Chuyên đề xây DỰNG hệ THỐNG câu hỏi và bài tập NHÓM VIIB và VIIIBH08

CHUYÊN ĐỀ
XÂY DỰNG HỆ THỐNG
CÁC CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CỦA MANGAN VÀ HỢP CHẤT

-1-


A. PHẦN MỞ ĐẦU
I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI
Hóa nguyên tố là một trong những mảng kiến thức lớn và khó trong chương trình Hóa học
chuyên và thi Học sinh giỏi Quốc gia. Sự đa dạng về chất, phản ứng của chất, điều kiện phản ứng
và các hiện tượng là một trong những nguyên nhân làm cho Hóa nguyên tố trở lên khó khăn trong
việc giảng dạy của giáo viên và học tập của học sinh. Từ các kinh nghiệm trong giảng dạy Học sinh
chuyên và luyện thi Học sinh giỏi Quốc gian, chúng tôi thấy rằng việc xây dựng các chuyên đề lớn
sẽ trở lên khó khăn với giáo viên. Do đó, chúng tôi lựa chọn một mảng kiến thức nhỏ trong hóa
nguyên tố liên quan đến mangan (Mn) và hợp chất để tập trung xây dựng. Bởi vì các kiến thức của
Mn và hợp chất xuất hiện tương đối nhiều trong hóa nguyên tố, trong hóa học phân tích, nhất là
phân tích định lượng. Trên các cơ sở vừa phân tích trên, chúng tôi quyết định lựa chọn chuyên đề:
"XÂY DỰNG HỆ THỐNG
CÁC CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CỦA MANGAN VÀ HỢP CHẤT"
để từ chuyên đề này, chúng ta có điều kiện để trao đổi và bổ sung nguồn tài liệu giảng dạy
cho Giáo viên và tư liệu tự học, tự nghiên cứu cho học sinh.
II. MỤC ĐÍCH ĐỀ TÀI
Để thực hiện nhiệm vụ của đề tài này, chúng tôi tiến hành nghiên cứu và hệ thống các kiến
thức lí thuyết của Mn và hợp chất . Sưu tầm và biên soạn các câu hỏi và bài tập để củng cố các kiến
thức, đồng thời mở rộng các kiến thức của các hợp chất mangan. Cụ thể, mục đích của đề tài này
thực hiện qua các nhiệm vụ sau:
1. Hệ thống kiến thức của mangan và hợp chất.
2. Xây dựng các câu hỏi về mangan và hợp chất
3. Xây dựng các bài tập liên quan.
4. Tổng hợp các bài tập thi Học sinh giỏi Quốc gia và Quốc tế về mangan và hợp chất.

Do đó, cấu trúc nội dung của đề tài này gồm 2 chương:
Chương 1: Hệ thống kiến thức lí thuyết về mangan và hợp chất
Chương 2: Các câu hỏi và bài tập áp dụng kiến thức.

-2-


B. NỘI DUNG
Chương 1: HỆ THỐNG LÝ THUYẾT VỀ MANGAN VÀ HỢP CHẤT
I. ĐƠN CHẤT MANGAN
I.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
Cấu hình electron:

25

Mn Ar

3d5

4s2

4p

    

Năng lượng ion hóa (eV) : I1 = 7,43; I2 = 15,63; I3 = 33,69.
Bán kính nguyên tử: 1,30 A0.
Bán kính ion: Mn2+ 0,91A0; Mn3+ 0,70A0; Mn4+ 0,52A0; Mn7+ 0,46A0.
Nhiệt độ nóng chảy: 12440C; Nhiệt độ sôi: 2080 0C.
Khối lượng riêng: 7,47 g/cm3.

Nhận xét: Với số lớn electron hóa trị, Mn nói riêng và các nguyên tố nhóm VIIB nói chung tạo nên
hợp chất có nhiều số oxi hóa khác nhau, từ 0 đến + 7. Cấu hình electron bền 3d 5 thể hiện ở năng
lượng ion hóa thứ ba tương đối cao hơn tổng năng lượng ion thứ nhất và thứ hai.
Bên cạnh đó, do sự tăng dần về điện tích và giảm dần về bán kính dẫn đến sự tăng mật độ
điện tích dương của các ion Mnn+ gây nên sự cực hóa mạnh. Chính vì thế các hợp chất chứa Mn có
số oxi hóa cao đều là các hợp chất cộng hóa trị.
I.2. Điều chế Mn
Mn được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm từ các oxit MnO hoặc Mn3O4:
t
3Mn3O4 + 8Al ��
� 4Al2O3 + 9Mn
o

Cũng có thể điều chế bằng phương pháp nhiệt Silic:
o

t
MnO2 + Si ��
� Mn +

SiO2 .

Trong công nghiệp Mangan được điều chế bằng phương pháp điện phân muối Sunfat.
Mn tinh khiết được điều chế bằng cách điện phân dung dịch MnCl 2 với catốt bằng thuỷ
ngân. Mn hoà tan trong thuỷ ngân tạo thành hỗn hợp Mn - Hg. Chưng cất hỗn hợp trong chân
không tách được Mn và thu hồi lại Hg.
I.3. Tính chất hóa học của Mn
Tuy có tổng năng lượng Ion hoá thứ nhất và thứ hai tương đương với Mg, Mn là kim loại
kém hoạt động hơn Mg (E0Mg2+/Mg = -2,36v) vì có nhiệt thăng hoa rất lớn hơn Mg (H thăng hoa(Mg) =
150kJ/mol) vì vậy mangan kim loại không tác dụng với H 2O kể cả khi đun nóng mà nó chỉ phản

ứng với nước khi cho thêm muối amoni vào trong nước vì Mn(OH) 2 hoà tan trong dung dịch muối
amoni.

-3-


Do tổng năng lượng ion hóa I1 + I2 nhỏ nên trong đa số trường hợp, Mn khi phản ứng
chuyển thành hợp chất Mn(II).
Ví dụ:
3Mn + 8HNO3 → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
II. Hợp chất Mn(0)
Hợp chất cacbonyl của Mn có công thức phân tử là Mn2(CO)10

Phân tử có dạng hai hình bát diện (lai hóa d 2sp3) nối với nhau qua một đỉnh chung, nguyên
tử Mn nằm ở tâm của hình bát diện, phân tử CO nằm tại các đỉnh còn lại.
Chú ý: trong các hợp chất phức cacbonyl của kim loại, ngoài liên kết cho nhận OC→M còn
có liên kết π giữa các obitan chứa electron d chứa cặp electron của Mn với MO-π* của cacbonyl.
Ở điều kiện thường, Mn2(CO)10 là chất ở dạng tinh thể màu vàng chói, dễ thăng hoa, không
tan trong nước nhưng tan trong dung môi hữu cơ. Mn 2(CO)10 nóng cháy ở 1550C trong bình kín và
phân huỷ ở 1100C tạo Mn và khí CO.
Mn2(CO)10 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 tạo thành muối chứa anion
cacbonylat và tác dụng với halogen:
Mn20(CO)10 + 2Na0 → 2 Na+1[Mn-1(CO)5]
[Mn CO)5]2 + Br2 → 2 [Mn+1(CO)5]Br
Mn2(CO)10 được điều chế ở nhiệt độ thường khi cho khí CO ở áp suất 20 atm tác dụng với
hỗn hợp MnI2 và bột Mg trong ete.
2Mg + 2MnI2 + 10CO → 2MgI2 + Mn2(CO)10
III. Hợp chất Mn(II):
Tính chất của Mn(II) gần giống tính chất của Mg(II) ngoại trừ các hợp chất Mn(II) có

thể bị oxi hóa thành các hợp chất của Mn có số oxi hóa cao hơn.
Hợp chất
MnO

Tính chất
Là chất bột nàu xam lục, có mạng lưới tinh thể kiểu NaCl, có thành phần biến
đổi từ MnO đến MnO1,5 và nóng chảy ở 1780C. Không tan trong nước, không
phản ứng với nước. ở trạng thái tinh thể hoàn toàn bền trong không khí, nhưng ở
dạng bột dễ bị oxi hoá tạo thành các oxit cao như MnO2 , Mn2O3 , Mn3O4
2MnO + O2 → 2MnO2
Tan trong a xit tạo thành muối Mn(II):

