“Xây dựng câu hỏi và bài tậpkim loại nhóm VIIB và VIIIB” h15

CHUYÊN ĐỀ
XÂY DỰNG CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP KIM LOẠI
NHÓM VIIB VÀ VIIIB

tháng 8 năm 2019

1


MỤC LỤC
Phần thứ nhất: MỞ ĐẦU
I. Lý do chọn đề tài
II. Mục đíchcủa đề tài
III. Nhiệm vụ của đề tài
IV. Giả thuyết khoa học
V. Phương pháp nghiên cứu
VI. Điểm mới của đề tài

4
4
4
4
5
5
5

Phần thứ hai: NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ
Chương I: Một số vấn đề lý thuyết về kim loại nhóm VIIB và VIIIB
1. Kim loại nhóm VIIB
1.1 Đặc điểm chung nhóm VIIB
1.2 Trạng thái tự nhiên

1.3 Tính chất lý học

6
6
6
6
6
7

1.4 Tính chất hóa học

7

1.5 Điều chế

8

1.6 Hợp chất của Mn (+2,+3,+4,+6,+7)

9

2. Kim loại nhóm VIIIB
2.1 Đặc điểm chung nhóm VIIIB
2.2 Trạng thái tự nhiên- Đồng vị
2.3 Tính chất lý học

14
14
15
15

2.4 Tính chất hóa học
2.5 Điều chế Fe, Co, Ni
2.6 Các hợp chất của Fe, Co, Ni

16
17
19

Chương II: BÀI TẬP KIM LOẠI NHÓM VIIB VÀ VIIIB
1. Bài tập kim loại nhóm VIIB
1.1 Câu hỏi lý thuyết có lời giải
1.2 Bài tập tính toán có lời giải
1.3 Câu hỏi và bài tập tự luyện
2. Bài tập kim loại nhóm VIIIB

27
27
27
40
45
48

2.1 Câu hỏi lý thuyết có lời giải

48

2.2 Bài tập tính toán có lời giải

55

2.3 Câu hỏi và bài tập tự luyện

71

2


Phần thứ ba: KẾT LUẬN
TÀI LIỆU THAM KHẢO

73
73

Phần thứ nhất
MỞ ĐẦU
I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI

Trong những năm gần đây vấn đề giáo dục được Đảng và Nhà Nước hết sức quan
tâm và được khẳng định trong nghị quyết trung ương IV khoá VII: "Giáo dục đào tạo là

3


quốc sách hàng đầu”. Ngày nay giáo dục được coi là nền móng cho sự phát triển khoa
học kỹ thuật và đem lại sự thịnh vượng cho nền kinh tế quốc dân.
Một trong những nhiệm vụ quan trọng của giáo dục là động viên, khuyến khích
người dạy và người học phát huy năng lực sáng tạo, dạy giỏi, học giỏi; đồng thời phát hiện
người học có năng khiếu về môn học để tạo nguồn bồi dưỡng, thực hiện mục tiêu đào tạo
nhân tài cho địa phương, đất nước. Theo đó, vấn đề phát hiện và bồi dưỡng học sinh giỏi

là một trong những nhiệm vụ quan trọng của các nhà trường.
Trong công tác giảng dạy các chuyên đề chuyên sâu ở các lớp chuyên hóa và công
tác ôn luyện học sinh giỏi bộ môn Hóa học ở trường THPT chuyên, tôi nhận thấy ngoài
việc giảng dạy kiến thức cho học sinh thì việc hướng dẫn học sinh năng lực tự học, tự tìm
hiểu và nghiên cứu tài liệu đóng một vai trò lớn, đem lại hiệu quả cao trong học tập.
Hóa nguyên tố là một nội dung quan trọng, kiến thức rất rộng đặc biệt là phần các kim
loại chuyển tiếp với rất nhiều tính chất khó được lựa chọn trong các đề thi học sinh giỏi
đặc biệt là đề thi học sinh giỏi quốc gia. Tuy nhiên, nguồn tài liệu để phục vụ cho giáo viên
giảng dạy đội tuyển và học sinh giỏi tự nghiên cứu về các nguyên tố kim loại chuyển tiếp
còn hạn chế chính vì vậy tôi chọn đề tài “Xây dựng câu hỏi và bài tập kim loại nhóm
VIIB và VIIIB”.

II. MỤC ĐÍCH CỦA ĐỀ TÀI
Xây dựng hệ thống kiến thức lý thuyết cơ bản, sưu tầm và xây dựng hệ thống câu hỏi
và bài tập về các kim loại nhóm VIIB và VIIIB. Từ đó hướng dẫn học sinh tự học, góp phần
nâng cao hiệu quả giảng dạy, giúp học sinh nắm vững kiến thức và có hứng thú hơn với
môn học.

III. NHIỆM VỤ CỦA ĐỀ TÀI
1. Nghiên cứu chương trình hóa học phổ thông nâng cao và chương trình chuyên hóa, phân tích các
đề thi học sinh giỏi cấp tỉnh, khu vực, cấp quốc gia, quốc tế và đi sâu về nội dung liên quan đến kim
loại nhóm VIIB và VIIIB.
2. Sưu tầm, lựa chọn trong tài liệu giáo khoa, sách bài tập, trong các tài liệu tham khảo.
Các đề thi học sinh giỏi các cấp có nội dung liên quan; phân loại, xây dựng các bài tập lí
thuyết và tính toán tổng hợp.

4


3. Đề xuất phương pháp xây dựng và sử dụng hệ thống câu hỏi và bài tập dùng cho việc giảng dạy,

bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp ở trường THPT chuyên.

