Chuyên đề xây DỰNG hệ THỐNG câu hỏi và bài tập NHÓM VIIB và VIIIBH12

Chuyên đề: XÂY DỰNG HỆ THỐNG CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP NHÓM VIIB VÀ
VIIIB
Phần 1: MỞ ĐẦU
I. Lí do chọn chuyên đề.
Đào tạo và bổi dưỡng nhân tài được quan tâm từ thời xã hội phong kiến. Ngày nay,
nhiệm vụ đào tạo và bồi dưỡng học sinh giỏi được coi là một nội dung mũi nhọn trong việc
nâng cao dân trí, đào tạo nguồn lực, bồi dưỡng nhân tài cho nhà trường nói riêng, cho địa
phương nói chung.
Phần hóa học nguyên tố là một nội dung quan trọng ở chương trình hóa học THPT,
chiếm phần lớn nội dung chương trình lớp 10, 11, 12 và là một chuyên đề nâng cao trong
việc bồi dưỡng học sinh giỏi Hóa trường THPT Chuyên. Tuy nhiên phần nguyên tố kim loại
chuyển tiếp và đặc biệt là nhóm VIIB và VIIIB mới chỉ được đề cập ở cuối chương trình lớp
12 và còn sơ lược. Trong các kì thi chọn học sinh giỏi cấp tỉnh, cấp quốc gia, bài tập về hóa
học nguyên tố, mà thường gặp là bài tập về các kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB, VIIIB và
hợp chất ngày càng được đề cập nhiều hơn vì đây là một vấn đề hay và cần thiết cho các em
học sinh khi nghiên cứu, tìm hiểu sâu về hóa học. Mặt khác các bài tập nâng cao trong các
tài liệu hóa THPT còn ít, do đó đã gây ra rất nhiều khó khăn cho các giáo viên dạy đội tuyển
cũng như các em học sinh khi tham gia đội tuyển Hóa THPT.
Để giải quyết những khó khăn trên của giáo viên cũng như học sinh với mong muốn
có thêm tài liệu bổ ích và phù hợp với công việc giảng dạy trong nhà trường, đồng thời bồi
dưỡng học sinh giỏi chúng tôi sưu tầm và xây dựng chuyên đề : “Xây dựng hệ thống câu
hỏi và bài tập nhóm VIIB và VIIIB”.
II. Mục đích nghiêncứu
Hệ thống hóa lí thuyết và xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập vận dụng các nguyên
tố nhóm VIIB và VIIB để làm tài liệuphụcvụ cho giáo viên trường chuyên giảng dạy, ôn
luyện, bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp và làm tài liệu học tập cho học sinh chuyên hoá.
Ngoài ra còn là tài liệu tham khảo cho giáo viên môn hóa học và học sinh yêu thích môn
hóa học nói chung.
III. Nhiệmvụ
Nghiên cứu chương trình hóa học phổ thông nâng cao và chuyên hóa học, 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 kim loại nhóm VIIB và nhóm VIIIB (chủ yếu xây dựng bài tập về Mn Fe, Co, Ni).
Sưu tầm, lựa chọn trong tài liệu giáo khoa, sách bài tập cho học sinh, trong các tài
1


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 tínhtoán.
Đề xuất phương pháp xây dựng và sử dụng hệ thống bài tập dùng cho việc giảng dạy,
bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp ở trường THPTchuyên.
IV.Điểm mới của chuyênđề
- Chuyên đề đã xây dựng được hệ thống lí thuyết cơ bản có mở rộng và nâng cao một cách
hợp lí và hệ thống bài tập, phân loại rõ ràng các dạng bài tập về kim loại chuyển tiếp 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. Ngoài ra còn là tài liệu tham khảo mở rộng và
nâng cao cho giáo viên môn hóa học và học sinh yêu thích môn hóa học nói chung.
Phần 2: NỘI DUNG
Chương 1: SƠ LƯỢC VỀ NGUYÊN TỐ KIM LOẠI NHÓM VIIB VÀ NHÓM VIIIB
I. SƠ LƯỢC VỀ NGUYÊN TỐ KIM LOẠI NHÓM VIIB
Nhóm VIIB gồm các nguyên tố Mangan (Mn), Tecnexi (Tc) và Reni (Re)
I. 1. Đặc điểm chung của các nguyên tố nhóm VIIB
Bảng I. 1: Đặc điểm của các nguyên tố nhóm VIIB.
Nguyên tố (E)
Mn
Tc
Re
25
43
75
Số thứ tự
5