-4-


MnO + 2HCl → MnCl2 + H2O
Bị H2 khử thành kim loại ở nhiệt độ rất cao:
MnO + H2 → Mn + H2O
Điều chế: MnCO3 → MnO + CO2

Mn(OH)2

MnCl2.4H2
O

MnSO4

MnCO3

MnC2O4 → MnO + CO2 + CO

Hoặc khử các oxit cao của mangan bằng H2 hay C ở nhiệt độ cao:
Mn3O4 + H2 = 3MnO + H2O
Là kết tủa trắng có thành phần hợp thức và kiến trúc tinh thể giống mg(OH) 2.
Không tan trong nước nhưng tan khi có mặt muối amoni. (TtMn(OH)2 = 4,5.10-13).
Là một bazơ yếu dễ tan trong axit tạo muối Mn(II).
Dễ bị oxi hoá: 4Mn(OH)2 + O2 → MnOOH↓(đen) + 2H2O
Điều chế: Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2
Ở trạng thái khan tạo ra tinh thể hình phiến màu hồng. Nóng chảy ở 650 0C và
trong luồng H2. MnCl2 bay hơi ở 1190C:
MnCl2 + H2O → Mn(OH)Cl + HCl
Có tính khử: 4MnCl2 + O2 + 4H2O → 2Mn2O3 + 8HCl
Điều chế: MnCO3 + 2HCl → MnCl2 + CO2↑ + H2O
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
Là chất rắn màu trắng ở trạng thái khan. Khi kết tinh từ dung dịch nước tạo ra
tinh thể màu hồng khác nhau phụ thuộc vào hàm lượng nước kết tinh.
MnSO4.7H2O → MnSO4.5H2O → MnSO4 .4H2O → MnSO4. 2H2O↓ (60 -1000C)
Điều chế: Kim loại, oxit, hiđroxit, muối của Mn(II) tác dụng với H 2SO4 loãng
hoặc:
2MnO2 + 2H2SO4 → MnSO4 + 2H2O + O2↑
Là chất bột màu trắng, mịn như lông tơ, không tan trong nước (K S =1.10-10 ở 250
C). Khi đun nóng ở 100oC bị phân huỷ:
MnCO3 → MnO + CO2 

MnS

Để trong không khí ẩm dễ bị oxi hoá thành Mn2O3 màu thẫm
Điều chế: Muối Mn(II) + S2- → MnS↓ hồng thẫm.
Khi để lâu trong không khí:
MnS + O2 + 2H2O → S + MnO2.2H2O
Không tan trong nước (KS = 2,5.10- 10)

IV. Hợp chất Mn(III)
Hợp chất

Tính chất

-5-


Mn2O3

- Là chất bột màu đen không tan trong nước.
o

950 1100 C
Khi đun nóng trong không khí: 2Mn2O3 �����
Mn3O4 + O2

Mn(OH)3

hoặc MnO + O2
- Tác dụng với axit đặc:
Mn2O3 + H2SO4(đặc) → Mn2(SO4)3 + 3H2O
- Tác dụng với axit loãng:
Mn2O3 + H2SO4 → MnO2 + MnSO4 + H2O
- Mn2O3 tạo phức chất của Mn(III) khi tan trong HF, HCN.
- Điều chế: Nung MnO trong không khí ở 5500C - 9000C
- Mangan (III) hiđroxit không có thành phần ứng đúng công thức
Mn(OH)3 mà là hiđrat Mn2O3.xH2O
o

110 C
Mn2O3.xH2O ���
� Mn2O3.H2O (MnOOH)

MnOOH (monohiđroxit) là chất dạng tinh thể màu nâu gần như đen,
không tan trong nước. Tại 365 - 4000C mất nước thành Mn2O3.
+ Tác dụng với axit loãng → MnO2 + Mn(II)
Với axit hữu cơ → Mn(III) bền
Điều chế: MnCO3 (huyền phù trong nước) + Cl2 hoặc KMnO4
3MnCO3 + Cl2 + H2O → 2MnOOH + MnCl2 + 3CO2
Mn3O4
- ở dạng tinh thể nóng chảy 159 0C; có màu vàng, đỏ hoặc đen tuỳ theo
(MnO.Mn2O3) phương pháp điều chế.
- Tinh thể có kiến trúc kiểu Spinen lệch, trong đó Mn 2+ chiếm lỗ trống tứ
diện, Mn3+ chiếm lỗ trống bát diện ở giữa các ion O 2- sắp xếp sít sao kiểu
lập phương  MnO
Mn2(SO4)3

- Điều chế: 3MnO2 + 2H2 200 độ C Mn3O4 + 2H2O
- Dạng tinh thể màu lục, hút ẩm mạnh, bị thuỷ phân. Phân huỷ ở 3000C:
2 Mn2(SO4)3 → 4MnSO4 + 2SO3 + O2
Điều chế:
4MnO2 +6H2SO4 → 2Mn2(SO4)3 +6H2O + O2

Mn(CH3COO)3 Dạng tinh thể màu nêu, hút ẩm mạnh, tự thuỷ phân.
Điều chế: dùng Cl2 hay KMnO4 oxi hoá Mn(CH3COO)2 trong axit axetic.

-6-

Mn3+ không bền trong dung dịch dễ bị phân huỷ:
2Mn3+ + 2H2O → MnO2 + Mn2+ + 4H+
Cation Mn3+ được làm bền trong những phức chất
- Dạng tinh thể đơn tà màu đỏ, phân huỷ trên 6000C thành MnF2 và F2, dễ
bị thuỷ phân theo phản ứng:
2MnF3 + 2H2O → MnO2 + MnF2 + 4HF
- Dư HF: kết tinh ở dạng MnF 3.2H2O màu đỏ thắm, dễ tạo nên với florua
kim loại kiềm phức chất màu đỏ thẫm như: K[MnF4], K2[MnF5]
- Điều chế: 2MnI2 + 3F2 → 2MnF3 + 2I2
Phức chất
M3[Mn(CN)6] (M: Na+, K+, NH4+): tinh thể màu đỏ thẫm
K3[Mn(C2O4)3].3H2O: tinh thể màu đỏ tím
[Mn(C5H4O2)3] tinh thể màu đen nhánh, không tan trong nước, tan trong
dung môi hữu cơ.
[Mn(EDTA)] bền với nước, có thể để lâu trong dung dịch cũng như trong
tinh thể hiđrat K[Mn(EDTA)].3H2O. Vì E0(Mn)EDTA)]-/ [Mn(EDTA]2- = 0,83V so
với
E0 Mn3+/Mn2+ = 1,51V
V. Các hợp chất của Mn(IV)
Đối với Mn(IV) hợp chất bền là oxit MnO 2 và hiđrôxit Mn(OH)4. Các dẫn xuất phức
manganat (IV) kiểu MnF62- và MnCl62- cũng tương đối bền, trong khi đó MnF 4 và MnCl4 lại dễ bị
MnF3

phân huỷ.