IV. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC
Nếu giáo viên giúp học sinh nắm vững vấn đề lí thuyết và xây dựng được hệ thống câu hỏi và
bài tập chất lượng, đa dạng, phong phú đồng thời có phương pháp sử dụng chúng một cách thích hợp
thì sẽ nâng cao được hiệu quả quá trình dạy- học và bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp.

V. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU
- Nghiên cứu thực tiễn dạy học và bồi dưỡng học sinh giỏi hóa học ở trường THPT chuyên
- Nghiên cứu các tài liệu về phương pháp dạy học hóa học, các tài liệu về bồi dưỡng học sinh giỏi,
các đề thi học sinh giỏi, . . .
- Thu thập tài liệu và truy cập thông tin trên internet có liên quan đến đề tài.
- Đọc, nghiên cứu và xử lý các tài liệu.

VI. ĐIỂM MỚI CỦA ĐỀ TÀI
- Chuyên đề đã xây dựng được hệ thống lí thuyết cơ bản có mở rộng và nâng cao đầy đủ
và hệ thống bài tập có phân loại rõ ràng các dạng câu hỏi lí thuyết, các dạng bài tập về kim
loại nhóm VIIB và VIIIB để làm tài liệu phục vụ cho học sinh và giáo viên trường chuyên
học tập, giảng dạy, ôn luyện, bồi dưỡng trong các kì thi học sinh giỏi các cấp.

Phần thứ hai
NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ
5


Chương I: MỘT SỐ VẤN ĐỀ LÝ THUYẾT VỀ KIM LOẠI NHÓM VIIB VÀ VIIIB
1. Kim loại nhóm VIIB
1.1 Đặc điểm chung nhóm VIIB
Nhóm VIIB gồm các nguyên tố: mangan (Mn), tecneti (Tc) và reni (Re).
Bảng 5.1: Một số đặc điểm của các nguyên tố nhóm VIIB

Mn

Tc

Re

25

43

75

3d54s2

4d55s2

4f145d56s2

Bán kính nguyên tử R (A0)

1,3

1,36

1,37

Bán kính ion R2+ (A0)

0,91

0,95

-

Bán kính ion R3+ (A0)

0,70

-

-

Bán kính ion R4+ (A0)

0,52

0,72

0,72

Bán kính ion R7+ (A0)

0,46

0,57

0,57

Năng lượng ion hoá I1 (eV)

7,43

7,28

7,79

Thế điện cực chuẩn E0 (V)

-1,18 (Mn2+/Mn)

+0,4 (Tc2+/Tc)

+0,3 (Re3+/Re)

Số thứ tự
Cấu hình electron hoá trị

Cả 3 nguyên tố có cấu hình electron giống nhau: (n-1)d 5ns2 nên chúng có tính chất
tương tự nhau. Tuy nhiên, Tc và Re giống nhau nhiều hơn so với Mn vì chúng có bán kính
nguyên tử giống nhau.
Do có số electron hoá trị lớn nên các nguyên tố VIIB tạo nhiều hợp chất với nhiều số oxi
hoá khác nhau từ 0 đến +7. Số oxi hoá phổ biến của Mn là +2, +4 và +7, của Tc là +4 và
+7 và của Re là +3, +4, +5 và +7
1.2. Trạng thái thiên nhiên
Trong thiên nhiên, Mn là nguyên tố tương đối phổ biến, đứng thứ 3 trong các nguyên tố
chuyển tiếp sau Fe và Ti, Tc có lượng không đáng kể, còn Re là nguyên tố hiếm và rất
phân tán. Trong vỏ Quả đất, trữ lượng của Mn là 0,032% tổng số nguyên tử, của Re là
8,5.10-9 % tổng số nguyên tử.
Khoáng vật chủ yếu của Mn là hausmanit (Mn 3O4) chứa khoảng 72%Mn, pirolusit
(MnO2) chứa khoáng 63%Mn, braunit (Mn2O3) và manganit (MnOOH).

6


Re không có khoáng vật riêng mà ở lẫn dưới dạng tạp chất với các khoáng sunfua kim
loại, nhất là molipđenit và colombit.
1.3. Tính chất lí học
Mn, Tc và Re là những kim loại màu trắng bạc. Dạng bề ngoài của Mn giống Fe, của Tc
giống Pt nhưng Mn cứng và khó nóng chảy hơn Fe.
Bảng 1.2: Một số hằng số vật lí quan trọng của nguyên tố nhóm VIIB
Đại lượng vật lí

Mn

Tc

Re

Nhiệt độ nóng chảy (0C)

1244

2140

3180

Nhiệt độ sôi (0C)

2080

4900

5900

Khối lượng riêng (g/cm3)

7,44

11,49

21,04

Nhiệt thăng hoa (kJ/mol)

280

649

777

Độ cứng (thang Moxơ)

5-6

-

7,4

5

-

4,5

1,5

1,9

1,9

Độ dẫn điện (Hg=1)
Độ âm điện

Mn, Tc, Re rất khó nóng chảy và khó sôi. Sự tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, nhiệt
thăng hoa và độ cứng của nhóm VIIB do sự tăng phần cộüng hoá trị trong liên kết kim loại.
Mn tinh khiết dễ cán và dễ rèn nhưng khi chứa tạp chất nó trở nên cứng và giòn.
Mn và Re tạo nhiều hợp kim với nhiều kim loại như: thép Mangan, thép không rỉ,
manganin (Cu, Mn, Ni), gang kính (5-20% Mn).
1.4. Tính chất hoá 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.
Mn dễ bị oxi hoá bởi oxi không khí nhưng màng oxit Mn2O3 vừa tạo ra lại bảo vệ kim loại
không phản ứng tiếp kể cả khi đun nóng. Tc và Re bền trong không khí.
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 Tc 2O7 và Re2O7; với Cl2 và F2 tạo MnF3, MnF4,
MnCl2, ReF7, ReF6, ReCl6.