2
5
2
[Ar] 3d 4s
[Kr] 4d 5s
[Xe]4f14 5d56s2
Cấu hình electron nguyên tử
7,43
7,28
7,79
I1
Năng lượng
15,63
15,26
13,1
I2
Ion hoá (eV)
33,69
29,5
26,0
I3
0
1,30
1,36
1,37
Bán kính nguyên tử (A )
2+
0
0,91
0,95

M (A )
3+
0
0,70
M (A )
Bán kính Ion
4+
0
0,52
0,72
0,72
M (A )
7+
0
0,46
0,57
0,57
M (A )
2+
+2
0
-1,18(Mn /Mn) +0,4(Tc /Tc)
+0,3(Re3+/Re)
Thế điện cực chuẩn E (V)
Số oxi hoá đặc trưng ( bền)
+2, +4, +7
+7
+4, +7
1,55
1,9

1,9
Độ âm điện
% nguyên tử trong vỏ trái đất
10-7
0,09
1244
2140
3180
Nhiệt độ nóng chảy (0C)
0
Nhiệt độ sôi ( C)
2080
4900
5900
3
7,47
11,5
20,5
Khối lượng riêng (g/cm )
Nhận xét:
Mangan, Tecnexi và Reni có cấu hình electron giống nhau đều là (n-1)d 5ns2nên có tính
2


chất tương tự nhau.Tuy nhiên,Tc và Re giống nhau nhiều hơn so với mangan vì chúng có
bán kính nguyên tử tương đương nhau. Nguyên nhân của hiện tượng này là có sự nén
Lantanit, nên bán kính ít có sự biến đổi.
Với số lớn electron hoá trị, những nguyên tố nhóm VIIB tạo nên hợp chất có nhiều số
oxi hoá khác nhau, từ 0 đến +7. Cấu hình electron bền d5thể hiện ở năng lượng ion hoá
thứ ba, tương đối cao hơn tổng năng lượng Ion thứ nhất và thứ hai. Tuy nhiên, việc mất 2

