các đóng góp từ Quý thầy cô và bạn bè đồng nghiệp để
việc dạy học và bồi dưỡng đội tuyển học sinh giỏi quốc gia được tốt hơn.

NỘI DUNG
Phần I: KIẾN THỨC LÍ THUYẾT CẦN NẮM VỮNG
I. CÁC NHUYÊN TỐ NHÓM VIB
Nhóm VIB gồm các nguyên tố: Crom (Cr), Molipđen (Mo), Vonfram (W, còn gọi là
tungsten). Một số đặc điểm của các nguyên tố nhóm VIB:
Nguyên

tố (E)

STT
nguyên
tử

Cr

24

Mo
W

Năng lượng ion hóa, eV

Thế điện cực
chuẩn, V

I1

I2

I3

Bán kính
nguyên tử
(nm)

[Ar]3d54s1

6,76

16,49

30,95

0,127

-0,74

42

[Kr]4d55s1

7,10

16,15

27,13

0,139

-0,2

74

[Xe]5d46s2

7,98

17,70

24,08

0,140

-0,15

Cấu hình
electron

E3+/E

Những nguyên tử Cr, Mo, W có cấu hình electron khá giống nhau, AO d của Cr và
Mo được điền một nửa, tương đối bền. Năng lượng ion hóa cho thấy trong những hợp chất
có số oxi hóa lớp hơn +2, các nguyên tố này ít có khả năng tạo liên kết ion.
Do sự co latanoit, W có bán kính nguyên tử gần với Mo. Bởi vậy, Mo có tính chất
gần với W hơn so với Cr. Cron có số oxi hóa đặc trưng là +3, +6; ngoài ra trong các hợp
chất crom, molipden, vonfram còn có các số oxi hóa 0, +1, +2, +3, +4 và +6.
I.1. Đơn chất
I.1.1. Tính chất vật lí
Crom, molipden, vonfram là những kim loại màu trắng bạc, có ánh kim. Cả ba đều
là kim loại nặng, dẫn nhiệt và điện tốt, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao (đứng đầu
trong các kim loại chuyển tiếp).
Crom, molipden, vonfram rất tinh khiết đều dễ chế hóa cơ học, nhưng khi lẫn tạp
chất thì đều cứng và giòn vì vậy các kim loại crom, molipden, vonfram kĩ thuật đều cứng.
Việc đưa thêm Crom, molipden, vonfram vào thép làm tăng cao độ cứng, độ bền nhiệt, độ
bền ăn mòn và độ bền hóa chất của các loại thép đặc biệt. Thép dụng cụ chứa 3-4% Cr,
thép dụng cụ cắt gọt chứa 20% W, thép crom – vonfram chứa 7,5%Cr, 26%W,…Hợp kim
nicrom dùng làm dây xoắn trong các lò điện chứa 10% Cr, 25% Fe, 2%Mn, 63% Ni. Hợp

kim của Mo với W là vật liệu thay thế platin. Hợp kim siêu cứng Stelit chứa 20-35% Cr,
35-55% Co, 9 – 15% W, 4 – 15% Fe, 2% C cứng gần bằng kim cương được dùng làm


dụng cụ cắt gọt tốc độ nhanh. Hợp kim chứa 90% W, 6% Ni và 4% Cu thường gọi là hợp
kim nặng (d ≈ 18) dùng để ngăn các tia phóng xạ (tốt hơn chì).
I.1.2. Tính chất hóa học

• Ở điều kiên thường, cả ba kim loại đều trơ với không khí, hơi ẩm và CO 2. Nguyên nhân
là cả ba đều được bảo vệ bởi màng oxit mỏng và bền ở bề mặt. Ở nhiệt độ cao, đặc biệt
ở dạng bột, cả ba KL đều phản ứng với oxi theo phản ứng:
tại 3000C: 4Cr (r) + 3 O2 (k) → 2 Cr2O3 (r) ; ∆H0 = -1141 kJ.mol-1.
còn Mo và W phản ứng ở 6000C:
2Mo (r) + 3O2 (k) → 2MoO3 (r) ; ∆H0 = -745 kJ.mol-1.
2W (r) + 3O2 (k) → 2WO3 (r) ; ∆H0 = -842 kJ.mol-1.

• Khí flo tác dụng với cả ba kim loại ở điều kiện thường tạo thành CrF 4, CrF5, MoF6,
WF6; các halogen khác chỉ tác dụng khi đốt nóng. Ở nhiệt độ cao Cr, Mo, W cũng tác
dụng với N2, C tạo thành các nitrua, cacbua (thường là hợp chất kiểu xâm nhập) có
thành phần khác nhau và độ cứng rất lớn:
W + N2

WN2

Mo + C

MoC

W + C

WC

• Ở 600 – 8000C các kim loại tác dụng với nước theo phản ứng:
2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2
Mo + 2H2O → MoO2 + 2H2
W + 2H2O → WO2 + 2H2
• Cr tác dụng được với dung dịch HCl, H 2SO4 loãng còn Mo và W không phản ứng do thế
điện cực gầm với thế của H+/H2 và có màng oxit bền bảo vệ:
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2
• Cả ba kim loại đều không tác dụng với kiềm nhưng tan được trong kiềm nóng chảy có
hòa tan nitrat hoặc clorat:
Cr + Na2CO3 + 3NaNO3 → Na2CrO4 + 3NaNO2 + CO2
Mo + Na2CO3 + 3NaNO3 → Na2MoO4 + 3NaNO2 + CO2
W + 2NaOH + NaClO3 → Na2WO4 + NaCl + H2O
I.1.3. Trạng thái tự nhiên và điều chế

• Khoáng vật chính chứa Crom là sắt cromit [Fe(CrO 2)2], của molipđen là molipđenit
(MoS2), của vonfram là vonframit [(Fe, Mn)WO4) và silit (CaWO4).
• Crom được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm:
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3
Crom thu được chứa 97,99% Cr


• Mo và W được điều chế bằng cách dùng khí H2 khử oxit trong lò điện:
MoO3 + 3H3 → Mo + 3H2O
WO3 + 3H3 → W + 3H2O
Mo và W thu được có độ tinh khiết rất cao. Nếu dùng H 2 để khử các florua, kim loại
thu được có độ tinh khiết cao hơn nữa; còn nếu thay thế H 2 bằng C hay Al thì kim loại thu
được có độ tinh khiết kém hơn.

• Trong công nghiệp, lượng lớn kim loại Cr, Mo, W được sản xuất dưới dạng hợp kim
fero. Hợp kim ferocrom chứa 50 – 70%Cr được sản xuất bằng cách dùng than cốc
khử quặng cromit:
Fe(CrO2)2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO
• Hợp kim feromolipđen chứa 55 – 60% Mo được sản xuất bằng cách dùng C hoặc Al
khử hỗn hợp quặng molipđenit, oxit sắt và vôi sống trong lò điện:
2CaMoO4 + Fe2O3 + 6Al + CaO → 2Fe + 2Mo + 3Ca(AlO2)2
2CaMoO4 + Fe2O3 + 6C → 2Fe + 2Mo + 6CO + CaO
• Hợp kim ferovonfram chứa 65 – 70% W được sản xuất bằng cách dùng C khử hỗn
hợp vonframat nghèo và oxit sắt ở 1700 – 17500C:
2CaWO4 + Fe2O3 + 6C → 2Fe + 2W + 6CO + CaO
I.2. Hợp chất của Cr(0); Mo(0) và W(0)
I.2.1. Phức hexacacbonyl Cr(CO)6, Mo(CO)6, W(CO)6:

• Các phức chất này đều có cấu trúc bát diện.
• Cấu hình electron của nguyên tử trung tâm là (n1)d6ns0np0.
• Nguyên tử trung tâm lai hóa d2sp3, phân tử nghịch từ.
• Các nguyên tử E mang điện tích dương, điều này
được lí giải là ngoài các liên kết cho nhận của CO
→E còn có các liên kết cho nhận E → CO.
Ở điều kiện thường Cr(CO)6, Mo(CO)6, W(CO)6 là các chất ở dạng tinh thể không
màu dễ thăng hoa trong chân không. Cr(CO) 6 nóng chảy ở 1490C và phân hủy nổ ở 130 –
1500C; Mo(CO)6 nóng chảy ở 1480C và sôi ở 1550C; W(CO)6 nóng chảy ở 1690C và sôi ở
1750C.
Các hexacacbonyl không tác dụng với nước và axit, nhưng tác dụng được với
NaOH trong ancol hoặc Na trong NH3:
Cr(CO)6 + NaOH → Na2Cr(CO)5 + Na2CO3 + H2O
Cr(CO)6 + 2Na

→ Na2Cr(CO)5 + CO

Các hexacacbonyl được điều chế theo hai phương pháp:
- Cho kim loại tác dụng trực tiếp với khí CO.