7

Cả 3 kim loại nhóm VIIB không tác dụng với nước, kể cả khi đun nóng. Ở dạng bột nhỏ,
Mn tác dụng được 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

Tc bền với nước biển.
Mn tác dụng với dung dịch axit HCl, H2SO4 giải phóng H2, tác dụng với HNO3 và H2SO4
đặc nóng cho sản phẩm khử: NO, NO2, SO2... Tc và Re chỉ tác dụng được với các axit
HNO3 và H2SO4 đặc
Ví dụ: 3Te + 7HNO3

→

3HTeO4 + 7NO + 2H2O

(ax petecnetic)
2Re + 7 H2SO4

→

2HReO4 + 7SO2 + 6H2O

(ax perenic)
Mn cũng bị axit HNO3 nguội thụ động hoá.
Re có thể tan trong hiđro peoxit tạo axit perenic
2Re + 7 H2O2

→

2HReO4 + 6H2O

Mn và Tc không có tính chất này.
1.5. Điều chế
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
o

3MnO2

t

→

Mn3O4 + O2
o

3Mn3O4 + 8Al

t

→

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.

8


Mo + γ

98
42

Mo + 01 n →

99
42

−
Mo → 99
43 Mo + β

99
42

Re được điều chế bằng cách dùng H2 khử amoni renat ở nhiệt độ cao
o

2NH4ReO4 + 4H2

t

→

2Re + N2 + 8H2O

1.6. Hợp chất của Mn (+2,+3,+4,+6,+7)
1.6.1. Hợp chất của Mn+2
* MnO: là chất bột màu xám lục, mang tinh thể kiểu NaCl; t0 nc=17800C.
Không tan trong nước nhưng tan dễ trong dung dịch axit
→

MnO + 2H+

Mn2+ + H2O

Thể hiện tính khử: khi được đun nóng trong không khí ở 200-3000C
o

2Mn + O2

t

→

2MnO2

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

MnCO3

200 −300 C

→

MnO + CO2

o

MnC2O4

t

→

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+
Mg(OH)2 + 2H+

→

Mn2+ + 2H2O

Thể hiện tính lưỡng tính rất yếu, chỉ tan ít trong dung dịch kiềm rất đặc
Mn(OH)2 + NaOH đặc

→

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)

9


4Mn(OH)2 + O2

→

4MnOOH + 2H2O

Thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hoá như Cl2, H2O2...
Ví dụ: Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2
Mn(OH)2 + H2O2

→

→

MnO2 + 2KCl + 2H2O

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 hiđro
Mn3+ + 2OH-

→

Mn(OH)2

* Muối Mn+2
Đa số muối Mn+2 dễ tan trong nước, trừ MnS, Mn3(PO4)2, MnCO3 hơi ít tan.
Muối Mn+2 bị thủy phân yếu như muối Mg+2 do ion Mn2+ và Mg2+ có bán kính ion gần bằng
nhau (Mn2+: 0,8Ao; Mg2+: 0,78Ao)
Muối Mn+2 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 Mn+2 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

1.6.2. Hợp chất của Mn+3
Hợp chất Mn+3 thường ít phổ biến nhưng trong môi trường kiềm thì trạng thái oxi hóa +3
là bền nhất của mangan
* Mangan (III) oxit (Mn2O3): chất bột màu đen, không tan trong nước.

10

Đun nóng ở 950-11000C trong không khí, Mn2O3 chuyển thành Mn3O4 và khi đun nóng ở
3000C trong khí H2 thì chuyển thành MnO.
Tác dụng với các dung dịch loãng của H2SO4, HNO3:
Mn2O3 + 2H+

→

MnO2 + Mn2+ + H2O

Tác dụng với các dung dịch đặc của H2SO4, H3PO4:
Mn2O3 + 6H+

→

2Mn3+ + H2O

Điều chế: nung MnO2 trong không khí ở 550 - 9000C
o

4MnO2

10 C

→

2Mn2O3 + O2

* Mn(OH)3: không có thành phần ứng đúng công thức Mn(OH) 3 mà ở dạng hiđrat
Mn2O3.xH2O.

Ở 1000C, Mn2O3.xH2O mất bớt nước tạo monohiđrat Mn2O3.H2O, thường được viết
bằng MnOOH.
Mn2O3.H2O (MnOOH): tinh thể mà nâu đen, không tan trong nước, ở 365-400 0C, nó mất
nước tạo Mn2O3; Tác dụng được với dung dịch axit loãng tạo MnO 2 và muối Mn2+, tác dụng
với một số axit hữu cơ tạo hợp chất bền của Mn(III).
Điều chế: MnCO3 ở dạng huyền tác dụng với chất oxi hóa mạnh như Cl2, KMnO4
3MnCO3 + Cl3 + H2O

→

2MnOOH + MnCl2 + 3CO2
→

8MnCO3 + 2KMnO4 + 6H2O

10MnOOH + 2KOH + 8CO2

* Muối Mn+3
Muối Mn3+ không bền, trong dung dịch dễ bị phân hủy
2Mn3+ + 2H2O

→

MnO2 + Mn2+ + 4H+

Mn3+ chỉ bền trong phức chất.
1.6.3. Hợp chất của 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
o