electron ns của nguyên tử biến thành cation kim loại chỉ đặc trưng ở Mn còn Tc và Re có
khuynh hướng tạo nên hợp chất với số oxi hoá cao hơn, nhất là số oxi hoá +7. Đó là do sự
tăng độ bền của liên kết cộng hoá trị làm tăng độ bền của anion chứa nguyên tố có số oxi
hoá cao. Ví dụ anion TcO-4 bền hơn anionMnO-4.
Những số oxi hoá của Mn là +2,+3, +4,+6, +7; Tc có số oxi hoá là +4, +7; Re có số oxi
hoá đặc trưng là +3, +4, +5, +7.
Mangan (Mn)
Mangan có số oxi hoá bền nhất là Mn +2 , Mn+4 ,Mn+7. Trong môi trường axit MnO-4 có
tính ôxi hoá rất mạnh nhưng trong môi trường kiềm tính oxi hoá của MnO-4 giảm hẳn so
với môi trường axit, MnO-4 có thể bị khử xuống Mn+2 nhưng trong môi trường kiềm,
MnO-4 chỉ bị khử xuống Mn+6 (MnO42-) hoặc Mn+4 ( MnO2).
-Trong môi trường axit hoặc bazơ thì Mn đều dễ bị oxi hoá lên Mn+2.
-Các hợp chất số oxi hoá +5, +6,+3 của mangan không bền trong môi trườngkiềm
Mn+5 , Mn+6 cũng không bền. Trong môi trường kiềm, Mn +2 dễ bị khử lên Mn+4 trong
MnO2 bởi các chất oxi hoá mạnh.
Tecnexi (Tc)
-Số oxi hoá bền của Tc trong môi trường trung tính là Tc+7, Tc+4
-Tính oxi hoá của TcO4- yếu hơn rất nhiều so với MnO4- ở cùng mức oxihoá +7 nên
TcO4- bền hơn MnO4-, điều này được thể hiện thông qua giá trị thế điện cực
E0(MnO4-/MnO2) =1,7(V) > E0 (TcO4-/TcO2) = 0,70(V).
Reni (Re)
-Trong môi trường axit Re+7, Re+4 bền, còn Re+6 , Re+3 kém bềnhơn.
-Trong môi trường kiềm ReO3 có tính khử, dễ bị ngay cả oxi phân tử của khôngkhí oxi
hoá theo phảnứng
4K2ReO4 + O2 + 2H2O → 4 KReO4 + 4 KOH Eopư = 0,489V >0
Do đó, trạng thái số oxi hoá +7 của Re là bền hơn của Mn. Tuy nhiên, do trong môi
trường kiềm E0 (ReO4- / ReO3 ) = -0,89 < Eo ( ReO3 / ReO2 ) =-0,446 nên dễ bị tự oxi hoátự khử chuyển thành Re+7 và Re+4
I. 2. Tính chất vậtlý
Mangan, tecnexi và reni là những kim loại màu trắng bạc. Dạng bề ngoài của mangan
giống với sắt, của tecnexi giống với platin nhưng mangan cứng và khó nóng chảy hơn sắt.

3


Tuỳ theo phương pháp điều chế, mangan tạo ra ở 4 dạng thù hình:
Mangan điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm tồn tại ở 2 dạng α -Mn và β - Mn
Dạng α -Mn tồn tại ở nhiệt độ thường có khối lượng riêng là 7,21g/cm 3 kết tinh theo
mạng lập phương tám khối phức tạp.
Dạng β - Mn tồn tại ở nhiệt độ thường, có khối lượng riêng là 7,29g/cm 3, kết tinh theo
mạng lập phương phức tạp.
Nếu Mangan được kết tủa bằng phương pháp điện phân mangan tồn tại ở dạng γ -Mn
bền trng khoảng 1070 – 11300C , có khối lượng riêng là 7,21g/cm3 kết tinh theo mạng tứ
phương. Dạng thù hình tồn tại ở nhiệt độ cao hơn 1130 0C là dạng δ - Mn , kết tinh theo hệ
lập phương tám khối.
Thù hình
α -Mn
β - Mn
γ -Mn
δ - Mn
0
0
Nhiệt độ thường
(1070 C)
(1130 C)
(>11300C)
Tồn tại
Các dạng α -Mn, β - Mn đều cứng và giòn, γ -Mn thì mềm và dẻo. Dưới đây là các hằng
số vật lý quan trọng của Mn, Tc, Re.

Bảng I.2: Hằng số vật lý quan trọng của các kim loại Mn, Tc, Re
Nhiệt

Độ
Độ dẫn
Nhiệt
Nhiệt
Ki
Tỉ
Cấu
thăng
độ
độsôi
cứng
điện
m
khối
trúc
hoa
0
nóng
(
C)
(thang
(Hg=1)
loại
tinh thể
(kJ/mol)
chảy(0C)
Maxơ)
(α)1244
2080
280