Hợp chất
MnO2

Tính chất

- Là chất bột màu đen có thành phần không hợp thức. Khi đun nóng:
o

o

 500 C
 900 C
MnO2 ����
Mn2O3 ����
Mn3O4

- Không tan trong nước, khi đun nóng với H2SO4 đặc nóng tạo ra O2
2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2↑ + 2H2O
- Là chất lưỡng tính. Khi tan trong dung dịch axit theo phản ứng oxi hoá khử vì muối Mn4+ kém bền.
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
tan trong kiềm đặc: 2Mn+4O2 + 6KOH → K3MnO4 + K3[Mn(OH)6]
MnO2 + CaO → CaMnO3
MnO2 có cả tính oxi hoá mạnh và tính khử
Điều chế : Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2
hoặc oxi hoá muối Mn(II) trong môi trường kiềm bằng Cl 2, HOCl, Br2 hay
điện phân hỗn hợp MnSO4 và H2SO4.

-7-


MnSO4 + 2H2O → MnO2 + H2SO4 + H2
MnF4
Mn bị thuỷ phân mạnh trong dung dịch nước tạo thành MnO 2 nhưng được
làm bền hơn trong các phức chất. Là chất rắn màu xanh xám, dễ phân huỷ
thành MnF3 và F2 nên là chất o xi hoá mạnh.

Điều chế : Khi hoà tan MnO2 trong dung dịch HF đậm đặc.
MnCl4
Là kết tủa màu nâu đỏ hoặc đen, tồn tại ở nhiệt đô thấp, phân huỷ thành
MnCl2 và Cl2 ở -10oC, ta trong dung môi hữu cơ.
Điều chế: bằng cáhc thêm hỗn hợp CHCl3 và CCl4 vào dung dịch màu lục
được tạo nên khi sục khí HCl qua huyền phù MnO2 trong ete ở - 70oC.
Mn(SO4)2 Kết tủa màu đen, tan trong axit sunfuric đậm đặc cho dung dịch màu nâu.
Khá bền trong axit sunfuric nhưng bị nước phân huỷ.
Điều chế: 3MnSO4 + 2KMnO4+ 8H2SO4 → 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O
Nói chung các hợp chất mangan (IV) kém bền trong nước nhưng dễ kết hợp với halogenua
kim loại kiềm tạo lên những phức chất có màu vàng và bền hơn như M[MnX 5] và M2[MnX6] trong
đó (M = K, Rb, NH4- và X = F, Cl).
VI. Hợp chất của Mn(VI)
Mangan(VI) chỉ biết được trong ion manganat (MnO 42-) có màu lục thẫm. Na2MnO4 và
K2MnO4 là những chất ở dạng tinh thể màu lục đen, phân huỷ trên 500oC
2K2Mn+6O4 → 2K2Mn+4O3 + O2
Tinh thể hiđrat Na2MnO4.10H2O đồng hình với Na2SO4.10H2O. Manganat kim loại kiềm tan
và bền trong dung dịch kiềm nhưng tự phân huỷ trong các môi trường trung tính và axit theo phản
ứng
3MnO42- + 2H2O → 2 MnO4- + MnO2 + 4 OHvì Eo (MnO42-/MnO2) = 2,26V > Eo(MnO4-/MnO42-) = 0,564V nên khi để lâu trong không khí chứa
CO2 hoặc khi pha loãng bằng nước thì màu lục thẫm trở thành màu tím (của MnO 4-) và kết tủa đen
xuất hiện (MnO2).
Muối manganat là chất oxi hoá mạnh, phản ứng với những chất khử ở trong dung dịch xảy
ra tương tự như pemanganat. Trong môi trường kiềm sẽ bị khử đến MnO 2, còn trong môi trường
axit tạo ra muối Mn(II)
K2MnO4 + 2H2S +2H2SO4 → 2S ↓ + MnSO4 + K2SO4 + 4H2O
K2MnO4 + 2 Fe(OH)2 + 2H2O → MnO2↓ + 2Fe(OH)3↓ + 2 KOH
Nhưng khi tác dụng với chất o xi hoá mạnh hơn , manganat thể hiện tính khử
2K2MnO4 +Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl
Điều chế:

2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + 2H2O
VI. Hợp chất của mangan (VI)
4+

-8-


VI.1. Oxit pemanganic (Mn2O7): ở nhiệt độ thấp là chất ở dạng tinh thể màu lục thẫm, bền ở dưới
-50C, nóng chảy ở 60C biến thành chất lỏng giống dầu có màu đỏ thẫm trong ánh sáng phản chiếu.
Tại 100C, nó phân huỷ nổ theo phản ứng:
Mn2O7 → 2MnO2 + O3
Tan trong nước tạo thành dung dịch axit pemanganic nên còn được gọi là anhiđrit
pemanganic là chất oxi hoá rất mạnh, tác dụng với nhiều chất vô cơ và hữu cơ
2Mn2O7 + 2(C2H5)2O + 9O2 → 4MnO2 + 8CO2 + 10H2O
Điều chế:
2KMnO4 + 2H2SO4 (đặc) → Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O
VI.2. Axit pemanganic (HMnO4) chỉ biết được trong dung dịch nước, 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 pemanganic là axit mạnh, muối của nó là pemangan (MnO 4-). Muối pemanganat bền
hơn axit, đồng hình với peclorat nhưng dễ phân huỷ hơn khi đun nóng. Những tinh thể hiđrat như
LiMnO4.3H2O, NaMnO4.3H2O... tan nhiều trong nước trong khi các muối khan NH 4MnO4,
KMnO4,... tan ít hơn.
Axit pemanganic và muối pemanganat đều là chất oxi hoá mạnh.
Điều chế: Mn2O7 + H2O → 2HMnO4
VI.3. Kali pemanganat (KMnO4): là chất ở dạng tinh thể màu tím đen, đồng hình với KClO 4. Tan
trong nước cho dung dịch có màu tím-đỏ, có độ tan biến đổi tương đối nhiều theo nhiệt độ nên tinh
chế được dễ dàng khi kết tinh lại. Ngoài ra nó còn có thể tan trong amoniac lỏng, pyriđin, ancol và
axeton.
Trên 2000 C, phân huỷ theo phản ứng: 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

Kalipemanganat có tính oxi hoá mạnh nên được dùng làm chất oxi hoá trong tổng hợp vô cơ
và hữu cơ, dùng để tẩy trắng vải, dầu, mỡ sát trùng trong y học và đời sống. Khả năng oxi hoá của
KMnO4 phụ thuộc mạnh vào môi trường của dung dịch.
Axit:
MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
E0 = 1,51V
Trung tính:

MnO4- + 2H2O + 3e  MnO2 + 4OH-

Kiềm:

MnO4- + e  MnO42-

E0 = 0,588V
E0 = 0,56V

Trong dung dịch axit ion MnO4- có thể oxi hoá nhiều chất như Cl -, H2S, SO32-, Fe2+,
HCOOH,... và biến thành Mn2+ như:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
2KMnO4 + 5H2O2 + 4Na2SO4 → 2MnSO4 + 2KHSO4 + 8H2O + 5O2↑
Ngay khi không có chất khử, dung dịch KMnO4 không bền, có thể phân huỷ theo phản ứng:
4 MnO4- + 4H+ → 3O2 + 4MnO2 + 2H2O

-9-


Phản ứng xảy ra chậm, trong dung dịch axit nhưng khá rõ rệt. Trong dung dịch trung tính
hay kiềm yếu và trong bóng tối, phản ứng xảy ra gần như không đáng kể. ánh sáng thúc đẩy phản
ứng phân huỷ đó nên cần đựng dung dịch KMnO4 chuẩn trong lọ thuỷ tinh có màu thẫm.