- Cho muối hoặc phức của kim loại tác dụng với chất khử trong khí quyển CO:
2CrCl3 + Al(C2H5)3 + 12CO
2CrCl3 + Al + 6CO

2Cr(CO)6 + AlCl3 + 3C2H5Cl
2Cr(CO)6 + AlCl3

I.2.2. Crom đibenzen Cr(C6H6)2
Crom đibenzen là tinh thể
màu nâu, nóng chảy ở 2840C.
Độ dài các liên kết Cr – C bằng
nhau.
Liên kết được hình thành
trong crom đibenzen bởi sự cho
nhận của các cặp electron trong
các MO πLK của benzen và các
AO trống , , 4s, 4px, 4py, 4pz còn
trống của Cr.
Crom đibenzen được điều chế bằng phản ứng:
CrCl3 + Al + 2C6H6 → Cr(C6H6)2 + AlCl3
CrCl3 + C6H5MgBr → ???
I.3. Hợp chất số oxi hóa +2 của Cr, Mo, W

 Hợp chất số oxi hóa +2 ở Cr tương đối phổ biến:
• oxit CrO là chất bột àu đen, có tính tự cháy, trên 100 0C tác dụng với oxi thành

Cr2O3, trên 7000C trong chân không phân hủy thành Cr 2O3 và Cr. CrO được tạo
thành khi cho oxi hay HNO3 oxi hóa hỗn hống crom.
• Crom (II) hidroxit (Cr(OH)2) là kết tủa màu vàng, khi lẫn tạp chất Cr(OH) 3 có màu
hung. Cr(OH)2 tan được trong axit nhưng không tan trong kiềm, dễ bị chuyển thành
Cr(OH)3 trong không khí; khi đun nóng bị phân hủy thành Cr2O3 khi có mặt oxi.
Cr(OH)2 được tạo nên từ phản ứng:
CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2 + 2NaCl (trong đk không có oxi)
• Muối Crom (II): Người ta đã tách và nghiên cứu kĩ các muối: CrCl 2.4H2O,
CrBr2.6H2O, CrSO4.H2O (ít tan) và [Cr(CH3COO)2.H2O]2 kết tủa.
Các muối Cr(II) tan được trong nước cho ion [Cr(H 2O)6]2+ có màu xanh lam. Muối
Cr(II) ít bị thủy phân.
• Oxit, hidroxit và muối Cr(II) có tính khử mạnh. .
• Ion Cr2+ có thể tạo nên các phức chất như [Cr(NH 3)6]Cl2, K4[Cr(CN)6], CrCl2.2N2H4,
…
 Hợp chất số oxi hóa +2 hầu như không thể hiện ở Mo và W. Một số hợp chất đã
được nghiên cứu:
• MoCl2 (tinh thể màu vàng) có cấu tạo claste ứng với công thức nguyên là Mo 6Cl12 là
phức chất [Mo6Cl8]Cl4. Khi cho MoCl2 tác dụng với AgNO3 thì chỉ 1/3 số Cl- tạo kết


tủa. [Mo6Cl8]4+ có tính nghịch từ. Mo6Cl12 được tạo thành khi cho Mo tác dụng với
photgen: 6Mo + 6COCl2 → Mo6Cl12 + 6CO
• MoBr2 là chất bột màu da cam, khó nóng chảy; WCl 2 là tinh thể màu xám, thăng
hoa trong chân không; WBr2 là chất bột màu vàng lục, chúng đều là những polime
có cấu tạo claste tương tự MoCl2.
• Molipđen (II) axetat là tinh thể hình kim màu vàng, độ bền nhiệt cao, tồn tạ dưới
dạng dime [Mo(CH3COO)2]2 như crom (II) axetat. Được điều chế bằng phản ứng:
2Mo(CO)6 + 4CH3COOH → [Mo(CH3COO)2]2 + 12CO + 2H2
I.4. Hợp chất số oxi hóa +3
I.4.1. Hợp chất crom (III)

 Crom (III) oxit (Cr2O3) dạng tinh thể có màu đen ánh kim, có độ cứng lớn, được dùng
làm bột mài bóng kim loại. Cr2O3 dạng vô định hình là chất bột màu lục thẫm thường
dùng làm bột màu cho sơn và thuốc vẽ.
• Cr2O3 tương đối trơ về mặt hóa học đặc biệt sau khi nung nóng, nó không tan
trong nước, axit và kiềm. Tính lưỡng tính của Cr 2O3 được thể hiện khi tham gia
các phản ứng ở dạng nóng chảy:
Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O
Cr2O3 + 3K2S2O7 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4
Cr2O3 + 6KHSO4 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O
• Cr2O3 tác dụng với kiềm nóng chảy, có mặt chất oxi hóa tạo thành cromat:
Cr2O3 + 3 Na2O2 → 2Na2CrO4 + Na2O
Cr2O3 + 2 Na2CO3 + 3NaNO3 → 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2
• Cr2O3 được điều chế nằng cách cho K2Cr2O7 tác dụng với S hoặc C
K2Cr2O7 + S → Cr2O3 + K2SO4
 Crom (III) hidroxit là kết tủa dạng nhầy màu lục nhạt, không tan trong nước, có thành
phần biến đổi. Cr(OH)3 là chất lưỡng tính điểm hình, dễ dàng tan trong dung dịch axit
và kiềm. Cr(OH)3 không tan trong dung dịch NH3 nhưng tan trong NH3 lỏng tạo thành
Cr(NH3)6(OH)3.
 Muối crom (III): là dạng oxi hóa bền nhất của crom.
• Hầu hết muối crom(III) đều tan trong nước, trừ CrPO4 và CsCr(SO4)2.12H2O rất ít
tan. Khi kết tinh từ dung dịch, muối crom(III) thường ở dạng tinh thể hidrat có
thành phần và màu sắc biến đổi, ví dụ CrPO 4.6H2O có màu tím, CrPO4.2H2O có
màu lục.
• Dung dịch muối crom (III) có màu tím đỏ ở nhiệt độ thường (màu đặc trưng của
[Cr(H2O)6]3+) nhưng có màu lục khi đung nóng.
• Muối khan có cấu tạo và tính chất khác với muối hidrat. Ví dụ: CrCl 3 màu tím đỏ,
tan rất chậm trong nước, Cr2SO4)3 màu hồng tan rất ít trong nước trong khi
CrCl3.6H2O và Cr2(SO4)3.18H2O đều có màu tím và dễ tan trong nước.
• Crom (III) bị khử thành Crom (II) bằng hỗn hỗng kẽm trong môi trường axit và bị

oxi hóa thành cromat trong môi trường kiềm bởi H2O2, Cl2, Br2,…


2Cr3+ + Zn(Hg) → Zn2+ + 2Cr2+ + (Hg)
2CrCl3 + 16NaOH + 3Cl2 → 2Na2CrO4 + 12NaCl + 8H2O
Cr2(SO4)3 + 10NaOH + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