7,44
5-6
5
Phức tạp
Mn
2140
4900
649
11,49
Lục phương
Tc
3180
5900
777
21,04
7,4
4,5
Lục phương
Re
Nhận xét:
- Mangan, tecnecxi là kim loại rất khó nóng chảy và khó sôi. Sự tăng nhiệt độ nóng chảy,
nghiệt độ sôi, nhiệt thăng hoa và độ cứng trong nhóm Mn- Tc- Re được giải thích bằng sự
tăng độ bền của liên kết trong tinh thể kim loại chủ yếu bằng số liên kết cộng hoá trị được
tạo nên từ số electron độc thân ở obitand của các nguyên tử Mn, Tc, Re là tối đa. Về nhiệt
độ nóng chảy reni chỉ thua vonfram là kim loại khó nóng chảy nhất nên reni là nguyên
liệu rất tốt để làm dây tóc bóng đèn điện, bền hơnvofram.
- Mangan tinh khiết dễ cán và dễ rèn nhưng khi chứa tạp chất nó trở nên giòn và cứng.
Mangan và reni tạo nên hợp kim với nhiều kimloại.
4

-Trong thiên nhiên, Mn có đồng vị 55Mn chiếm 100%. Tc là nguyên tố nhân tạo, các đồng vị
có tính phóng xạ, re có 14 đồng vị trong thiên nhiên là 185Re (37,07%), 187Re (62,93%).
I. 3. Tính chất hoáhọc
Từ Mn đến Re, hoạt tính hoá học của các nguyên tố giảm xuống. Mangan là kim loại
tương đối hoạt động, còn tecnexi và reni là kim loại kém hoạt động. Điều này được giải thích
bằng sự tăng nhiệt thăng hoa một cách rõ rệt từ Mn đến Re mặc dù tổng năng lượng Ion hoá
thứ nhất và thứ hai của chúng không khác nhau nhiều.
Mangan dễ bị oxi không khí oxi hoá nhưng màng oxit Mn 2O3 được tạo nên lại bảo vệ
cho kim loại không bị oxi hoá tiếp tục kể cả khi đun nóng, các kim loại Tecnexi và reni bền
trong không khí, ở dạng bột Mangan, Tecnexi và reni tác dụng với oxi.
3Mn
+2O2
→
Mn3O4
4Tc
+
7O2
→
2Tc2O7
4Re
+
7O2
→
Re2O7
Mangan và reni đều phản ứng trực tiếp với lưu huỳnh, selen, telu tạo ra các hợp chất
MnS, MnSe, MnSe2, ReSe2…
Mangan hóa hợp trực tiếp với nito tạo ra Mn3N2 ở khoảng 600-10000C
Với flo, Clo, Mangan và reni tạo nên MX 2 chúng tác dụng với phốt pho, các bon, Silic.
Trong đó, tương tác của Tc và Re xảy ra ở nhiệt độ cao hơn so với Mn. Nhờ tác dụng dễ dàng

với các nguyên tố không kim loại ở nhiệt độ cao nên Mangan còn có vai trò của chất loại oxi
trong luyện kim.Ở trạng thái phân bố nhỏ Mangan tác dụng được với nước giải phóng Hiđrô,
Tc và Re không có khả năng đó.
Mn + 2H2O → Mn(OH)2 +H2.
Mn tan trong các axit loãng không có tính oxi hóa như HCl, H 2SO4 tạo ra H2nhưng Tc
và Re không có khả năng đó.
Mn + H2SO4 → MnSO4+H2.
Mn tan trong H2SO4 đặc tạo ra SO2, phản ứng sảy ra nhanh khi đun nóng.
Mn + 2H2SO4 → MnSO4 + SO2 +H2O.
Mn phản ứng với HNO3tạo ra NO
3Mn + 8HNO3→ 3Mn(NO3)2 + 2NO +4H2O
Tc và Re phản ứng mạnh với HNO 3 và H2SO4 đặc tại ra hợp chất ứng với hóa trị bền
của Tc (VII) và Re (VII)
Mn không phản ứng với kiềm
Khác với Mangan và tecnexi, kim loại Reni tan trong Hiđrôpeoxit tạo thành axit
perenic
2Re + 7H2O2→
2HReO4 +6H2O.
I.4. Hợp chất của nguyên tố nhóm VIIB Đặc điểm chung
5