Điều chế: Điện phân dung dịch K2MnO4 với các điện cực bằng thép
2K2MnO4 + 2H2O dòng điện 2KMnO4 + 2KOH + H2
Như vậy, qua sơ đồ thế điện cực oxi hoá khử của Mn, chúng ta nhận thấy:
- Ion MnO-4 bị khử đến Mn2+ trong môi trường axit; đến MnO2 trong môi trường trung tính
và đến MnO2-4 trong môi trường kiềm.
Khả năng oxi hoá của các ion MnO4- và MnO42- đến MnO2 trong môi trường axit đều lớn
hơn trong môi trường kiềm.
Ngay trong môi trường axit, khi tăng nồng độ của ion H +, hoạt tính oxi hoá của ion MnO4cũng tăng lên dựa theo phương trình Nest
8

E MnO /Mn 2  E o MnO /Mn 2
4

4

�
MnO 4 �
H �
0, 0592 �
�
�
�
�

lg
2
5
�
�
Mn

�
�

ở 250C

Có thể giải thích ảnh hưởng của H + đến hoạt tính oxi hóa của các ion MnO 4- và MnO42- như
sau: trong môi trường axit, MnO 4- và MnO42- đã được proton hoá tạo thành HMnO 4 và HMnO-4 và
có thể cả H2MnO4 (giả thiết). Những phân tử và anion một mặt có cấu tạo kém đối xứng hơn so với
anion tứ diện đều MnO4- nên dễ tiếp xúc với chất khử hơn và quá trình phản ứng được đẩy mạnh.
Mặt khác, chúng đều kém bền, dễ mất nước tạo thành anhiđrit có cấu tạo còn kém đối xứng hơn
nữa so với phân tử axit hay anion tứ diện đều cho nên càng dễ tiếp xúc hơn với chất khử và phản
ứng càng được đẩy mạnh hơn. Đó là lý do chung làm cho oxi axit có tính oxi hoá mạnh hơn muối
của nó và anhiđrit axit có tính oxi hoá mạnh hơn axit ở cùng điều kiện.
Giản đồ Letimer:
- Môi trường axit (pH = 0)
MnO4- +0,56V MnO42- 0,27V MnO43- +4,27V MnO2 0,95V Mn3+ 1,51V Mn2+ -1,18V Mn

- Môi trường kiềm (pH = 14,0)
MnO4- 0,56V MnO42- 0,34V MnO43- 0,84V MnO2 0,15V Mn(OH)3 -0,25V Mn(OH)2 -1,51V Mn

Nhận xét chung về các hợp chất của Mn
Mangan có khả năng tạo được oxit và các hiđroxit xét ứng với bậc oxi hoá từ thấp đến cao
và sự biến đổi bậc oxi hoá ảnh hưởng đến tính chất của chúng.
Mn+2O
Mn+32O3
Mn4O2
Mn+6O3
Mn+72O7
Tính axit tăng dần
Mn(OH)2

Mn(OH)3
Mn(OH)4
H2MnO4
HMnO4
Tính axit tăng dần

- 10 -


Tính axit tăng theo dãy trên có thể giải thích trong khuôn khổ sự tương quan điện tích và
bán kính của các ion. Khi chuyển từ Mn(II) đến Mn(VII), bán kính của ion giảm dần, điện tích của ion
tăng dần như sau:

ion
Mn2+
Mn3+
Mn4+
Mn7+
rion (Ao)
0,91
0,70
0,52
0,46
Làm cho mật độ điện tích (+) của nguyên tố trung tâm Mn tăng dần, lực hút của Mn với O
tăng lên, độ dài liên kết Mn–O giảm xuống => Độ bền liên kết Mn – O tăng lên => Độ phân cực
của liên kết Mn – O giảm => Khả năng tách H + tăng dần, H+ càng dễ bị tách ra nên tính axit tăng
dần. Mặt khác, do sự tăng số oxi hoá từ Mn(II) đến Mn(VI) cũng giống như sự tăng số oxi hoá của
Cl trong các oxi axit làm cho tính axit của các hiđroxit của chúng tăng dần, tính bazơ giảm dần.
Chất
Tính chất

Mn(OH)2
Bazơ

Mn(OH)3
Bazơ yếu

Mn(OH)4
Lưỡng tính

H2MnO4
Axit

HMnO4
Axit mạnh

Sự tăng số oxi hoá Mn(II) lên Mn(VII) làm cho độ âm điện tăng vì vậy hiệu độ âm điện của
Mn và O ( = 0 - Mn) giảm dần làm cho độ phân cực của liên kết Mn – O giảm nên mối liên kết
O – H dễ bị tách ra , tính axit tăng dần.
Ở trạng thái hoá trị cao nhất ứng với số thứ tự nhóm, mangan có tính chất hoá học gần với
tính chất hoá học của clo. Ở đây, cả clo và mangan đều sử dụng cả 7 electron hoá trị để hình thành
liên kết hoá học, cả clo và mangan đều có cấu hình electron của khí trơ.
Cl(VII): 1s22s22p6
Mn(VII): 1s22s22p63s23p6
Sự giống nhau về cấu hình electron dẫn tới sự giống nhau về tính chất của các hợp chất ứng
với hoá rị VII của mangan và clo. Chẳng hạn Mn 2O7 và Cl2O7 đều là chất lỏng ở điều kiện thường,
đều kém bền, đều là anhiđrit của axit mạnh.
Hai axit pemanganic HMnO4 và pecloric HClO4 và các muối tương ứng chẳng hạn KMnO 4
và KClO4 đều là những chất oxi hoá mạnh. Trái lại, ở trạng thái oxi hoá càng thấp, tính chất hoá
học của Mangan càng khác xa tính chất hoá học của Cl. Đó là vì ở trạng thái oxi hoá thấp, ion

mangan còn lại các electron 3d còn đối với clo thì còn lại các electron s và p. Vì vậy các hợp chất
của clo và mangan ứng với các trạng thái hoá trị thấp có tính chất khác nhau.

Chương 2: CÁC CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP ÁP DỤNG KIẾN THỨC

- 11 -


I. CẤU TẠO CHẤT
Câu 1: Cho các nguyên tố nhóm VIIB? (25Mn, 43Tc, 75Re).
a) Trình bày cấu hình electron của các nguyên tử các nguyên tố đó. Xác định bộ các số lượng tử
tương ứng với electron cuối cùng được điền vào cấu hình electron của các nguyên tử đó ở trạng
thái cơ bản.
b) Giải thích các kết quả bán kính nguyên tử của các nguyên tố như sau:
Nguyên tố
Bán kính nguyên tử (A0)

Mn
1,30

Tc
1,36

Re
1,37

Gợi ý:
a) Cấu hình electron và bộ các số lượng tử ứng với electron cuối cùng
Cấu hình electron
Mn [Ar] 3d54s2