•

Muối tiêu biểu: CrCl3.6H2O được kết tinh từ dung dịch nước, có 3 đồng phân với
màu sắc khác nhau:
[Cr(H2O)6]Cl3 ⇌ [Cr(H2O)5Cl]Cl2.H2O ⇌ [Cr(H2O)4Cl2]Cl.2H2O
(tím)
(lục nhạt)
(lục)
(dạng màu tím bền trong dung dịch loãng và nguội, dạng màu lục bền trong dung
dịch đặc, nóng)
Khi nung nóng CrCl3.6H2O ở 2500C trong khí quyển Cl2 hoặc HCl thu được CrCl 3
khan. CrCl3 khan được điều chế trong phòng thí nghiệm bằng phản ứng:
2Cr + 3Cl2 2CrCl3
hoặc: Cr2O3 + 3C + 3Cl2 2CrCl3 + 3CO
2Cr2O3 + 3CCl4 4CrCl3 + 3CO2

I.4.2. Hợp chất của Mo(III) và W(III): không như hợp chất Cr(III)
Một số hợp chất có độ bền lớn như:

• Mo2O3 (chất bột màu đen mờ), không tan trong nước, tan trong dung dịch HCl cho
•
•
•

•
•
•

dung dịch màu đỏ của Mo3+.
Mo(OH)3: là kết tủa màu nâu đen, không tan trong nước và axit loãng nhưng tan
trong kiềm tạo thành molipđat và H2.
MoF3: là chất dạng tinh thể màu hồng, khi đun nóng trong không khí ẩm nó chuyển
thành MoO3 và HF. MoF3 được điều chế từ MoBr3 và HF.
MoCl3: là chất dạng tinh thể hình kim màu đỏ thẫm, nó dễ chuyển thành MoOCl
trong không khí; được tạo thành khi cho MoCl5 tác dụng với H2 hoặc Mo.
MoBr3: là chất dạng tinh thể hình kim màu lục không tan trong nước và axit. MoBr 3
được tạo thành khi cho MoCl5 tác dụng với HBr.
Mo2S3: Là chất dạng tinh thể hình kim màu thép xám, không tan trong nước và axit
nhưng bị oxi hóa bởi HNO3 đặc. Mo2S3 được tạo nên từ phản ứng giữa Mo và S.
Một số phức chất : [MoF6]3-, [MoCl6]3-, [Mo(SCN)6]3-, [Mo(phen)3]3+, [Mo(đipy)3]3+
và [W2Cl9]3- (phen là 1,10-phenantrolin, đipy là 2,2-đipyriđyl).

I.5. Hợp chất crom(VI)
I.5.1. Crom(VI) oxit: CrO3 là tinh thể hình kim màu đỏ thẫm, hút ẩm mạnh và rất độc đối
với người. CrO3 kém bền với nhiệt:
CrO3

Cr3O8

Cr2O5

CrO2 Cr2O3

- CrO3 là oxit axit, có tính oxi hóa mạnh:

 Tác dụng với nước tạo thành axit, tác dụng với kiềm thành cromat:
CrO3 + H2O → H2CrO4

(màu vàng)


2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 (màu da cam)
3CrO3 + H2O → H2Cr3O10 (màu đỏ)
4CrO3 + H2O → H2Cr4O13 (màu đỏ)
CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

 Tác dụng với các chất khử I2, S, C, P, CO, HBr, HI,… và nhiều chất hữu cơ.
- CrO3 tác dụng với HF và HCl tạo thành cromyl halogenua:
CrO3 + 2HF → CrO2F2 + H2O (tương tự SO3)
CrO2F2: chất khí màu nâu đỏ, ngưng tụ ở 300C thành tinh thể màu tím đỏ.
CrO2Cl2: Chất lỏng màu đỏ thẫm sôi ở 1170C, hơi có màu vàng
- CrO3 được điều chế bằng cách cho muối cromat, dicromat tác dụng với H2SO4 đặc.
I.5.2. Axit cromic và axit policromic: H2CrO4 màu vàng; H2Cr2O7 màu da cam, H2Cr3O10
và H2Cr4O13 màu đỏ.
Cấu tạo các axit này tương tự các hợp chất tương ứng của S.
Quá trình ngưng tụ axit cromic tăng khi pH giảm và nồng độ tăng.
Chúng là các chất oxi hóa mạnh.
I.5.3. Muối cromat và đicromat:
Muối thường gặp Na2CrO4, K2CrO4, Na2Cr2O7, K2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7. Các muối
cromat chuyển thành đicromat, tricromat,… khi bị axit hóa. Chúng có tính oxi hóa mạnh
trong môi trường axit:
CrO42- + 8H+ + 3e ⇌ Cr3+ + 4H2O;
CrO42- + 4H2O + 3e ⇌ Cr(OH)3 + 5OH- ;

E0 = 1,33V
E0 = - 0,13V.

Muối cromat và đi cromat chuyển hóa qua lại theo sơ đồ:
2CrO42- + 2H+ ⇌ 2HCrO4- ⇌ Cr2O72- + H2O
Do vậy CrO42- bền trong môi trường kiềm, Cr2O72- bền trong môi trường axit.
Phương pháp điều chế cromat: cho CrO3 tác dụng với kiềm hoặc oxi hóa crom(III)
trong môi trường kiềm.
I.5.4. Hợp chất peoxi của crom

 Crom(VI) peoxit (CrO5): Khi chế hóa cromat với H2O2 trong ete 30% và H2SO4 loãng
thu được dung dịch màu xanh chứa CrO5 theo phản ứng:


H2CrO4 + 2H2O2 → CrO5 + 3H2O
CrO5 kém bền phân hủy cho oxi khi tác dụng với axit, kiềm,
KMnO4:
CrO5 + KOH → K2CrO4 + H2O + O2

Cấu tạo của CrO5

4CrO5 + 6H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 6H2O + 7O2

5CrO5 + 4KMnO4 + 6H2SO4 → 2K2SO4 + 4MnSO4 + 5H2CrO4 + H2O + 10O2
 Peoxicromat (VI): Khi chế hóa CrO5 với H2O2 30% và KOH (NH3) trong ete thu được
tinh thể màu xanh K2Cr2O12.2H2O (hoặc màu tím (NH4)2Cr2O12.2H2O).
Peoxicromat(VI) không bền, bị phân hủy khi va chạm, trong nước, axit, kiềm giải
phóng oxi:
2K2Cr2O12 2K2Cr2O7 + 5O2
2K2Cr2O12 + 4KOH → 4K2CrO4 + 5O2 + 2H2O

K2Cr2O12 + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + 4O2
 Peoxicromat (V): Cho dung dịch H2O2 30% tác dụng với hỗn hợp CrO3 và KOH ở 00C
hay dung dịch K2CrO4 trong KOH dư thì thu được tinh thể
màu đỏ nâu K3CrO8 là muối của H3CrO8 không tách được ở
trạng thái tự do trong đó Cr có hóa trị V.
Tinh thể K3CrO8 bền trong không khí khô ráo, phân hủy nổ
ở1780C và bị nước phân hủy ở nhiệt độ thường:

Cấu tạo của H3CrO8

4K3CrO8 + 2H2O → 4K2CrO4 + 4KOH + 7O2
II. NGUYÊN TỐ NHÓM VIIB
Nhóm VIIB gồm các nguyên tố: Mangan (Mn), Tecneti (Tc) và Reni (Re). Một số đặc
điểm nguyên tố nhóm VIIB:
Năng lượng ion hóa

Thế điện cực
chuẩn,

I3

Bán kính
nguyên tử
(nm)

15,63

33,69

0,13

-1,18 (Mn2+/Mn)

7,28

15,26

29,5

0,136

+0,4 (Tc2+/Tc)

7,79

13,1

26,0

0,137

+0,3 (Re3+/Re)

Nguyên
tố (E)

Cấu hình
electron
nguyên tử

I1

I2

Mn (25)

[Ar]3d54s2

7,43

Tc (43)

[Kr]4d55s2

Re (75)

[Xe]4f145d56s2

eV

V

Mangan, tecneti và reni có cấu hình electron hóa trị giống nhau (n-1)d 5ns2 nên có
tính chất giống nhau. Tuy nhiên tính chất của Tc và Re giống nhau nhiều hơn. Cấu hình
electron d5 tương đối bền nhưng số oxi hóa +2 chỉ đặc trưng với Mn còn Tc và Re có xu
hướng tạo hợp chất số oxi hóa cao hơn. Các nguyên tố nhóm VIIB tạo nên nhiều hợp chất
với số õi hóa khác nhau từ 0 đến +7. Những số oxi hóa phổ biến của Mn là +2, +4, +7; của
Tc là +4, +7; của Re là +3, +4, +5, +7. Ở trạng thái oxi hóa +7 các nguyên tố này có những
nét giống clo.