Các hợp chất của mangan với oxi hoá thấp, phổ biến nhất là các hợp chất mangan (II).
Các hợp chất này tương đối bền, trong môi trường axit rất khó oxi hoá lên các số oxi hoá cao.
Mangan cũng hình thành các muối đơn với số oxi hoá+3 trong đó mangan thể hiện là các ion
Mn3+ nhưng muối này dễ tự oxi hoá khử tạo thành các ion Mn 2+ và Mn(IV). Mangan với số
oxi hoá +1 chỉ tồn tại trong các phức chất. Số oxi hoá của các mangan oxit càng tăng tính
bazơ càng giảm và tính axít tăng. Ở trạng thái số oxi hoá + 4 do mangan (IV) oxit rất khó tan
nên tính bazơ cũng như tính axít thể hiện rất yếu.
Ở mức oxi hoá +5, +6, +7 các oxit của mangan chỉ thể hiện tính axít. Các muối tương

ứng là mangannat (VI), và pemanganat (mangannatVII).
Các hợp chất của tecnexi giống tính chất của các hợp chất reni hơn là giống tính chất
của các hợp chất mangan.
Tecnexi hình thành các hợp chất với số oxi hoá +4, +5 và +7.
Ở các số oxi hoá thấp reni không hình thành các cation đơn giản trong dung dịch mà
hình thành các phức chất. Reni với số oxi hoá +7 tồn tại trong axit perenic (HReO 4) các muối
perenat tương tự như axit pemanganic và các muối pemanganat. Ngoài ra reni còn có các
renat với số oxi hoá +6, +5, +4.
Re cũng hình thành các hợp chất dưới dạng anion Re - tương tự anion halogenua. Các
nguyên tố nhóm VII B không tạo thành các hợp chất với hidro. Riêng mangan có khả năng
hấp thụ hidro một cách hạn chế.
I.4.1. Hợp chất với số oxi hóa +2.
Các hợp chất Mn(II) tương đối bền và phổ biến hơn so với Tc, Re. Các hợp chất Tc(II)
và Re(II) không đặc trưng.
Số phối trí đặc trưng của Mn(II) là bằng 6 ứng với dạng lai hoá sp 3d2 của nguyên tử và
sự phân bố bát diện đều của các liên kết. Các hợp chất Mn(II) thuận từ và chứa 5 election độc
thân (trừ các xianua).
Các hợp chất Mn(II) là những chất tinh thể. Số phối trí của Mn(II) trong các tinh thể
thường bằng 6. Một số hợp chất gồm hai nguyên tố đều dễ kết tinh có tính đồng hình. Ví dụ:
MnO, MnS có cấu trúc kiểu NaCl, còn MnF2 có cấu trúc kiểu rutin.
Đa số các hợp chất Mn(II) đều dễ tan trong nước, ít tan là MnO, MnS, MnF 2, Mn(OH)2,
MnCO3 và Mn3(PO4)2. Khi tan trong nước các muối Mn(II) phân ly tạo phức chất aquơ dạng
[Mn(OH2)6]2+ làm cho dung dịch có màu hồng. Các tinh thể hidrat của Mn(II) như Mn(NO3)2.
6H2O, MnSiF6. 6H2O cũng có màu như vậy.
Trong các tinh thể hiđrat có số phân tử H 2O bé hơn, ngoài những nhóm OH2 ra, các
anion thành phần cũng đóng vai trò phối tử.
Mangan (II) oxit MnO
6

Là chất bột nàu xám lục, có mạng lưới tinh thể kiểu NaCl, có thành phần biến đổi từ
MnO đến MnO1,5 và nóng chảy ở 17800C. 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 axit tạo thành muối Mn(II):
MnO + 2HCl → MnCl2 + H2O
Bị H2 khử thành kim loại ở nhiệt độ rấtcao:
t
→
MnO + H2
Mn +H2O
Điều
chế:
0

0

t
→
MnCO3 →
MnO + CO2↑
t0

MnC2O4
MnO + CO2 + CO
Hoặc khử các oxít cao của Mangan bằng H2 hay C ở nhiệt độ cao:
Mn3O4 + H2 → 3MnO + H2O
Mangan (II) hidroxit Mn(OH)2
Là chất kết tủa màu trắng không tan trong nước nhưng tan khi có mặt muối amoni.