MnO2

>500 C
→

o

Mn2O3

>900 C
→

Mn3O4

Khi đun nóng, tan trong axit và kiềm như một axit lưỡng tính:

11


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
o

4MnO2 + 6H2SO4

t

→

2Mn2(SO4)3 + O2 + 6H2O

Khi tan trong dung dịch kiềm đặc tạo dung dịch màu xanh lam chứa ion MnO 43- và
[Mn(OH)6]3- vì trong điều kiện này Mn+4 không tồn tại được.
MnO2 + 6NaOH đặc

→

Na3Mn+5O4 + Na3[Mn+3(OH)6]

Khi nấu chảy với kiềm hay oxit bazơ mạnh, tạo muối manganit
→

Ví dụ: MnO2 + 2NaOH

Na2MnO3 + H2O

o

MnO2 + CaO

t

→

CaMnO3

Ở nhiệt độ cao, MnO2 bị H2, CO, C khử thành kim loại hay oxit thấp hơn
o

MnO2 + H2

170 −180 C

→

MnO + H2O

o

MnO2 + Ccốc

t

→

Mn + CO2

Huyền phù MnO2 trong nước ở 00C tác dụng với SO2 tạo mangan (II) đithionat
o

MnO2 + 2SO2

0 C
→

MnS2O6

khi đun nóng tạo mangan (II) sunfat
o

MnO2 + 2SO2

t

→

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
2MnO2 + O2 + 4KOH

→

→

K2MnO4 + KNO2 + CO2

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.

1.6.4. Hợp chất của Mn+6

12


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 catmi
* 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 + 4OH-

Do 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 MnO4-) và xuất hiện kết tủa đen.
Muối manganat là chất oxi hoá mạnh, trong môi trường kiềm bị khử đến MnO 2, còn
trong môi trường axit tạo muối Mn2+
Ví dụ: K2MnO4 + 2H2S + 2H2SO4

→

K2MnO4 + 2Fe(OH)2 + 2H2O

2S+ MnSO4 + K2SO4 + 4H2O

→

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 K 2CO3 khi có mặt oxi
không khí
2MnO2 + 4KOH + O2

→

2K2MnO4 + 2H2O

1.6.5. Hợp chất của Mn+7

Oxit pemarganic (Mn2O7): tinh thể màu lục thẫm, bền ở dưới -50C, nóng chảy ở 60C thành
chất lỏng giống dầu có màu đỏ thẫm. Ở 100C thì phân huỷ nổ:
o

Mn2O7

10 C

→

2MnO2 + O3

Tan trong nước tạo dung dịch axit pemanganic nên còn gọi là anhiđrit pemanganic
Mn2O7 + H2O

→

2HMnO4

Mn2O7 là chất oxi hoá rất mạnh, tác dụng với nhiều chất vô cơ và hữu cơ, đặc biệt rượu và
ete bốc cháy ngay khi tiếp xúc với nó.

13


Ví dụ: 2Mn2O7 + 2(C2H5)2O + 9O2
Mn2O7 + 3CCl4

→

→

4MnO2 + 8CO2 + 10H2O

2MnO2 + 3 CCl2O + 3Cl2

Mn2O7 được điều chế bằng tác dụng của axit H2SO4 đặc với tinh thể KMnO4:
KMnO4 + H2SO4
2HMnO4

→

H 2SO 4

→

HMnO4 + KHSO4

Mn2O7 + H2O

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 của ánh 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.
Trên 2000C, phân huỷ theo phản ứng:
o

2KMnO4

> 200 C
→

K2MnO4 + MnO2 + O2

Trên 5000C, phân huỷ theo phản ứng:
o

4KMnO4

>500 C
→

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

→

MnO4- + 2H2O + 3e

Mn2+ + 4H2O

→

MnO2 + 4OH-

E0 = 1,51V
E0 = 0,588V

14


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

2KMnO4 + 5HCOOH + 3H2SO4

2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

→

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
2KMnO4 + 3H2O2

→

2MnO2 + 2KOH + 3Na2SO4

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 K 2MnO4 với các điện
cực bằng thép:
2KMnO4 + 2H2O

ĐP

→

2KMnO4 + 2KOH + H2

2. Kim loại nhóm VIIIB
2.1. Đặc điểm chung nhóm VIIIB
Nhóm VIIIB bao gồm 9 nguyên tố xếp trong 3 cột: sắt (Fe), ruteni (Ru) và osmi (Os);
coban (Co), rođi (Rh) và iriđi (Ir); niken (Ni), padi (Pd) và platin (Pt). Dựa vào đặc điểm

giống nhau của các nguyên tố mà chúng được chia ra làm 2 họ: họ sắt gồm Fe, Co, Ni và
họ platin gồm Ru, Rh, Pd, Os, Ir và Pt. Trong phạm vi chuyên đề này, chỉ xét các nguyên tố
họ sắt, chúng có một số đặc điểm sau:
Số thứ tự
Cấu hình electron hoá trị
Bán kính nguyên tử (A0)
Bán kính ion R2+ (A0)
Bán kính ion R3+ (A0)

Fe
26
3d64s2
1,26
0,80
0,67

15

Co
27
3d74s2
1,25
0,78
0,64

Ni
28
3d84s2
1,24
0,74

-


Năng lượng ion hoá I1 (eV)
Thế điện cực chuẩn E0 M2+/M

7,90
- 0,44

7,86
- 0,28

7,5
- 0,23

(V)
Thế điện cực chuẩn E0 M3+/M

+0,77

+1,81

+2,1

(V)
Fe, Co và Ni có vỏ electron ngoài cùng giống nhau: 4s2, bán kính nguyên tử giảm dần
theo chiều tăng số electron điền vào các obitan 3d, do có cùng số lớp electron như nhau,
khi điện tích hạt nhân tăng, các electron được hút mạnh hơn làm giảm bán kính nguyên tử.
Trạng thái oxi hóa đặc trưng của Fe, Co, Ni là +2 và +3.
2.2. Trạng thái thiên nhiên - Đồng vị