Sơ đồ thế oxi hóa – khử các nguyên tố nhóm VIIB (trong môi trường axit):

II.1 CÁC ĐƠN CHẤT
II.1.1 Tính chất vật lí
Mangan, Tecneti và Reni là những kim loại màu trắng bạc. Dạng bề ngoài của
mangan giống sắt, của tecneti giống platin. Mangan có một số dạng thù hình khác nhau về
mạng tinh thể và tỉ khối, bền nhất ở nhiệt độ thường là dạng α với mạng lập phương tâm
khối. Tecneti là nguyên tố phóng xạ, đồng vị phân hủy β (chu kì bàn hủy 2.105 năm).
Mangan, Tecneti và Reni là kim loại rất khó nóng chảy và sôi. Mangan tinh khiết dễ
cán và dễ rèn nhưng khi lẫn tạp chất thì giòn và cứng hơn.
Thép mangan chứa 1 - 2% Mn dẻo dai và chịu mài mòn được dùng làm đường ray,
trụ môtơ, bánh răng. Thép mangan chứa 10 - 15% Mn dùng để chế tạo các chi tiết rất cứng,
chịu mài mòn. Thép không gỉ 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 ít
biến đổi theo nhiệt độ được dùng làm cuộn trở trong các dụng cụ đo điện. Gang kính chứa
5 - 20% Mn.
Mn có nhiều dạng thù hình tuỳ theo phương pháp điều chế, chúng khác nhau về
mạng lưới tinh thể và tỉ khối, bền nhất ở nhiệt độ thường là dạng α với mạng lưới lập
phương tâm khối. Mn điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm, tồn tại ở 2 dạng α-Mn và βMn. Dạng α-Mn tồn tại ở nhiệt độ thường có D=7,21g/cm 3, dạng β-Mn tồn tại ở nhiệt độ
cao (742-10700C) có D=7,29g/cm3. Mn được điều chế bằng phương pháp điện phân, tồn tại
ở dạng γ-Mn, bền ở 1070-11300C có D=7,21g/cm3. Dạng thù hình tồn tại ở nhiệt độ cao
hơn 11300C là dạng δ-Mn.
II.1.2. Tính chất hóa học


Từ Mn đến Re hoạt tính hoá học giảm. Mn là kim loại tương đối hoạt động, Tc và
Re là kim loại kém hoạt động.

 Tác dụng với phi kim: Mn dễ bị oxi không khí oxi hóa nhưng tạo màng Mn 2O3 nên

được bảo vệ không cho phản ứng tiếp tục xảy ra kể cả khi đun nóng. Ở dạng bột, nhất
là khi đun nóng các kim loại nhóm VIIB tác dụng với O 2, F2, Cl2, S, N2, P, C, Si. Với
O2, Mn tạo Mn3O4, còn Tc và Re tạo Tc2O7 và Re2O7; với Cl2 và F2 tạo MnF3, MnF4,
MnCl2, ReF7, ReF6, ReCl6.
Ví dụ:

4Mn + 3O2

2Mn2O3

2Mn + 3F2 → 2MnF3
Mn + Cl2 → 2MnCl2

 Tác dụng với nước: Cả ba kim loại không tác dụng với nước kể cả khi đun nóng, ở
dạng bột Mn có phản ứng với nước giải phóng H2:
Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2
Phản ứng này xảy ra mãnh liệt hơn khi trong nước có muối NH 4+ vì Mn(OH)2 tan
được trong dung dịch muối này như Mg(OH)2:
Mn(OH)2 + 2NH4+ → Mn2+ + 2NH3 + 2H2O

 Tác dụng với axit: Mn tác dụng mạnh với HCl và H 2SO4 loãng còn Re và Tc chỉ tác
dụng được với HNO3 và H2SO4 đặc nóng:
Mn + HCl → MnCl2 + H2
3Re + 7HNO3 → 3HReO4 + 7NO + 2H2O
3Tc + 7HNO3 → 3HTcO4 + 7NO + 2H2O
Mn bị HNO3 đặc nguội thụ động hóa, tác dụng với HNO3 loãng và HNO3 đặc nóng:
3Mn + 8HNO3 → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

 Khác với Mn và Tc, Re tan được trong peoxit:
2Re + 7H2O2 → 2HReO4 + 6H2O

II.1.3. Trạng thái tự nhiên
Mn là nguyên tố tương đối phổ biến, Tc và Re tương đối hiếm. Các khoáng vật chứa
Mn là: hausmanit (Mn3O4) chứa 72% Mn, pirolusit (MnO2) chứa 63% Mn, braunit (Mn2O3)
và manganit (MnOOH).

- Mn được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm: dùng bột Al khử oxit Mn 3O4 đã
được tạo nên khi nung pirolusit ở 9000C.
3MnO2

Mn3O4 + O2

3Mn3O4 + 8Al

9Mn + 4Al2O3


Sản phẩm thu được chứa 94-96% Mn và 6-4% tạp chất Fe, Si, Al. Mn tinh khiết được
điều chế bằng điện phân dung dịch MnSO4.

- Tc là nguyên tố nhân tạo, được tạo ra bằng phản ứng hạt nhân khi bắn phá

-

Molipđen bằng nơtron.
+ → ;
→ + β( + → + )
Khử NH4TcO4 bằng khí H2 ở nhiệt độ cao sẽ thu được bột tecneti kim loại:
2NH4TcO4 + 7H2
2Tc + 8H2O + 2NH3
Re được điều chế bằng cách dùng H2 khử amoni renat ở nhiệt độ cao

2NH4ReO4 + 4H2 2Re + N2 + 8H2O
hoặc

2NH4ReO4 + 7H2 2Re + 2NH3 + 8H2O

II.2. Các hợp chất Mn(0), Tc(0) và Re(0)
Những cacbonyl của Mn, Tc, Re có công
thức chung là E2(CO)10. Phân tử có tính nghịch từ,
số oxi hóa của E bằng không, hợp chất có liên kết
kim loại – kim loại:
Ở điều kiện thường, Mn2(CO)10 màu vàng chói, Tc2(CO)10 và Re2(CO)10 không màu.
Chúng dễ thăng hoa, Mn2(CO)10 nóng chảy trong bình kín ở 1550C, bắt đầu phân hủy ở
1100C, Tc2(CO)10 và Re2(CO)10 lần lượt nóng chảy trong bình kín ở 1600C và 1770C.
Các dime cacbonyl này không tác dụng với nước và dung dịch axit loãng nhưng tác
dụng với dung dịch kiềm hay dung dịch của kim loại kiềm trong dung môi hữu cơ và tác
dụng với halogen:
Ví dụ: [Mn(CO)5]2 + 2Na → 2Na[Mn(CO)5]
[Mn(CO)5]2 + Br2 → 2[Mn(CO)5]Br

(số oxi hóa của Mn là -1)
(số oxi hóa của Mn là +1)

Mn2(CO)10 được điều chế ở nhiệt độ thường khi cho CO (20 atm) tác dụng với hỗn
hợp MnI2 và Mg trong ete:
2MnI2 + 2Mg + 10CO

Mn2(CO)10 + 2MgI2

Tc2(CO)10 và Re2(CO)10 được điều chế bằng cách cho CO tác dụng với Tc 2O7 và
Re2O7 tương ứng ở 250 atm và 200 atm.