Là một bazo yếu dễ tan trong axit tạo muối Mn (II)
Dễ bị oxi hóa: 2Mn(OH)2 + O2 + 2 H2O → 2Mn(OH)4
Mangan (II) clorua MnCl2
Ở trạng thái khan tạo ra tinh thể hình phiến màu hồng. Nóng chảy ở 6500C 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
Mangan (II) sunfat MnSO4
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
Điều chế: Kim loại, oxit, hiđroxit, muối CO32- của Mn(II) + H2SO4
Hoặc 2MnO2 + 2H2SO4 → MnSO4 + 2H2O + O2↑
Mangan (II) cacbonat
Là chất bột màu trắng, mịn như lông tơ, không tan trong nước (Tt = 1.10-10 ở 250 C). Khi
đun nóng ở 1000C bị phân huỷ: MnCO3 → MnO + CO2↑
Để trong không khí ẩm dễ bị oxi hoá thành Mn2O3 màu thẫm
Mangan sunfua
Điều chế: Muối Mn(II) + S2-→ MnS ↓ hồng thẫm.
Khi để lâu (không có không khí) tạo MnS dạng khan màu xanh. Để trong khôngkhí:
MnS + O2 + 2H2O → S + MnO2. 2H2O
7


Không tan trong nước (Tt = 2,5 .10-10)
Nhận xét: Trong các phản ứng không thay đổi số oxi hoá thì sự chuyển thành phức chất
cation đặc trưng nhất đối với chúng: MnO + 2H 3O+ + 3H2O → [Mn(H2O)6]2+còn với kiềm
chúng chỉ phản ứng khi đun nóng khá mạnh và lâu Mn(OH)2 + 4OH- → [Mn(OH)6]4Tuy nhiên tất cả các hiđroxo mangannat (II) đều tự phân huỷ hoàn toàn trong dung dịch nước

nên ở điều kiện thường Mn, oxit, hiđrôxít Mn(II) không tác dụng với kiềm.
- Từ sơ đồ Latime ta thấy trong môi trường axít, trạng thái oxi hoá +2 là bền nhất của
mangan. Muối mangan chỉ bị oxi hoá bởi những chất oxi hoá mạnh như PbO 2, NaBiO3,
(NH4)2S2O8 oxi hoá thành MnO4- màu tím.
I.4.2. Hợp chất với số oxi hóa +3.
Mangan III oxit
- Là chất bột màu đen không tan trong nước. Khi đun nóng trong không khí : Mn 2O3 (950 –
11000C)→ Mn3O4 và MnO
- Dịch thể Mn2O3 có kiến trúc không phải lập phương mỗi nguyên tử Mn được bao quanh bởi
4 nguyên tử O vớidMn-O:1,96A0,hai nguyêntửO:d0-0:2,05÷2,25A0
- Tác dụng với axítđặc:Mn2O3 + H2SO4đ → Mn2(SO4)3 + 3H2O
- Tác dụng với axitloãng: Mn2O3 + H2SO4loãng → MnO2 + MnSO4 + H2O
- Mn2O3 tạo phức chất của Mn(III) khi tan trong HF, HCN, kết hợp với axít MO.Mn 2O3
kiểuspinen.
Điều chế: Nung MnO trong không khí ở 5500C -9000C
Mangan (III) hiđrôxit
- Mangan (III) hiđrôxit không có thành phần ứng đúng công thức Mn(OH) 3 mà là
hiđratMn2O3.xH2O
0