2.2.1. Trạng thái thiên nhiên
Fe là một trong những nguyên tố phổ biến nhất, trong khi Ni và Co ít phổ biến hơn
nhiều. Trữ lượng trong vỏ Quả đất của Fe là 1,5%, của Co là 0,001% và của Ni là 0,03%
tổng số nguyên tử.
Khoáng vật quan trọng của Fe là manhetit (Fe2O4) chứa 72% Fe, hematit (Fe2O3) chứa
60% Fe, pirit (FeS2) và xiđerit (FeCO3) chứa 35%Fe.
Khoáng vật của Co là cobantin (CoAsS) chứa 35,4% Co, smantit (CoAs2)
Khoáng vật của Ni là nikelin (NiAs), milerit (NiS), penlađit ((Fe.Ni)9S8).
Ngoài ra, Fe còn phân tán trong các quặng của Al, Ti, Mn... Co và Ni thường lẫn trong
các quặng của Cu, Fe, Zn....
2.2.2. Đồng vị
Fe có 4 đồng vị bền là

54

Fe (5,84%),

56

Fe (91,68%),

57

Fe (2,71%),

58

Fe (0,31%). Trong

số các đồng vị phóng xạ thì đồng vị bền nhất là 55Fe có T = 2,9 năm.

Co có 8 đồng vị từ

54

Co đến 61Co nhưng chỉ có 59Co là đồng vị thiên nhiên (100%), số

đồng vị còn lại đều là đồng vị phóng xạ trong đó bền nhất là 60Co có T = 5,2 năm.
Ni có 11 đồng vị từ 56Ni đến 66Ni, trong đó có 5 đồng vị thiên nhiên là
(26,16%),

61

Ni (1,25%),

62

Ni (3,66%),

64

58

Ni (67,76%), 60Ni

Ni(1,16%). Trong các đồng vị phóng xạ thì đồng vị

bền nhất là 59Ni có T = 7,5.104 năm, kém bền nhất là 65Ni có T = 0,108 ngày đêm.
2.3. Tính chất lí học
Fe, Co, Ni là những kim loại có ánh kim, Fe và Co có màu trắng xám, Ni có màu trắng
bạc.

16


Fe và Ni dễ rèn và dễ dát mỏng. Co cứng và dòn hơn. Chúng có 1 số hằng số vật lí
sau:
Đại lượng vật lí
Nhiệt độ nóng chảy (0C)
Nhiệt độ sôi (0C)
Khối lượng riêng (g/cm3)
Nhiệt thăng hoa (kJ/mol)
Độ cứng (thang Moxơ)
Độ dẫn điện (Hg=1)
Độ dẫn nhiệt (Hg=1)
Độ âm điện

Fe
1536
2880
7,91
418
4/5
10
10
1,8

Co
1495
3100
8,90

425
5,5
10
8
1,7

Ni
1453
3185
8,90
424
5
14
7
1,8

Fe có 4 dạng thù hình bền ở những khoảng nhiệt độ xác định:
o

o

o

o

700 C
911 C
1390 C
1536 C
Fe(α ) 

→ Fe( β ) 
→ Fe(γ ) 
→ Fe(δ ) 
→ Fe láng

Fe, Co và Ni đều có tính sắt - từ: bị nam châm hút và dưới tác dụng của dòng điện trở
thành nam châm.
Fe, Co và Ni đều tạo nhiều hợp kim quan trọng.
+ Hợp kim Fe và C: tùy lượng C và Fe mà có sắt mềm (<0,2%C), thép (0,2-1,7%C), gang
(1,7-5%C).
+ Hợp kim của Ni: nicrom, nikelin (31% Ni, 56% Cu và 13% Zn), constantan, monem, thép
không rỉ...
2.4. Tính chất hóa học
Fe, Co và Ni là những kim loại hoạt động hóa học trung bình, hoạt tính giảm từ Fe đến
Ni.
Ở điều kiện thường, không có hơi ẩm, Fe, Co và Ni không tác dụng rõ rệt ngay với
nhưng nguyên tố phi kim điển hình như O 2, S, Cl, Br2 vì nó có màng oxit bảo vệ. Nhưng khi
đun nóng thì phản ứng xảy ra mãnh liệt.
o

Fe + Br2

600 − 700 C

→

o

FeBr2

Co + O2kk

o

Co + S

350 C

→

300 C

→

2CoO

o

2CoS

Ni + Cl2

300 − 600 C

→

NiCl2

Khi đun nóng trong không khí khô, Fe tạo Fe 2O3 và Fe3O4, trên 3000C Co tạo CoO, Ni
phản ứng ở 5000C tạo NiO.