II.2. Các hợp chất của mangan
II.2.1 Hợp chất Mn+2
* MnO là chất bột màu xám lục, mạng tinh thể kiểu NaCl; nóng chảy ở 17800C.
- Không tan trong nước nhưng tan dễ trong dung dịch axit
MnO + 2 H+ → Mn2+ + H2O
- Thể hiện tính khử: khi được đun nóng trong không khí ở 200-3000C


2MnO + O2

2MnO2

- MnO được điều chế bằng nhiệt phân muối cacbonat hoặc oxalat của Mn(II) trong khí
quyển hiđro:
MnCO3

MnO + CO2

MnC2O4

MnO + CO2 + CO

hoặc khử các oxit cao của mangan bằng H2 hay CO ở nhiệt độ cao
Ví dụ: Mn3O4 + H2 3MnO + H2O
* Mn(OH)2: là kết tủa trắng, cấu trúc giống Mg(OH)2
- Không tan trong nước nhưng tan khi có mặt muối amoni
- Có tính bazơ yếu, tan dễ trong dung dịch axit tạo muối Mn2+
Mn(OH)2 + 2H+ → Mn2+ + 2H2O
- Thể hiện tính lưỡng tính rất yếu, chỉ tan ít trong dung dịch kiềm rất đặc
Mn(OH)2 + NaOHđặc → Na[Mn(OH)3]

(phức [Mn(OH)3]- không bền và phân huỷ ngay trong kiềm đặc,
do vậy có thể coi Mn(OH)2 không lưỡng tính)
- Mn(OH)2 dễ chuyển thành kết tủa nâu vì dễ bị oxi không khí oxi hoá thành
MnOOH (hay Mn2O3.H2O) rồi chuyển thành H2MnO3 (hay MnO2.H2O)
4 Mn(OH)2 + O2 → 4MnOOH + 2H2O
- Thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hoá như Cl 2, H2O2 ...
Ví dụ: Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2 → MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 → HMnO3 + H2O
- Mn(OH)2 được điều chế trong phòng thí nghiệm bằng dung dịch muối Mn 2+ tác
dụng với kiềm trong khí quyển hidro
Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2
* Muối Mn (+2)
- Đa số muối Mn(II) dễ tan trong nước, trừ MnS, Mn3(PO4)2, MnCO3 hơi ít tan.
- Muối Mn(II) bị thủy phân yếu như muối Mg(II), do ion Mn 2+ và Mg2+ có bán kính ion
gần bằng nhau (Mn2+: 0,8

; Mg2+: 0,78

)

- Muối Mn(II) thường có màu hồng nhạt, khi tan trong nước cho dung dịch gần như
không màu chứa ion bát điện [Mn(H2O)6]2+ .


- Ion Mn2+ có khả năng tạo nhiều phức nhưng hằng số bền của phức không lớn hơn so
với các phức của kim loại hoá trị 2 khác như Fe, Co, Ni, Cu ... vì Mn 2+ có bán kính lớn
và năng lượng làm bền của phức đều bằng không.
- Trạng thái oxi hoá +2 là bền nhất của mangan trong môi trường axit. Muối Mn 2+ chỉ bị
oxi hoá bởi chất oxi hoá mạnh như PbO2, NaBiO3, (NH4)S2O8 thành MnO4- màu tím.
Ví dụ :

2MnSO4 + 5NaBiO3 + 16HNO3 → 2HMnO4+ 5Bi(NO3)3 + 2Na2SO4 + NaNO3 + 7H2O
5PbO2+ 2MnSO4 + 6HNO3 → 2HMnO4+ 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
- Khi nung với hỗn hợp gồm chất kiềm và chất oxi hoá như KNO 3, KClO3, muối Mn2+
chuyển thành muối manganat màu lục.
Ví dụ:
MnSO4 + 2K2CO3 + 2KNO3 K2MnO4 + 2KNO2+ K2SO4+ 2CO2
II.2.2 Hợp chất Mn +4
* MnO2: chất bột màu đen, không tan trong nước và tương đối trơ.
- Khi đun nóng, phân huỷ tạo thành các oxit thấp hơn:
MnO2 Mn2O3

Mn3O4

- Khi đun nóng, tan trong axit và kiềm như một axit lưỡng tính:
+ Khi tan trong dung dịch axit, không tạo muối Mn 4+ theo phản ứng trao đổi mà tác
dụng như chất oxi hoá
Ví dụ: MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
4MnO2 + 6H2SO4 2Mn2(SO4)3 + O2 + 6H2O
+ Khi tan trong dung dịch kiềm đặc tạo dung dịch màu xanh lam chứa ion MnO43(hipomanganat) và [Mn(OH)6]3- vì trong điều kiện này Mn(+4) không tồn tại được.
MnO2 + 6NaOHđặc Na3Mn+5O4 + Na3[Mn+3(OH)6]
Hipomanganat
- Khi nấu chảy với kiềm hay oxit bazơ mạnh, tạo muối manganit
Ví dụ: MnO2 + 2NaOH Na2MnO3 + H2O
MnO2 +

CaO CaMnO3

- Ở nhiệt độ cao, MnO2 bị H2, CO, C khử thành kim loại hay oxit thấphơn
MnO2 + H2

MnO + H2O

MnO2 + C Mn + CO2
- Huyền phù MnO2 trong nước ở 00C tác dụng với SO2 tạo mangan (II) đithionat


MnO2 + 2SO2 MnS2O6
khi đun nóng tạo mangan (II) sunfat :
MnO2 + 2SO2 MnSO4
- Khi nấu chảy với kiềm nếu có mặt chất oxi hoá như KNO 3, K2CO3, O2 thì MnO2 bị oxi
hoá thành manganat.
Ví dụ: MnO2 + KNO3 + K2CO3 K2MnO4 + KNO2 + CO2
2MnO2 + O2 + 4KOH 2K2MnO4 + 2H2O
* Muối Mn(+4): Muối Mn(+4) không có nhiều, ion Mn4+ bị thuỷ phân mạnh trong dung
dịch tạo MnO2 nhưng được làm bền hơn trong các phức.
II.2.3 Hợp chất Mn +6
Mn(VI) chỉ biết được trong ion manganat (MnO 42-) có màu lục thẫm. Thường gặp
muối manganat của kim loại kiềm, amino, kim loại kiềm thổ, chì và catdimi.
* K2MnO4: tinh thể màu lục đen, phân huỷ trên 5000C:
2K2MnO4 2K2MnO3 + O2
- Tan và bền trong dung dịch kiềm nhưng tự phân huỷ trong các môi trường trung tính
và axit: 3MnO42- + 2H2O → 2MnO4- + MnO2 + 4OHDo vậy, dung dịch manganat được pha loãng bằng nước hoặc khi để lâu trong
không khí chứa CO2, màu lục thẫm trở thành màu tím (của MnO 4-) và xuất hiện kết tủa
đen.
- Muối manganat là chất oxi hoá mạnh, trong môi trường kiềm bị khử đến MnO2, còn
trong môi trường axit tạo muối Mn2+
Ví dụ : K2MnO4 + 2H2S + 2H2SO4 → 2S↓ + MnSO4 + K2SO4 + 4H2O
K2MnO4 + 2Fe(OH)2 + 2H2O → MnO2 ↓ + 2Fe(OH)3 ↓ + 2KOH
Tuy nhiên, với chất oxi hoá mạnh hơn, manganat thể hiện tính khử
Ví dụ : 2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl

4K2MnO4 + O2 + H2O → 4KMnO4 + 4KOH
- K2MnO4 được điều chế bằng cách nấu chảy bột pirolusit với KOH hay K2CO3 khi có
mặt oxi không khí
2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + 2H2O
II.2.4 Hợp chất Mn +7
* Axit pemanganic (HMnO4): dung dịch có màu tím đỏ, tương đối bền trong dung dịch
loãng nhưng phân huỷ khi dung dịch có nồng độ trên 20%:


2HMnO4 → 2MnO2 + O3 + H2O
- Axit HMnO4 là axit mạnh, muối của nó là pemanganat. Muối pemanganat bền hơn
axit nhưng dễ phân huỷ khi đun nóng và dưới tác dụng củaánh sáng.
- Axit HMnO4 và muối MnO4- đều là chất oxi hoá mạnh.
- Axit HMnO4 được tạo nên khi hoà tan Mn 2O7 trong nước đã được làm lạnh hoặc cho
muối MnO4- tác dụng với dung dịch axit loãng.
Ví dụ: Ba(MnO4)2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HMnO4
* Kali pemanaganat (KMnO4): tinh thể màu tím đen, trong nước cho dung dịch màu tím
đỏ, độ tan biến đổi tương đối nhiều nhiều theo nhiệt độ. Ngoài ra, nó còn thể tan trong
amoniac lỏng, pyriđin, rượu và axeton.
- KMnO4 dễ bị phân hủy bởi nhiệt:
+ Trên 2000C, phân huỷ theo phản ứng:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
+ Trên 5000C, phân huỷ theo phản ứng:
4KMnO4 2K2MnO3 + 2MnO2 + 3O2↑
- KMnO4 có tính oxi hoá mạnh nên được dùng làm chất oxi hoá trong tổng hợp vô cơ và
hữu cơ, dùng để tẩy trắng, sát trùng trong y học và đời sống ... Khả năng oxi hoá của
KMnO4 phụ thuộc mạnh vào môi trường của dung dịch:
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

E0 = 1,51V

MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH-

E0 = 0,588V

MnO4- + e → MnO42-

E0 = 0,56V

- Trong dung dịch axit, MnO4- có thể oxi hoá nhiều chất và chuyển về ion Mn2+
Ví dụ: 2KMnO4+5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
2KMnO4 + 5HCOOH + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + CO2 ↑ + 8H2O
Tuy nhiên, tuy không có chất khử, MnO4- có thể phân huỷ trong dung dịch axit
4MnO4- + 4H+ → 3O2 ↑ + 4MnO2 + 2H2O
- Trong dung dịch trung tính, axit yếu hay kiềm yếu, ion MnO4- bị khử thành MnO2.
Ví dụ: 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 2KOH + 3Na2SO4
2KMnO4 + 3H2O2 → 2MnO2 + 2KOH + 3O2 + 2H2O
- Trong dung dịch kiềm mạnh và khi có dư chất khử, ion MnO4- bị khử đến MnO42Ví dụ: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O


và khi không có chất khử, MnO4- tự phân huỷ:
4KMnO4 + 4KOH → 4K2MnO4 + O2 + 2H2O
- Điều chế KMnO4 trong công nghiệp bằng cách điện phân dung dịch K2MnO4 với các điện
cực bằng thép:
2KMnO4 + 2H2O 2KMnO4 + 2KOH + H2
Các hợp chất của Mn (+3) và các hợp chất khác của Tc, Re các bạn tham khảo thêm
trong các tài liệu Hóa học vô cơ tập 3, tác giả Hoàng Nhâm; Hóa học các kim loại chuyển
tiếp, tác giả Nguyễn Đức Vận.

Phần II: BÀI TẬP CÁC KIM LOẠI NHÓM VIB, VIIB

I. Các bài tập về cấu trúc và tính chất
Bài 1: Thế nào là chất thuận từ, nghịch từ. Momen từ của MnSO 4.4H2O là 5,86µB. Tính số
electron độc thân trong phân tử phức chất trên. Mô tả cấu trúc của phân tử.
Bài 2: Tính bền của số oxi hoá dương max tăng hay giảm theo chiều từ Cr đến W và theo
chiều từ Mn đến Re? Giải thích.
Bài 3: Sắp xếp theo chiều ∆o tăng của các phức sau: [W(H2O)6]2+; [Cr(H2O)6]2+;
[Mo(H2O)6]2+. Giải thích?
Bài 4: Cho 3 phức [Mn(H2O)6]2+ ; [MnF6]4 - và [Mn(CN)6]4+ có các thông số phân tách ∆o
ứng với các giá trị 101,4; 308,9; 90,2 KJmol-1

-

Hãy ghi giá trị của ∆o cho từng phức, căn cứ vào đâu ghi được như vậy
Năng lượng ghép cặp P của Mn2+ là 304,2 KJmol-1. Hãy cho biết phức nào là
phức thấp spin, cao spin.

Bài 5: (Đề thi HSG Quốc gia 2012)
a) Tại sao crom có khả năng thể hiện nhiều trạng thái oxi hoá? Cho biết những số oxi
hóa phổ biến của crom?
b) Nêu và nhận xét sự biến đổi tính chất axit – bazơ trong dãy oxit: CrO, Cr 2O3, CrO3.
Viết phương trình hoá học của các phản ứng để minh họa.
c) Viết phương trình ion của các phản ứng điều chế Al 2O3 và Cr2O3 từ dung dịch gồm
kali cromit và kali aluminat.


Bài 6: Bán kính của kim loại crom khoảng 126 pm. Khối lượng riêng của crom là 7,14
g/cm3. Crom tinh thể có cấu trúc mạng tinh thể lập phương đơn giản. Xác định
hằng số mạng của crom nếu chỉ dựa vào các giá trị đã cho.
Bài 7: Axit hóa dung dịch kali cromat dẫn đến sự tạo thành ion dicromat màu cam, sau đó
là màu đỏ đậm của các ion tri- vàd tetracromat. Sử dụng axit sunfuric đặc chúng ta

thu được một kết tủa màu đỏ không chứa kali. Viết các phản ứng xảy ra và vẽ cấu trúc
các ion. Đề xuất cấu tạo của chất kết tủa ?
Bài 8: Giải thích tại sao Cr(OH)2 là bazơ mạnh hơn Cr(OH)3? Tại sao các kim loại có số
oxi hoá càng cao thì thì tính axit của hiđroxit càng mạnh.
Bài 9: So sánh tính chất của crom và lưu huỳnh. Nêu rõ những tính chất giống nhau và
khác nhau. Giải thích nguyên nhân.
Bài 10: Nguyên nhân nào làm cho tính chất của các hợp chất Cr(III) giống với tính chất
của Al(III)? Al(OH)3 và Cr(OH)3 đều là hiđroxit lưỡng tính nhưng tại sao Cr(OH) 3
được điều chế bằng cách: Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3 nhưng Al(OH)3 thì không ?
Bài 11: Tại sao khi axit hoá dd K2Cr2O7, KMnO4 người ta không dùng dd HCl ?
Bài 12: Viết các phương trình phản ứng sau dưới dạng ion (nếu có) và phân tử:
a. Cr2(SO4)3 + NaOH(dd, thiếu và dư)
b. Na3[Cr(OH)6] + thêm từ từ H2SO4 loãng cho tới dư
c. Na3[Cr(OH)6] + Br2 + NaOH(dd)
d. Cr2(SO4)3 + Na2CO3(dd)
e. K2Cr2O7 + HCl đặc →
f. (X = Cr, Mo, W): X + O2
Bài 13: Hoàn thành các phản ứng sau:
a. Mn + H2SO4 loãng (H2SO4 đặc, to)
b. M (Mn, Te, Re) + HNO3 loãng
c. MnSO4 + NaOH
d. KMnO4 + KNO2 + H2SO4
e. K2MnO4 + CO2(Cl2)
g. MnO2 + KNO3 + K2CO3(nóng chảy) hay NaOH (nóng chảy)
Bài 14:
a. Xác định X1, X2, X3 X4 và hoàn thành các phương trình phản ứng theo sơ đồ:
Cr2S3

X1 X 2 X 3 X 4

b. Xác định các chất X, Y, Z trong sơ đồ sau và viết phương trình phản ứng:
Cr → X Y

Z → X

Bài 15: Hoàn thành các pthh của các phản ứng cho sơ đồ:

II. Các bài tập về thế điện cực và cân bằng oxi hóa khử
Bài 16: Cho sơ đồ: Cr3+

Cr2+

Cr và = 7.10-31.

a. Tính thế điện cực chuẩn của cặp Cr(OH)3/Cr
b. Tính thế điện cực của điện cực sau: Cr nhúng trong dung dịch bão hoà Cr(OH)3.
Bài 17: Trong môi trường axit ta có chuỗi phản ứng khử:
Mn3+