Tc [Kr] 4d55s2
Re [Xe] 4f145d56s2
Bộ số lượng tử n, l, m, 3, 2, +2, +1/2
4, 2, +2, +1/2
5, 2, +2, +1/2
s
b) Bán kính nguyên tử của Mn < Tc do sự tăng số lớp electron ở Tc so với Mn.
Bán kính nguyên tử Tc ≈ Re là do trong Re xuất hiện phân lớp 4f , trong khi đó các electron
ở phân lớp f có mức độ xâm nhập kém hơn nên khả năng gây chắn kém hơn. Chính vì thế, sự tăng
số lớp electron không thay đổi nhiêu điện tích hạt nhân hiệu dụng tác dụng lên electron lớp ngoài
cùng, do đó bán kính nguyên tử thay đổi không đáng kể.
Câu 2: Trình bày sự biến đổi những tính chất sau đây trong dãy các oxit: MnO, MnO2, Mn2O7.
a) Nhiệt độ nóng chảy.
b) Độ bền nhiệt
c) Tính axit-bazơ.
d) Tính oxi hóa-khử.
Giải thích sự biến đổi.
Gợi ý:
a) Nhiệt độ nóng chảy: MnO > MnO2 > Mn2O7.
Do bán kính các ion Mn2+ > Mn4+ > Mn7+ => mật độ điện tích dương trên các nguyên tử Mn
tăng dần trong các oxit MnO < MnO2 < Mn2O7 => khả năng cực hóa của các ion tăng dần là Mn 2+ <
Mn4+ < Mn7+, độ phân cực của liên kết giảm => mức độ ion của liên kết giảm => nhiệt độ nóng
chảy giảm.
b) Độ bền nhiệt: MnO > MnO2 > Mn2O7.
Do mức độ ion của liên kết giảm dần từ MnO > MnO2 > Mn2O7 nên độ bền nhiệt giảm dần.
c) Tính chất axit: MnO < MnO2 < Mn2O7

- 12 -

Sự tăng mật độ điện tích dương của Mn dẫn đến sự giảm dần độ phân cực của liên kết do đó
lực axit tăng dần.
d) Tính chất oxi hóa: MnO < MnO2 < Mn2O7
Do độ bền của các chất giảm dần và mật độ điện tích dương trên các nguyên tử Mn tăng,
khả năng nhận electron tăng => tính oxi hóa tăng.
Câu 3: Giải thích tại sao:
a) Thực tế người ta tổng hợp được hợp chất Mn2O7 nhưng không tổng hợp được hợp chất MnF7?
b) Độ bền của các hợp chất halogenua mangan giảm dần theo chiều tăng số oxi hóa.
c) Bước sóng của dải chuyển dời diện tích tăng lên từ VO43- đến MnO4-.
Gợi ý:
a) Với hợp chất Mn2O7:

Xung quanh nguyên tử Mn có 4 không gian tích điện âm do đó lực đẩy giữa các không gian
nhỏ nên Mn2O7 tồn tại được. Còn với hợp chất MnF7, xung quanh nguyên tử Mn có 7 không gian
tích điện âm, do đó các không gian này đẩy nhau mạnh vì thế không tồn tại phân tử MnF 7.
b) Khi số oxi hóa của Mn càng lớn thì xu hướng cộng hóa trị trong liên kết tăng và số trung tâm
tích điện âm xung quanh nguyên tử Mn càng nhiều, dẫn đến sự đẩy lẫn nhau càng mạnh.
c) Từ V đến Mn, do sự tăng của điện tích hạt nhân dẫn đến sự giảm năng lượng của các obitan 3d,
do đó khoảng cách năng lượng của các obitan 2p (trong nguyên tử oxi) với các obitan 3d giảm
xuống. Do đó, năng lượng tương ứng với sự chuyển dịch điện tích giảm xuống nghĩa là bước sóng
của ánh sáng hấp thụ tăng lên.
Câu 4: Trình bày các đặc điểm cấu tạo của MnO4- theo các lí thuyết:
a) Thuyết VB.
b) Thuyết trường tinh thể.
Gợi ý:
a) Theo lí thuyết VB, có thể coi như sự tạo thành MnO 4- được tạo thành từ ion Mn7+ 3d04s04p0 các
ion O2-. Sự hình thành liên kết được thực hiện bởi sẹ xen phủ trục của các obitan lai hóa d 3s với các
obitan p chứa cặp electron của 4 ion O 2- để hình thành 4 liên kết xichma và hướng về 4 đỉnh của
hình tứ diện. Ngoài ta, giữa Mn với các anion O 2- hình thành các liên kết πp-d trong đó các ion O2đóng vai trò chất cho và các obitan trống thuần khiết của Mn7+ đóng vai trò chất nhận electron.

- 13 -


b) Theo thuyết trường tinh thể, ion MnO4- được xem là những phức chất của kim loại chuyển tiếp.
Trong đó, nguyên tử trung tâm là ion Mn 7+ và phối tử là các ion O 2-. Từ đặc điểm cấu trúc tứ diện
của MnO4-, do đó các obitan d (dxy, dxz, dyz, dz2, dx2-y2) phân bố trong trường phối tử tứ diện.
Trong các obitan d của Mn7+ không chứa electron do đó không có sự chuyển dời electron d –
d. Màu tím đậm của MnO4- được sinh ra bởi sự chuyển dời electron từ phối tử O 2- đến ion trung
tâm Mn7+ làm thay đổi điện tích của chúng và sự chuyển dời electron như vậy được gọi là sự
chuyển điện tích. Bởi vì, khi nhận năng lượng của bức xạ, electron  định cư chủ yếu ở các nguyên
tử O trong ion MnO4- chuyển dời đến obitan phân tử t 2g trống định cư chủ yếu ở nguyên tử kim loại
Mn. Sự chuyển dời này không bị ngăn cấm bởi các quy tắc lọc lựa của hoá học lượng tử nên dải
hấp thụ có cường độ rất lớn nên cho màu đậm.
Câu 5: Mn2(CO)10 là một trong các hợp chất phức cacbonyl nổi tiếng của Mn với CO.
a) Dựa vào thuyết VB, mô tả sự tạo thành liên kết trong phức đó. Biết rằng phức đó nghịch từ.
b) Khi cho Mn2(CO)10 tác dụng với kim loại kiềm trong dung môi hữu cơ hoặc với halogen, thu
được các sản phẩm sau:
Mn2(CO)10 + 2Na0 → 2Na[Mn(CO)5]
Mn2CO)10 + Br2 → 2[Mn(CO)5]Br
Xác định cấu trúc phức và trạng thái lai hóa của Mn trong các ion phức đó.
Gợi ý:
a) Trong hợp chất phức Mn2(CO)10, nguyên tử Mn có cấu hình election 3d7 và ở trạng thái lai hoá
d2sp3

Bên cạnh các liên kết xichma, các obitan d chứa cặp electron của Mn sẽ xen phủ bên với các
MOπ* trống của của CO để tạo các liên kết π.
Cấu trúc của phức Mn2(CO)10:

- 14 -

b) Xét ion phức: [Mn(CO)5]-

Cấu trúc ion phức: lưỡng tháp tam giác.
Xét ion phức: Mn(CO)5Br

Cấu trúc phức:

Câu 6:
a) Dựa vào thuyế VB, mô tả sự tạo thành liên kết trong phân tử MnOCl 3.
b) Dựa vào thuyết trường tinh thể, hãy cho biết sự phân tách các mức năng lượng của các obitan d
trong các ion phức: MnO43-, [MnF6]2-, [Mn(CN)6]3-.
Gợi ý:
a) Xét phân tử MnOCl3.
Khi tham gia liên kết, nguyên tử Mn có sự dồn 1 electron từ 4s vào AO3d, khi đó hình thành
liên kết

- 15 -


Bên cạnh liên kết xichma tạo bởi giữa obitan 2py của oxi với obitan lai hóa của Mn, còn có xen phủ
bên giữa obitan 2pz của oxi với obitan 3dyz của Mn để hình thành liên kết π.