17


o

3Fe + 2O2

t

→

o

Fe3O4

2Ni + O2

500 C

→

2NiO

Fe, Co và Ni bền với khí F 2 ở nhiệt độ cao vì florua của chúng không bay hơi, trong khi
đó kim loại Fe phản ứng dễ dàng với khí Cl2.
o

2Fe + 3Cl2

t

→

FeCl3

Với N2, cả 3 kim loại tác dụng ở nhiệt độ không cao lắm tạo Fe 2N, CoN và Ni3N2. Những
nitrua này phân hủy ở nhiệt độ cao hơn, nhưng trong kim loại vẫn còn lại một lượng nitơ
đáng kể ở dạng dung dịch rắn.
Cả 3 kim loại tác dụng với S khi đun nóng nhẹ tạo những hợp chất không hợp thức có
thành phần gần với MS (M = Fe, Co, Ni).
Với khí CO thì Fe, Co và nhất là Ni tác dụng trực tiếp tạo cacbonyl kim loại.
o

Fe + 5CO

180 − 200 C

→

[Fe(CO)5]

o

Co + 8CO

130 C

→

[Co(CO)8]

o

Ni + 4CO

50 −100 C

→

[Ni(CO4)]

Fe, Co và Ni đều tan trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng
M + 2H+

→

M2+ + H2

Với HNO3 loãng, H2SO4 đặc nóng:
3CO + 8HNO3 loãng
Fe + 4HNO3 loãng

→

→

3Ni + 8HNO3 loãng

3Co(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O

→

3Ni(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O

Fe bị thụ động hóa trong axit H2SO4 đặc và HNO3 đặc, nguội.
Fe, Co, Ni tinh khiết đều bền với không khí và nước. Nhưng Fe có chứa tạp chất bị ăn
mòn dần bởi hơi ẩm, CO2 và O2 trong không khí tạo gỉ sắt.
2Fe + 3/2 O2 + nH2O

→

Fe2O3.nH2O

2.5. Điều chế Fe, Co, Ni
2.5.1. Điều chế Fe

18


Sắt được sử dụng trong thực tế không phải dạng nguyên chất mà là hợp kim của sắt
với cacbon và các chất phụ gia khác.
2.5.1.1. Luyện gang
Gang là hợp kim của sắt chứa 1,7-5% C, gang cứng và dòn.
Gang được luyện trong lò cao bằng cách khử oxi của quặng sắt. Lò cao có vỏ bằng
thép, bên trong lót gạch chịu lửa, cao khoảng 30m. Phối liệu được nạp qua miếng lò theo
lớp: quặng sắt, than cốc và chất chảy (đá vôi hoặc cát).
Thổi không khí nóng (600-8000C) vào phía dưới bụng lò, than cốc cháy và nâng nhiệt

độ lên 1800-19000C:
C + O2

→

CO2 + C

CO2

→

2CO

CO khử Fe2O3 đến Fe3O4 rồi đến FeO ở khoảng 5000C:
3Fe2O3 + CO
Fe3O4 + CO

→

→

2Fe3O4 + CO2

3FeO + CO2

và FeO bị CO khử ở 10000C:
FeO + CO

→

Fe + CO2

Sắt di chuyển xuống dưới bụng lò, tác dụng với C và CO ở nhiệt độ cao tạo xementit:
3Fe + C

→

Fe3C

3Fe + 2CO

→

Fe3C + CO2

Xementit và C tan trong Fe tạo nên gang có t0nc~12000C
Ở khoảng 10000C, chất chảy tác dụng với các tạp chất tạo nên xỉ nổi lên trên lớp gang
lỏng.
CaCO3

→

CaO + CO2

CaO + SiO2

→

CaSiO3

2.5.1.2. Luyện thép
Thép là hợp kim của sắt có chứa 0,2 - 1,7%C, dưới 0,8% S, P và Mn và dưới 0,5% Si.
Thép cứng nhưng dẻo hơn gang.

19


Từ gang, loại C dư, các tạp chất S, P, Mn... bằng cách chuyển chúng thành oxit, sẽ thu
được thép.
Đốt gang nóng chảy với không khí (hay oxi):
Si + O2
C + O2

→
→

SiO2

CO2
→

2Mn + O2

2MnO

Một phần Fe bị oxi hóa:
o

2Fe + O2

t

→

FeO

Các phản ứng tỏa nhiệt làm nhiệt độ lò tăng cao (1600oC)
FeO + SiO2

→

FeSiO3

→

MnO + SiO2

MnSiO3

FeSiO3 và MnSiO3 nổi lên trên bề mặt thép lỏng và được tháo ra ngoài (xỉ).
2.5.1.3. Sắt
Sắt nguyên chất có thể được điều chế bằng các phương pháp sau:
Khử oxi của oxit:
o

Fe2O3 + 3H2

t

→

Fe + 3H2O

Nhiệt phân:
o

Fe(CO)5

t

→

Fe + 5CO

Điện phân dung dịch muối sắt.
2.5.2. Điều chế Co
Co được điều chế bằng phương pháp khử oxi của oxit Co 3O4 được chế hóa từ quặng
cobantin CoAsS
o

Co3O4 + 4C

t

→

3Co + 4CO

o

Co3O4 + 4CO

t

→

3Co + 4CO2

2.5.3. Điều chế Ni

20


Ni được điều chế bằng cách nhiệt phân Ni(CO) 4 được chế hóa từ quặng nghèo chứa
sunfua của đồng vị niken
o

Ni(CO)4

t

→

Ni + 4CO

2.6. Các hợp chất của Fe, Co, Ni
2.6.1. Hợp chất M(0): hợp chất cacbonyl
Các nguyên tố họ sắt tạo được các hợp chất M(0) bằng liên kết cho nhận.
2.6.1.1. Sắt pentacacbonyl (Fe(CO)5)
Fe(CO)5) là chất lỏng màu vàng, hóa rắn ở -200C và sôi ở 1030C, rất độc.