Mn2+

Mn

Dùng phương trình Nerst tính sức điện động của pin nồng độ:
Mn(r) | Mn2+(aq) (1M) || CO32-(aq) ( 0,2M) | MnCO3, Mn(r)
Cho tích số tan của MnCO3 bằng 10-9,30
Bài 18:
1. Thiết lập biểu thức phụ thuộc giữa thế oxi hóa – khử với pH của môi trường trong
trường hợp sau:

+ 14 H+ + 6e ⇌ 2Cr3+ + 7H2O;

= +1,33V

2. Ở pH = 7, Cr2O72− có oxi hóa được I− không? Biết rằng: = 0,6197 V.
Giải:

=
=
Đặt
thì là thế điều kiện và phụ thuộc vào pH.


pH càng nhỏ (dung dịch càng có môi trường axit thì E’ càng tăng, tính oxi hóa của
càng mạnh.
Tại pH = 7: = 0,364V < = 0,6197 V nên không oxi hóa được I-.
Bài 19: Tính sức điện động E0, thiết lập sơ đồ pin và viêt phương trình phản ứng xảy ra
trong pin được gép bởi hai cặp CrO42-/CrO2- và NO3-/NO ở điều kiện chuẩn.
Cho:

Cr(OH)3 ⇌ H+ + CrO2- + H2O
H2O ⇌ H+ + OH-

K = 10-14
KW = 10-14

;
Bài 20: Trong dung dịch tồn tại cân bằng:
2CrO42- + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O

K = 1014,4

Tính pH của dung dịch Cromat 1M có 90% crom nằm ở dạng cromat và 10% ở dạng
dicromat.
Bài 21: Ion MnO42- tự phân huỷ trong dung dịch như sau:
3MnO42- + 2H2O ⇌ 2MnO4- + MnO2↓ + 4OH-

a. Hỏi ion MnO42- bèn nhất trong môi trường nào?
b. Tính hằng số cân bằng K ở 25 oC của phản ứng tự phân huỷ MnO42- trong hai môi
trường (pH = 0 và pH = 14) xem có phù hợp với dự đoán ở câu a không? Số liệu thế
điện cực tiêu chuẩn tự tra.
Bài 22: Cho giản đồ quá trình khử - thế khử (giá trị thế khử chuẩn đo tại pH = 0).

a. Tính Ex0 và Ey0. Hãy cho biết Cr(V) có thể phân dị thể thành Cr(VI) và Cr 3+ được
không? Chứng minh.
b. Viết quá trình xảy ra với hệ oxi hóa – khử Cr 2O72-/Cr3+ và tính độ biến thên thế của
hệ ở nhiệt độ 298K, khi pH tăng 1 đơn vị.
c. Phản ứng giữa K2Cr2O7 với H2O2 trong môi trường axit (loãng) được dùng để nhận
biết crom vì sản phẩm tạo ra có màu xanh. Viết phương trình ion của phản ứng này.
Bài 23: Cho: , , .

a. Tính ? ?
b. Nhận xét về khả năng oxi hóa của MnO 4- trong môi trường axit, trung tính và bazơ.
Giải thích?


c. Viết phương trình phản ứng minh họa khả năng oxi hóa của ion pemanganat phụ
thuộc vào môi trường pH.
Bài 24: Cho cốc thủy tinh thứ nhất chứa dung dịch hỗn hợp KMnO 4 0,02M, MnSO4
0,005M và H2SO4 0,5M; cốc thứ hai chứa dung dịch hỗn hợp FeSO 4 0,15M và

Fe2SO4)3 0,0015M. Đặt điện cực Pt vào mỗi cốc và nối với nhau bằng cầu muối.
Nối hai cực với nhau qua một Vol kế. Giả thiết H 2SO4 điện li hoàn toàn và thể tích
dung dịch trong mỗi cốc bằng nhau.
Cho: ; .

a. Tính thế mỗi cực trước khi phản ứng xảy ra. Viết sơ đồ pin và tính hiệu điện thế của
pin.
b. Tính hằng số cân bằng và thế của điện cực tại cân bằng.
HD:

a. Áp dụng phương trình Nerst: Eđ/c Fe = 0,671V; Eđ/c Mn = 1,52V
Sơ đồ pin:
(-) Pt | Fe2+ (0,150M), Fe3+ (0,003M) || MnO4- (0,02M), Mn2+ (0,005M), H+ (1M) | Pt (+)
Hiệu điện thế của pin: ∆Epin = Eđ/c Mn – Eđ/c Fe = 0,85V

b. Tính KCB = 1062,63 rất lớn nên phản ứng được coi như hoàn toàn
Viết phương trình phản ứng, tính TPGH và tính E theo cặp điện hoạt (Fe 3+/Fe2+) ta
được E = 0,79 V.
Bài 25: Cho 1L dung dịch HClO4 0,003M và Mn2+ 2,0.10-4M; Cu2+ 2,0.10-4M. Bão hòa
dung dịch này bằng H2S (giả thiết nồng độ H2S luôn bằng 0,1M).

a. Hãy cho biết có thể tách riêng hai ion Mn 2+ và Cu2+ không? Biết H2S có pK1 = 7;
pK2 = 13. TMnS = 2,5.10-10, TCuS = 8,5.10-36.
b. Kết luận trên có thay đổi không khi thay HClO4 bằng dung dịch đệm có pH = 9.
HD:
a. Coi sự đóng góp H+ của H2S không đáng kể, ta có [H+] = 0,003M
⇒ [S2-] = = 1,1.10-16 M
Ta có: [Cu2+].[S2-] = 2,2.10-20 > TCuS ⇒ có kết tủa CuS.
[Mn2+].[S2-] = 2,2.10-20 < TMnS ⇒ không có kết tủa MnS.
Vì nồng độ S2- thay đổi không đáng kể khi Cu2+ kết tủa hết, do đó Mn2+ chưa kết tủa.

KL ta có thể tách riêng được hai ion này.
b. Tương tự [S2-] = 10-3M ⇒ [Mn2+].[S2-] = 2.10-7 > TMnS ⇒ có kết tủa MnS


Bài 26: Chuẩn độ dung dịch Fe 2+ bằng dung dịch chuẩn MnO4- 0,02M, biết rằng trong
dung dịch Fe2+ có đủ axit để pH = 0 trong suốt quá trình chuẩn độ.
Biết các thế oxi hóa khử tiêu chuẩn của các hệ là : EoMnO4- + H+/Mn2++ H2O =1,51V;
EoFe3+/Fe2+ = 0,77V.
a. Hãy tính hằng số cân bằng của phản ứng giữa Fe2+ và MnO4- trong môi trường axit.
b. Tính thế oxi hoá khử của dung dịch và nồng độ mol của Fe 2+ ban đầu biết rằng khi
chuẩn độ 40,00 mL dung dịch Fe2+ điểm tương đương đạt được khi cho vào 40,00
mL dung dịch chuẩn MnO4-.
Giải:
a. Phương trình phản ứng:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+

+ 4H2O

∆E0 = 1,51 – 0,77 = 0,74V ⇒ Kpư = = 1062,5
b. Tại điểm tương đương:

[Fe3+] = 5[Mn2+];

[Fe2+] = 5[MnO4-]

⇒

⇒

Edd = 1,3867V

Nồng độ Fe2+ ban đầu = 5.0,02 = 0,1 M
(Vì thể tích của hai dung dịch bằng nhau)
Bài 27: Dung dịch bão hòa H2S có nồng độ 0,1 M.

a. Tính nồng độ ion sunfua trong dung dịch H2S 0,1M khi điều chỉnh pH = 3.
b. Một dung dịch A chứa các ion Mn 2+ và Ag+ với nồng độ ban đầu của mỗi ion là
0,01M. Hòa tan H2S vào A đến nồng độ 0,1M và điều chỉnh pH = 3 thì ion nào cho
kết tủa? Tính nồng độ của ion đó còn lại sau khi tạo kết tủa?
Cho: ;; KS,MnS=2,5.10-10;
Bài 28: Tính pH; [CrO44-]; [Cr2O72-] trong dung dịch:

a. K2Cr2O7 0,010M
b. K2Cr2O7 0,010M + CH3COOH 0,10M, = 1,8.10-5.
Cr2O72- + H2O ⇌ 2HCrO4HCrO4- + H2O ⇌ CrO42-

pK1 = 1,36
pK2 = 6,50

(1)
(2)

Bài 29: Ion Cr2O72- bị thủy phân trong nước:
Cr2O72- + H2O ⇌ 2CrO42- + 2H+

K = 10-14,46


Thêm KOH vào dung dịch K2Cr2O7 để nồng độ K2Cr2O7 và KOH ban đầu bằng
0,1M. Tính pH của dung dịch thu được.