Cấu trúc của MnOCl3:
b) Xét ion phức [MnO4]3- => ion phức có cấu trúc tứ diện.
Mn5+ 3d2

- Xét ion phức [MnF6]2- có cấu trúc bát diện.
Mn4+: 3d3

- 16 -


- Xét ion phức [Mn(CN)6]3- có cấu trúc bát diện. Bên cạnh đó, do phối tử CN - thuộc trường mạnh
nên năng lượng tách (Δo) lớn, do đó phức [Mn(CN)6]3- có spin thấp.
Mn3+: 3d4

Câu 7: Cho các dữ kiện thực nghiệm về thông số tách (Δ o) và năng lượng ghép đôi (P) của các ion
phức sau:
Ion phức
P, kJ.mol-1
Δo, kJ.mol-1
[Mn(H2O)6]2+
305
93
[Mn(H2O)6]3+
335
251
2+
a) Giải thích tại sao thông số tách của Mn(H2O)6 lại nhỏ hơn của Mn(H2O)63+.
b) Xác định sự phân bố năng lượng của các AOd trong các ion phức đó và tính từ tính của các ion
phức đó.
c) Xác định năng lượng cần cung cấp để chuyển 1 electron từ t2g lên mức eg của các ion phức đó.
Gợi ý:
a) Theo lí thuyết trường tinh thể, tương tác giữa các phối tử với các obitan d là tương tác tĩnh điện
cùng dấu, do dó khi điện tích các ion càng lớn thì lực hút giữa hạt nhân nguyên tử trung tâm với
các phối tử càng mạnh làm cho tương tác đẩy giữa phối tử với các AOd càng mạnh, do đó thông số
tách của phức Mn3+ lớn hơn so với phức của Mn2+ đối với cùng một loại phối tử.
b) Với phức Mn(H2O)62+: P > Δo => phức trường cao.

Momen từ của Mn(H2O)62+ = 5(5  2)(BM) = 5,91 BM.
Với phức Mn(H2O)63+: P < Δo => phức trường thấp.

- 17 -


Momen từ của Mn(H2O)63+ =

2(2  2)(BM) = 2,83 BM.

c) Với phức Mn(H2O)62+
Khi chuyển 1 electron từ mức t2g lên mức eg sẽ gồm hai quá trình:
Quá trình 1: chuyển electron từ mức thấp lên mức cao.
Quá trình 2: ghép đôi electron vừa chuyển với 1 electron độc thân ở AOd thuộc mức e g
Năng lượng chuyển: ΔE = Δo + P = 93 + 305 = 395 kJ.mol-1.
Với phức Mn(H2O)63+
Khi chuyển 1 electron từ mức t2g lên mức eg sẽ gồm hai quá trình:
Quá trình 1: chuyển electron từ AOd chứa cặp electron
Quá trình 2: chuyển electron từ mức t2g lên mức eg.
Năng lượng chuyển: ΔE = Δo - P = 335 - 251 = 84 kJ.mol-1.
Câu 8: MnO, FeO, CoO, NiO đều có cấu trúc mạng tinh thể kiểu NaCl. Dựa vào thuyết trường tinh
thể, so sánh độ bền của các oxit đó.
Gợi ý: Trong mạng tinh thể kiểu NaCl, các anion sẽ hình thành trường phối tử bát diện, khi đó các
AOd của các cation sẽ bị phân tách thành các mức năng lượng khác nhau như sau:

Xét MnO: với ion Mn2+ 3d5 => cấu hình electron là t2g3eg2 => ELB = 0
Xét FeO: với ion Fe2+ 3d6 => cấu hình electron là t2g4eg2 => ELB = -0,4Δo
Xét CoO: với ion Co2+ 3d7 => cấu hình electron là t2g5eg2 => ELB = -0,8Δo
Xét NiO: với ion Ni2+ 3d8 => cấu hình electron là t2g8eg2 => ELB = -1,2 Δo
Do đó, độ bền của NiO > CoO > FeO > MnO

II. SƠ ĐỒ CHUYỂN HÓA VÀ PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG.
- 18 -


Câu 1: Dựa vào giản đồ Latimer.
- Môi trường axit (pH = 0)
MnO4- +0,56V MnO42- 0,27V MnO43- +4,27V MnO2 0,95V Mn3+ 1,51V Mn2+ -1,18V Mn

- Môi trường kiềm (pH = 14,0)
MnO4- 0,56V MnO42- 0,27V MnO43- 0,96V MnO2 0,15V Mn(OH)3 -0,25V Mn(OH)2 -1,51V Mn

Hãy đánh giá khả năng oxi hóa-khử của trạng thái oxi hóa của mangan trong các môi
trường.
Gợi ý:
- Xét môi trường axit: các trạng thái không bền là Mn 3+, MnO43- và MnO42-. Do đó, trong
môi trường axit, giản đồ Latimer thực tế gồm các trạng thái sau:

- Xét môi trường kiềm: trạng thái không bền là MnO 43-. Do đó, trong môi trường kiềm, giản
đồ Latimer thực tế gồm các trạng thái sau:

Đánh giá khả năng chuyển hóa của các trạng thái oxi hóa.
a) Với Mn(0)
- Trong môi trường axit, Mn dễ chuyển hóa thành Mn 2+. Tuy nhiên việc tiếp tục bị oxi hóa
để trở thành các trạng thái oxi hóa cao hơn như Mn +4 (MnO2) hoặc Mn+7(MnO4-) phải cần những
chất oxi hóa rất mạnh. Do đó, trên thực tế, các chuyển hóa của Mn trong môi trường axit thường
tạo ra Mn(II).
Ví dụ:

t

Mn + Cl2 ��
� MnCl2
o

o

t
3Mn + 8HNO3 (loãng) ��
� 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

- Trong môi trường kiềm, về mặt lí thuyết, Mn dễ dàng bị oxi hóa thành Mn(II) hoặc các
trạng thái có số oxi hóa cao hơn. Tuy nhiên trên thực tế, do liên kết kim loại của Mn (tt) rất bền
(với sự tham gia của 5 electron độc thân), chính vì thế Mn(tt) hầu như không tham gia các phản
ứng chuyển hóa trong môi trường kiềm.
b) Với Mn(II)
- Trong môi trường axit, để chuyển hóa Mn(II) thành các trạng thái oxi hóa cao hơn đều
phải dùng các chất oxi hóa có tính oxi hóa mạnh. Thông thường, các chuyển hóa sẽ thực hiện quá
trình oxi hóa luôn cả Mn(IV) thành Mn(VII).
2+
t
2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ (NO3-) ��
� 2MnO4 + 5Pb + 2H2O
o

- 19 -




2+

xtAg
2Mn2+ + 5S2O82- + 8H2O ���
� 2MnO4 + 10SO4 + 16H


3+
xtAg
2Mn2+ + 5BiO3- + 14H+(NO3-) ���
� 2MnO4 + 5Bi + 7H2O

- Trong môi trường trung tính và bazơ, Mn(II) dễ chuyển hóa để trở thành các trạng thái oxi
hóa cao hơn, thường gặp là Mn(IV).
2Mn(OH)2 + Ca(ClO)2 → CaCl2 + 2MnO2 + 2H2O
3Mn2+ + 2MnO4- + 2H2O → 5MnO2 + 4H+
o

t
2MnO + O2 ��
� 2MnO2

c) Với Mn(IV):
- Trong môi trường axit, MnO2 là chất oxi hóa mạnh, do đó nó được coi là chất oxi hóa. Khi
phản ứng với các chất khử, MnO2 sẽ bị khử thành Mn(II).
t
MnO2 + 4HCl (đặc) ��
� MnCl2 + Cl2 + 2H2O
o