Phân tử có tính nghịch từ, nguyên tử Fe trong phân tử có cấu hình 3d 8 và ở trạng thái
lai hóa dsp3.
Fe(CO)5 không tan trong nước nhưng tan trong rượu, ete, axeton, benzen. Trong dung
dịch ete, bị phân hủy ở nhiệt độ thường bởi tia tử ngoại.
2Fe(CO)5

→

Fe2(CO)9 + CO

Phân hủy khi đun nóng ở 200-2500C trong điều kiện không có không khí:
o

Fe(CO)5

t

→

Fe + 5CO

Trong dung dịch ete, Fe(CO)5 tác dụng mãnh liệt với axit H2SO4 đặc
Fe(CO)5 + H2SO4

→

FeSO4 + 5CO + H2

và tác dụng với halogen tạo Fe(CO)5X2 kém bền dễ chuyển thành Fe(CO)4X2
Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh và đặc tạo H2Fe(CO)4 tự bốc cháy trong không khí.

Fe(OH)5 + Ba(OH)2

→

H2Fe(CO)4 + BaCO3

Khi đun nóng ở 450C với khí NO dưới áp suất, NO có thể thay thế hoàn toàn CO tạo sắt
tetranitrozyl Fe(NO)4.
2.6.1.2. Coban octacacbonyl (Co2(CO)8)
Co2(CO)8: tinh thể trong suốt, màu đỏ - da cam. Phân tử 2 nhân, có tính nghịch từ.
Trong Co2(CO)8,
mỗi nguyên tử Co tạo nên 6 liên kết: 4 liên kết (cho - nhận từ CO, 1 liên kết cho - nhận từ
electron d của Co đến MO trống của CO và 1 liên kết Co-Co.
Do có số lẻ electron nên Co tạo hợp chất cacbonyl ở dạng đime [Co(CO)4]2.
Co2(CO)8 nóng chảy ở 510C, trên nhiệt độ đó thì phân hủy:

21


o

2Co2(CO)8

>51 C

→

Co4(CO)12 + 4CO

trên 600C thì phân hủy thành kim loại Co và CO (do Co4(CO)12 phân hủy).

Tan trong rượu và ete nhưng bị nước phân hủy:
→

3Co2(CO)8 + 4H2O

4HCo(CO)4 + 2Co(OH)2 + 8CO

Tác dụng với dung dịch kiềm:
6Co2(CO)8 + 8NaOH

→

8HCo(CO)4 + 4Na2CO3 + Co4(CO)12

(HCo(CO)8: axit tetracacbonyl cobantic - chất lỏng màu vàng, hóa rắn ở -26,2 0C và sôi
ở 100C).
2.6.1.3. Niken tetracacbonyl (Ni(CO)4)
Ni(CO)4: chất lỏng không màu, rất dễ bay hơi và rất độc. Phân tử có cấu hình từ diện
đều.
Phân tử có tính nghịch từ, nguyên tử Ni trong phân tử có cấu hình 3d10 và lai hóa sp3.
Ni(CO)4 hóa rắn ở - 230C và sôi ở 430C. Dưới tác dụng của tia tử ngoại hoặc khi đun
nóng ở 180-2000C, nó phân hủy hoàn toàn thành kim loại Ni và CO.
Không tan trong nước nhưng tan trong ete, clorofocm, benzen.
Trong không khí, Ni(CO)4 bị oxi hoá dần thành NiO và CO2.
2Ni(CO4) + 5O2

→

2NiO + 8CO2

Dễ dàng tác dụng với halogen:
Ni(CO)4 + Cl2

→

NiCl2 + 4CO

Không tác dụng với dung dịch axit loãng và kiềm nhưng tác dụng mạnh với axit đặc
H2SO4 và HNO3 tạo muối Ni2+ (có thể gây nổ)
Ni(CO)4 + 2H2SO4, đặc
Ni(CO)4+12HNO3, đặc

→
→

NiSO4 + SO2 + 4CO + H2O

Ni(NO3)2+10NO2 + 4CO2 + 6H2O

2.6.2. Hợp chất cuả M+2
Cấu hình electron ở lớp ngoài của ion M 2+ là Fe2+: 3d6; Co2+: 3d7; Ni2+: 3d8. Tính khử
giảm dần từ Fe2+ đến Ni2+.
2.6.2.1. Oxit MO

22


Các MO có tinh thể lập phương kiểu NaCl. FeO có màu đen, t 0nc=13600; CoO có màu
lục, t0nc = 18100C và NiO màu xanh lục, t0nc = 19900C.
Khi đun nóng trong không khí, FeO và CoO chuyển lên oxit cao hơn

Ví dụ: 4FeO + O2
6CoO + O2

→
→

2Fe2O3
2Co3O4 (trong khí quyển O2)

tuy nhiên, ở 5700C, FeO phân hủy thành Fe và Fe3O4
o

4FeO

570 C

→

Fe + Fe3O4

FeO không tan trong nước nhưng phản ứng với nước khi đun nóng
o

2FeO + H2O

t

→

Fe2O3 + H2

Các MO khi đun nóng dễ bị khử thành kim loại bởi H2, CO, C, Si, Al, Mg....
Ví dụ: FeO + H2

→

Fe + H2O
o

CoO + H2

120 −500 C

→

Co + H2O

NiO + Cthan cốc → Ni + CO
Các MO không tan trong nước nhưng tan dễ trong dung dịch axit:
Ví dụ: NiO + 2HCl

→

NiCl2 + H2O

FeO + H2SO4 loãng

→

FeSO4 + H2O

Chỉ có CoO có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh, đặc và nóng, thể hiện tính lưỡng tính,
tạo dung dịch xanh lam chứa ion [Co(OH)4]2CoO + 2NaOHđặc + H2O

→

Na2[Co(OH)4]