Bài 30: Tính pH để có thể làm kết tủa hoàn toàn Ba 2+ dưới dạng BaCrO4 mà không làm kết
tủa SrCrO4 từ hỗn hợp BaCl2 0,01M; SrCl2 0,1M bằng dung dịch K2Cr2O7 1M.
Biết: = 10-9,93; = 10-4,65
Cr2O72- + H2O ⇌ 2CrO42- + 2H+ K = 10-14,46
Bài 31: Cho phản ứng :
CrO42- + 2Ag (r) + 2 Fe3+ ⇌ Ag2CrO4 (r) + 2 Fe2+

(1)

1. Hãy đề nghị sơ đồ pin sao cho khi pin hoạt động thì phản ứng (1) xảy ra. Hãy viết
phương trình các nửa phản ứng xảy ra tại mỗi điện cực và tính hằng số cân bằng của
phản ứng (1) .
2. Tính thế điện cực tiêu chuẩn của cặp Ag2CrO4 / Ag, CrO42-.
3. Tính thế điện cực tiêu chuẩn của cặp Ag+ / Ag .
4. Trong các yếu tố sau đây những yếu tố nào có ảnh hưởng đến thế của cặp Ag 2CrO4 /
Ag, CrO42- :
a) pH;

b) Nồng độ AgNO3;

c) Nồng độ NH3;

d) Nồng độ NaCl.

Nêu rõ chiều hướng ảnh hưởng và giải thích.
Cho : của phản ứng (1) bằng - 62,5 kJ/mol ; E0 của cặp Fe3+/ Fe2+ bằng 0,770V.
Tích số tan của Ag2CrO4 = 1,00.10-12 ; của AgCl = 1,00.10-10.
Hằng số khí R = 8,314 J.mol-1.K-1, pK của HCrO4- = 4,2.
Bài 32: (Trích đề thi chọn đội tuyển HSG thành phố Hà Nội 2008-2009 )
Cho ;

Cr(OH)3 ⇌ CrO2- + H+ + H2O

K = 1,0.10-14.

a. Hãy thiết lập sơ đồ pin được hình thành bởi hai cặp oxi hóa - khử CrO 42-/CrO2- và
MnO4-/MnO(OH)2.
b.Tính hằng số cân bằng của phản ứng xảy ra trong pin.
c. Tính Epin biết [CrO42-] = 0,010M; [CrO2-] = 0,030M; [MnO4-] = 0,2M .
d. Tính thành phần của hệ khi pin phóng điện hoàn toàn.
Bài 33: ( Trích đề thi HSG Quốc gia 2004)
1. Dung dịch A gồm Ba(NO3)2 0,060 M và AgNO3 0,012 M.
a) Thêm từng giọt K2CrO4 vào dung dịch A cho đến dư. Có hiện tương gì xảy ra?


b) Thêm 50,0 ml K2CrO4 0,270 M vào 100,0 ml dung dịch A.
Tính nồng độ các ion trong hỗn hợp thu được.
2. Trình bày sơ đồ nhận biết và phương trình ion của các phản ứng đã xảy ra khi nhận biết
các cation trong dung dịch X gồm Ba2+, Fe2+, Pb2+, Cr3+, NO3-.
Cho: BaCrO4 + H2O ⇌ Ba2+ + HCrO4- + OH- ; K = 10-17,43
Ag2CrO4 + H2O ⇌ 2Ag+ + HCrO4- + OH - ; K = 10-19,50
pKa của HCrO4- bằng 6,50.
Bài 34: ( Trích đề thi olympic Quốc tế lần thứ 28)
Kali dicromat là một trong những tác nhân tạo kết tủa được sử dụng rộng rãi nhất.
Những cân bằng sau được thiết lập trong dung dịch nước của Cr(VI)
HCrO4- + H2O ⇌ CrO42- + H3O+.

pK1 = 6,50

2HCrO4- ⇌ Cr2O72- + H2O

pK2 = -1,36

1. Tích số ion của nước KW = 1,0.10-14.Tính hằng số cân bằng của các phản ứng sau:
a) CrO42- + H2O ⇌ HCrO4- + OHb) Cr2O72- + 2OH- ⇌ 2CrO42- + H2O
2. Tích số tan của BaCrO4 là T = 1,2.10-10. Ba2Cr2O7 tan dễn dàng trong nước. Cân bằng
của phản ứng (1b) sẽ dời chuyển theo chiều nào khi thêm các tác nhân sau vào dung dịch
tương đối đậm đặc của kali dicromat?
a) KOH

b) HCl

c) BaCl2

d) H2O (xét tất cả các cân bằng trên).

3. Hằng số phân ly của axit axetic là Ka = 1,8.10-5. Hãy tính trị số pH của các dung dịch
sau:
a) K2CrO4 0,010M
b) K2Cr2O7 0,010M
c) K2Cr2O7 0,010M + CH3COOH 0,100M
4. Hãy tính nồng độ tại cân bằng của các ion sau trong dung dịch K 2Cr2O7 0,010M +
CH3COOH 0,100M.
a) CrO42-.

b) Cr2O72-.

Bài 35: Dung dịch X gồm K2Cr2O7 0,010 M; KMnO4 0,010 M; Fe2(SO4)3 0,0050 M và
H2SO4 (pH của dung dịch bằng 0). Thêm dung dịch KI vào dung dịch X cho đến
nồng độ của KI là 0,50 M, được dung dịch Y (coi thể tích không thay đổi khi thêm
KI vào dung dịch X).

a) Hãy mô tả các quá trình xảy ra và cho biết thành phần của dung dịch Y.
b) Tính thế của điện cực platin nhúng trong dung dịch Y.
E

Cho:

0
2−

Cr2 O 7

/Cr 3+

= 1,330 V; E

0
−

MnO 4 /Mn

2+

= 1,510 V; E

0

0

Fe

3+

2+

/Fe

= 0,771 V; E − − = 0,5355 V
I3 /I

HD:
E

a) Do

0
-

MnO 4 /Mn

2+

= 1,51 V > E

0
2-

Cr2 O 7 /Cr

3+

= 1,33 V > E

0
Fe

0

3+

/Fe

2+

= 0,771V > E -

I 3 /I

-

= 0,5355 V,

nên các

quá trình xảy ra như sau:
-

2

MnO 4

+ 16 H+ + 15 I-

0,01

0,5

-

0,425
2-

Cr2 O7

0,01

0,425

-

0,335

→

2 Fe3+ + 3 I0,01

0,335

-

0,32

2 Mn2+ + 5

0,01

→

+ 14 H+ + 9 I-

-

→

I3

+ 8 H2O

0,025
-

2 Cr3+ + 3

I3

+ 7 H2O

0,025
0,02

0,055

-

2 Fe2+ +

I3

0,055
0,01

0,06

Thành phần của dung dịch Y:
-

I3

0,060 M; I- 0,32 M; Mn2+ 0,01 M; Cr3+ 0,02 M; Fe2+ 0,01 M.
-

b)

I3

E-

+ 2e

I 3 /I

→

0,5355 +

-

=

3 I0,0592
2

.log

0,06
(0,32)

3

= 0,54 V.

III. Bài tập xác định công thức và cấu tạo chất
Bài 36: Trong thực tế thành phân quặng cromit có thể biểu diễn qua hàm lượng của các
oxit. Một quạng cromit chứa: 45,60%Cr2O3, 16,12% MgO và 7,98% Fe2O3. Nếu