MnO2 + 2SO2(dd) ��
� MnS2O6

- Trong môi trường kiềm hoặc kiềm nóng chảy, MnO 2 bị chất oxi mạnh oxi hóa tạo thành
MnO42-.
t
MnO2 + KNO3 + 2KOH ��
� K2MnO4 + KNO2 + H2O
o

o

t
3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3 ��
� 3K2MnO4 + KCl + 3CO2

d) Với Mn(VI):
- Trong môi trường axit, MnO42- không bền và chuyển hóa theo phản ứng
3MnO42- + 4H+ → 2MnO4- + MnO2 + 2H2O
Do đó, trong môi trường axit, MnO42- sẽ thể hiện tính chất oxi hóa mạnh qua MnO2 và MnO4-.
- Trong môi trường kiềm, MnO42- bền do cân bằng
3MnO42- + 2H2O  2MnO4- + MnO2 + 4OHchuyển dịch về phía nghịch.
Trong môi trường kiềm, MnO42- có tính khử trung bình và tính oxi hóa yếu.
Câu 2: Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra (nếu có) khi cho kim loại Mn tác
dụng với các hóa chất sau trong những điều kiện thích hợp: Cl 2, O2, HCl, HNO3 (loãng, nóng).
Nhận xét kết quả thu được.
Gợi ý:

o

t
Mn + Cl2 ��
� MnCl2

t
Mn + O2 ��
� MnO
o

Mn + 2HCl ��
� MnCl2 + H2
t
3Mn + 8HNO3 (loãng) ��
� 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
o

Nhận xét: trong đa số các phản ứng, Mn bị oxi hóa thành Mn(II). Điều này được giải thích
là do Mn2+ có cấu hình electron là [Ar] 3d5 tương đối bền.

- 20 -


Câu 3: 1. Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra (nếu có) khi:
a) Đốt cháy MnO trong khí oxi.
b) Nung MnO với KClO3.
c) Cho MnO vào dung dịch HCl
d) Cho MnO vào dung dịch NaOH
e) Nung MnO với bột Al.
f) Nung MnO với SiO2.
Nhận xét về tính chất hóa học của MnO dựa vào kết quả của các thí nghiệm trên.
2. Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra (nếu có) khi cho MnSO 4 tác dụng với: (a)
dung dịch NaOH; (b) dung dịch NH 3; (c) NaBiO3 trong HNO3; (d) PbO2 trong HNO3; (e) CaOCl2
trong NaOH; (f) K2S2O8 trong điều kiện không có mặt AgNO3 và có mặt AgNO3; (g) dung dịch
KMnO4; (h) H2O2 trong KOH; (i) NH4Cl và Na3PO4. Nhận xét về tính chất hóa học của Mn2+.

Gợi ý:
1.

a)

o
o
t
MnO + O2 ��
� MnO2 (450 C hoặc Mn2O3 ở 800 C)

b)

t
3MnO + KClO3 ��
� KCl + 3MnO2

c)

MnO + 2HCl ��
� MnCl2 + H2O

d)

MnO + NaOH (không xảy ra phản ứng)

e)

t
3MnO + 2Al ��

� Al2O3 + 3Mn

f)

t
MnO + SiO2 ��
� MnSiO3 (tạp chất Mn2SiO4)

o

o

o

o

Nhận xét chung: MnO là một oxit bazơ, có tính oxi hóa và tính khử.
2.

(a)

MnSO4 + 2NaOH ��
� Mn(OH)2↓ + Na2SO4

(b)

MnSO4 + 2NH3 + 2H2O

(c)

2Mn2+ + 5BiO3- + 14H+ ��
� 2MnO4- + 5Bi3+ + 7H2O

(d)

2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ ��
� 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O

(e)

Mn2+ + 2CaOCl2 + 4OH- ��
� MnO42- + 2Ca2+ + 4Cl- + 2H2O

(f)

MnSO4 + K2S2O8 + 2H2O ��
� MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

��
�
��
�

Mn(OH)2↓ + (NH4)2SO4



Ag
2MnSO4 + 5K2S2O8 + 8H2O ��
�

� 2KMnO4 + 4K2SO4 + 8H2SO4

(g)

3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O ��
� 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

(h)

MnSO4 + H2O2 + 2KOH ��
� MnO(OH)2↓ + K2SO4 + H2O

(i)

MnSO4 + NH4Cl + Na3PO4 ��
� Mn(NH4)PO4↓ + NaCl + Na2SO4

Nhận xét: Mn2+ trong dung dịch thể hiện tính chất axit yếu và tính khử. Tùy thuộc vào chất oxi hóa
và điều kiện phản ứng mà Mn(II) bị oxi hóa đến các số oxi hóa cao hơn.

Câu 4: Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra (nếu có) khi cho MnO 2 tác dụng với
các hóa chất sau: a) khí H 2 ở nhiệt độ cao; b) khí SO2; c) dung dịch SO2; d) dung dịch HCl đặc; e)

- 21 -


dung dịch H2SO4 đặc, đun sôi; f) KNO 3 trong KOH nóng chảy; g) KClO 3 trong K2CO3 nóng chảy;
h) FeSO4 trong dung dịch H2SO4 loãng.
Gợi ý:
o

a)

t
MnO2 + 2H2 ��
� Mn + 2H2O

b)

t
MnO2 + SO2(k) ��
� MnSO4

c)

MnO2 + 2SO2(dd) ��
� MnS2O6

d)

t
MnO2 + 4HCl(đặc) ��
� MnCl2 + Cl2 + 2H2O

e)

t
2MnO2 + 2H2SO4 (đặc) ��
� 2MnSO4 + O2 + 2H2O

f)

t
MnO2 + KNO3 + 2KOH (nóng chảy) ��
� K2MnO4 + KNO3 + H2O

g)

t
3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3 (nóng chảy) ��
� 3K2MnO4 + KCl + 3CO2

h)

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 (loãng) ��
� MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

o

o

o

o

o

Câu 5: 1. Dựa vào giản đồ Latimer, hãy xác định hằng số cân bằng của cân bằng sau:
��
� 2MnO4- + MnO2 + 4OH3MnO42- + 2H2O ��

�

2. Viết các phương trình phản ứng hóa học (nếu có) trong các thí nghiệm sau:
a) Cho K2MnO4 vào dung dịch BaCl2;
b) Sục khí CO2 vào dung dịch K2MnO4.
c) Cho K2MnO4 vào dung dịch H2SO4 loãng;
d) Cho K2MnO4 vào dung dịch HCl đặc.
Gợi ý:
1. Xét các quá trình:
MnO4- + e

��
� MnO42��
�

E10 = +0,56V

��
� MnO2 + 4OHMnO42- + 2H2O + 2e ��
�
��
� 2MnO4- + MnO2 + 4OH3MnO42- + 2H2O ��
�

E20 = +0,62V
E0 = +0,06V

2.0,06

=> K cb  10 0,0592  106, 42

MnO42- không bền trong nước và môi trường axit. Trong môi trường kiềm mạnh, cân bằng
trên chuyển dịch về phía nghịch, do đó MnO42- bền trong môi trường kiềm mạnh.
2.

a)

K2MnO4 + BaCl2 ��
� BaMnO4 + 2KCl

b)

3K2MnO4 + 2CO2 ��
� 2KMnO4 + MnO2 + 2K2CO3

c)

3K2MnO4 + 2H2SO4 ��
� 2KMnO4 + MnO2 + 2K2SO4 + 2H2O

d)

K2MnO4 + 8HCl(đặc) ��
� 2KCl + MnCl2 + 2Cl2 + 4H2O

Câu 6: 1. Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
a)
Mn2O7 + H2O

- 22 -

b) Mn2O7 + NaOH


c)
Mn2O7 + H2SO4 (98%, ở 00C)
c) Mn2O7 + C2H5OH
2. KMnO4 được biết là một chất oxi hóa mạnh. Tùy thuộc vào môi trường phản ứng mà KMnO 4 bị
khử xuống các trạng thái oxi hóa khác nhau. Cụ thể, trong môi trường axit, MnO 4- bị khử thành
Mn2+; trong môi trường trung tính, MnO4- bị khử thành MnO2 và môi trường kiềm, MnO4- bị khử
thành MnO42-. Bên cạnh đó, MnO4- là một chất kém bền và phân hủy chậm trong dung dịch.
Lấy các ví dụ minh họa.
Gợi ý:
1.