Các MO có thể nấu chảy với nhiều oxit của kim thoại và không kim loại tạo những hợp
chất có màu.
Ví dụ: 2CoO + 2SiO2

→

Co2SiO4 (tím)

* Điều chế: các MO được điều chế trực tiếp từ các đơn chất hoặc bằng nhiệt phân các
muối cacbonat, nitrat và oxalat hay nhiệt phân hiđroxit
Ví dụ: 2Co + O2

→

2CoO

23


o

FeCO3

500 C

→

o

Ni(OH)2

FeO + CO2

o

230 C

→

NiO + H2O

2.6.2.2. Hiđroxit M(OH)2
Các M(OH)2 là kết tủa keo, không tan trong nước, có cấu trúc lớp. Fe(OH) 2 màu trắng
xanh nhưng trong không khí bị oxi hóa nhanh thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ.
→

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O

4Fe(OH)3

Co(OH)2 màu hồng, trong không khí chuyển chậm thành Co(OH) 3 màu nâu. Còn Ni(OH)2
màu lục, bền với không khí, chỉ biến đổi khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh.

Ví dụ: 2Ni(OH)2 + Br2 + 2KOH

→

2Ni(OH)3 + 2KBr

Khi đun nóng trong điều kiện không có không khí, các M(OH)2 mất nước tạo oxit:
M(OH)2 + 2H+

→

M2+ + 2H2O

Fe(OH)2 và Co(OH)2 thể hiện tính lưỡng tính rất yếu, chúng chỉ tan trong dung dịch kiềm
mạnh, đặc và nóng.
o

Fe(OH)2 + NaOH

t

→

Co(OH)2 + 2NaOH

→

Na2[Fe(OH)4]

Na2[Co(OH)4] (tím)

Ni(OH)2 không tan trong dung dịch kiềm, có thể do T (10-8 (bé)
Tương tự Mg(OH)2, các M(OH)2 tan trong dung dịch đặc của muối NH4+:
M(OH)2 + 2NH4Cl đặc nóng

→

MCl2+ 2NH3 + 2H2O

Co(OH)2 và Ni(OH)2 tan được trong dung dịch NH3 tạo phức:
Co(OH)2 + 6NH3
Ni(OH)2 + 6NH3

→

→

[Co(NH3)6](OH)2 (vàng)

[Ni(NH3)6](OH)2 (chàm)

* Điều chế: Các M(OH)2 được điều chế bằng dung dịch kiềm mạnh và muối M2+:
M2+ + 2OH-

→

M(OH)2

2.6.2.3. Muối của ion M2+
Muối M+2 có với hầu hết những anion bền. Muối Fe +2 dễ bị oxi hóa, kém bền với oxi

không khí

24


4FeSO4 + O2 + 2H2O

→

4Fe(OH)(SO4)

Muối của axit mạnh như Cl -, NO3-, SO42- tan dễ trong nước tạo các ion bát diện
[M(H2O)6]2+ có màu đặc trưng: [Fe(H2O)6]2+ màu lục nhạt, [Co(H2O)6]2+ màu đỏ hồng,
[Ni(H2O)6]2+ màu lục. Các muối của axit yếu như S -2, CO32-, CN-, C2O42-, PO43- khó tan trong
nước.
2.6.2.4. Sự tạo phức
Các ion M2+ tạo nhiều phức chất, độ bền của các phức tăng theo chiều giảm bán kính
ion từ Fe2+ đến Ni2+ (Fe2+: 0,74A0; Co2+: 0,72 A0; Ni2+:0,69 A0).
Các M2+ đều tạo phức bát diện với số phối trí là 6. Ion Fe2+ ít có khuynh hướng tạo phức
tứ diện hơn Co2+ và Ni2+. Co2+ tạo được nhiều phức tứ diện nhất do những phức đó có cấu
hình electron bền ((d*)4 ((d*)3. Ngoài phức tứ diện, Ni 2+ còn tạo được phức hình vuông với
phối tử trường mạnh.
* Phức amoniacat: Các muối M2+ khan kết hợp với khí NH3 tạo muối phức amoniacat chứa
ion bát diện [M(NH3)6]2+. Amoniacat sắt (II) kém bền, trong nước bị phân hủy tạo hiđroxit.
Ví dụ: [Fe(NH3)6]Cl2 + 2H2O

→

Fe(OH)2 + 2NH4Cl + 4NH3

[Co(NH3)6]2+ có màu nâu vàng, [Ni(NH3)6]2+ có màu tím
Trong dung dịch, [Co(NH3)6]2+ dễ bị oxi hoá bởi oxi không khí:
2+

4[Co(NH3)6] + O2 + 2H2O

→

4[Co(NH3)6]3+ + 4OH -

* Phức xianua:
[Fe(CN)6]4-: màu vàng, [Co(CN)6]4-: màu đỏ, [Ni(CN)6]2-: phức hình vuông.
[Fe(CN)6]4- là phức bền nhất của Fe+2, còn [Co(CN)6]4- kém bền, dễ bị oxi hóa trong
không khí.
4K4[Co(CN)6] + O2 + 2H2O
2K4[Co(CN)6] + 2H2O

→

→

4K3[Co(CN)6] + 4KOH

2K3[Co(CN)6] + 2KOH +H2

Phức xianua được tạo ra khi cho muối M(+2) tác dụng với dung dịch xianua kim loại
kiềm, ban đầu tạo kết tủa M(CN)2, sau đó kết tủa tan trong xianua dư tạo phức
Ví dụ: FeSO4 + 2KCN

→

Fe(CN)2 + 4KCN

Fe(CN)2 + K2SO4

→

K4[Fe(CN)6]

25