2.

a)

Mn2O7 + H2O ��
� 2HMnO4

b)

Mn2O7 + 2NaOH ��
� 2NaMnO4 + H2O

c)

Mn2O7 + H2SO4 (98%) ��
� 2 (MnO3+)HSO4 + H2O

d)

2Mn2O7 + C2H5OH ��
� 4MnO2 + 2CO2 + 3H2O

a) Môi trường axit:
2KMnO4 + 16HCl (đặc) ��
� 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
b) Môi trường trung tính:
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O ��
� 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
c) Môi trường kiềm:
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH (đặc) ��
� 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
d) Phản ứng phân hủy:
4KMnO4 ��
� 4MnO2 + O2 + 4KOH

Câu 7: Cho sơ đồ chuyển hóa sau:

Viết các phương trình phản ứng tương ứng với các chuyển hóa đó. Biết rằng mỗi mũi tên ứng với
một phản ứng hóa học.
Gợi ý:
(1)

t
K2MnO4 + 8HCl (đặc) ��
� 2KCl + MnCl2 + 2Cl2 + 4H2O

(2)

t
Mn(OH)2 + 2KNO3 + 2KOH ��
� K2MnO4 + 2KNO2 + 2H2O

(3)

Mn(NO3)2 + 2KOH (loãng) ��
� 2KNO3 + Mn(OH)2↓

o

o

- 23 -


(4)

Mn(NO3)2 + 3Cu + 8HCl ��
� MnCl2 + 3CuCl2 + 2NO + 4H2O

(5)

t
2KMnO4 ��
� K2MnO4 + MnO2 + O2

(6)

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 ��
� K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O

(7)

Mn + H2SO4 (loãng) ��
� MnSO4 + H2

(8)

t
MnO2 + 2C ��
� Mn + 2CO

(9)

t
MnO2 + 4HCl (đặc) ��
� MnCl2 + Cl2 + 2H2O

(10)

2KMnO4 + 3C2H4 + 4H2O ��
� 3C2H4(OH)2 + 2MnO2 + 2KOH

(11)

MnSO4 + 2KOH (loãng) ��
� K2SO4 + Mn(OH)2↓

(12)

t
Mn(NO3)2 + C ��
� 4CO + 2NO + Mn

o

o

o

o

Câu 8: Hoàn thành các phương trình sau:
(1)
KMnO4 + MnCl2
(3)
KMnO4 + KI + H2SO4
(5)
Mn2+ + ClO- + OH(7)
Mn2+ + BrO3- + H2O
Gợi ý:

(2)
(4)
(6)
(8)

K2MnO4 + Cl2
KMnO4 + KI + H2O
MnO4- + NO2- + H+
MnO4- + H2O2 + OH-

(1)

2KMnO4 + 3MnCl2 + 2H2O ��
� 5MnO2 + 2KCl + 4HCl

(2)

2K2MnO4 + Cl2 ��
� 2KCl + 2KMnO4

(3)

2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 ��
� K2SO4 + 2MnSO4 + 5I2 + 8H2O

(4)

2KMnO4 + KI + H2O ��
� 2MnO2 + KIO3 + 2KOH

(5)

Mn2+ + 2ClO- + 4OH- ��
� MnO42- + 2Cl- + 2H2O

(6)

2MnO4- + 5NO2- + 6H+ ��
� 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O

(7)

3Mn2+ + BrO3- + 3H2O ��
� 3MnO2 + Br- + 6H+

(8)

2MnO4- + 2H2O2 + 2OH- ��
� 2MnO42- + O2 + 3H2O

Câu 9: Mn2O7 là chất lỏng màu xanh thẫm, tan trong nước nguội được dung dịch A. Chia A làm 3
phần:
+ Phần 1: Cô cạn dung dịch A, thu được kết tủa B và khí D1
+ Phần 2: Cho tác dụng với dung dịch AgNO 3 được kết tủa A2. Cho A2 tác dụng với dung
dịch BaCl2 được kết tủa A3. Lọc tách A3, cho nước lọc còn lại tác dụng với dung dịch H2SO4 loãng
được kết tủa A4. Lọc tách A4 còn lại dung dịch A ban đầu.
+ Phần 3: Cho tác dụng với dung dịch KOH dư rồi đun sôi, thu được dung dịch D có màu
xanh lá cây và khí D1. Thổi CO2 vào D, thu được dung dịch D2 màu tím và kết tủa B.
Cho ¼ D2 tác dụng với K2SO3 đã được axit hoá bằng H2SO4 loãng, thu được dung dịch D3.
Cho ¼ D2 tác dụng với K2SO3 trong môi trường trung tính, thu được kết tủa B.

- 24 -


Cho ¼ D2 tác dụng với K2SO3 đã được kiềm hoá bằng KOH, thu được dung dịch D4 có màu

xanh lá cây.
Cho ¼ D2 tác dụng với H2O2 đã được axit hoá bằng H2SO4, thu được dung dịch D5 và khí D1.
Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra và xác định các chất.
Gợi ý:
Mn2O7 + H2O ��
� 2HMnO4
Phần 1:

t
4HMnO4 ��
� 4MnO2 (B) + 3O2 (D1) + 2H2O

Phần 2:

HMnO4 + AgNO3 ��
� AgMnO4 (A2) + HNO3

o

AgMnO4 + 2BaCl2

��
� 2AgCl (A3) + Ba(MnO4)2

Ba(MnO4)2 H2SO4 ��
� BaSO4 (A4) + 2HMnO4
Phần 3:

HMnO4 + KOH ��
� KMnO4 + H2O

o

t
4KMnO4 + 4KOH ��
� 4K2MnO4 + O2 (D1) + 2H2O

Dung dịch D: K2MnO4
2CO2 + 3K2MnO4 ��
� 2KMnO4 + MnO2 (B) + 2K2CO3
Dung dịch D2: KMnO4
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 ��
� 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O ��
� 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH ��
� K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ��
� K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O
Câu 10: MnO là chất bột màu xám lục, không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit, tạo
thành muối Mn(II). Khi đun nóng MnO trong không khí ở 200-300 oC, nó biến thành chất B có màu
đen. Đun nóng B trong dung dịch KOH đặc, thu được dung dịch C màu xanh lam. Nếu đun nóng
nhẹ B trong dung dịch HCl đặc dư, thu được dung dịch D và thấy có khí màu vàng lục bay ra. Cho
lượng dư dung dịch KOH vào dung dịch D.
- Nếu thực hiện phản ứng trong không khí thì thu được kết tủa F màu nâu.
- Nếu thực hiện phản ứng trong khí quyển hiđro thì tạo kết tủa E màu trắng. Sục khí Cl 2 vào
hỗn hợp chất E và KOH, thu được B.
Xác định B, E, F và thành phần các dung dịch C, D. Viết các phương trình hóa học.
Gợi ý:
MnO + 2H+ → Mn2+ + H2O
2MnO + O2 → 2MnO2 (B)

4MnO2 + 12KOH + O2 → 4K3MnO4 + 6H2O
MnO2 + 4HCl (đặc, dư) → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

- 25 -

(1)
(2)
(3)
(4)