Mn2O3.xH2O1000C→Mn2O3.H2O(MnOOH)
MnOOH (monohiđrôxit) là chất dạng tinh thể màu nâu gần như đen, không tan trong nước ở
365 - 4000C mất nước thành Mn2O3.
+ Tác dụng với axít 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
MnF3
Mn3+ không bền trong dung dịch dễ bị phân huỷ: 2Mn3+ + 2H2O ⇄ MnO2 + Mn2+ + 4H+
Cation Mn3+ được làm bền trong những phứcchất

-Dạng tinh thể đơn tà màu đỏ, phân huỷ trên 6000C thành MnF2 và F2, dễ bị thuỷ phân theo
phảnứng:2MnF3 + 2H2O → MnO2 + MnF2 + 4HF
-Dư HF: kết tinh ở dạng MnF3.2H2O 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
Mangan III sunfat
Dạng tinh thể màu lục, hút ẩm mạnh, bị thuỷ phân. Phân huỷ ở3000C:
8


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)3 trong a xít axetic băng và nóng
I.4.3. Hợp chất với số oxi hóa +4.
Đối với Mn(IV) hợp chất bền là oxit MnO2 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 phân huỷ.
Số phối tử cao nhất của Mn(IV) bằng 6. Những sự nghiên cứu hoá từ chỉ rằng các ion kiểu
[MnHal6]2- là thuận từ và chứa 3 electron chưa ghép đôi, tương ứng với sự tham gia tạo
thành liên kết của các obitan d 2sp3 của nguyên tử trung tâm.Mn(IV) cũng có số phối trí 6
trong các tinh thể đioxit
Mangan đioxit MnO2
0

Là chất bột màu đen có thành phần không hợp thức. KhiđunnóngMnO2

500 C
>

→

Mn2O3

0

900 C
>
→

Mn3O4khôngtan trong nước, khi đun nóng với H2SO4 đặc nóng tạo ra O22MnO2 +
2H2SO4 →2MnSO4 + O2↑ + 2H2O
Là chất lưỡng tính. Khi tan trong dung dịch axít theo phản ứng ôxy hoá vì muối Mn4+ kém
bền:
MnO2+4HCl → MnCl2 + Cl2 +2H2O
tan trong kiềm đặc: 2Mn+4O2 + 6KOH → K3Mn+5O4 + K3[Mn+3(OH)6]
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 Cl2, HOCl, Br2 hay điện phân hỗn
hợp MnSO4 và H2SO4. MnSO4 + 2H2O → MnO2 + H2SO4 + H2
Mangan (IV) hiđroxít
Có màu nâu sẫm, không tan trong nước, có tính lưỡng tính giống MnO2
Muối Mangan (IV)
MnF4
Mn4+ 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 MnF 3 và F2 nên là chất o
xi hoámạnh.
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 MnCl 2 và Cl2 ở
-10oC, ta trong dung môi hữucơ.
Điều chế: bằng cách thêm hỗn hợp CHCl 3 và CCl4 vào dung dịch màu lục được tạo nên khi
9


sục khí HCl qua huyền phù MnO2 trong ete ở - 70oC.
Mn(SO4)2
Kết tủa màu đen, tan trong a xit Sunfuric đậm đặc cho dung dịch màu nâu. Khá bền trong a
xit Sunfuric nhưng bị nước phânhuỷ
Điềuchế: 3MnSO4 + 2KMnO4+ 8H2SO4 → 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O
Nói chung các hợp chất Tetrahalogenua của 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[MnX5] và M2[MnX6] trong đó (M = K, Rb, NH4+ và X = F, Cl)
I.4.4. Hợp chất với số oxi hóa +6.
Mangan (VI) chỉ biết được trong ion mangarat (MnO 42-) có màu lục thẫm.
Natrimanganat (Na2MnO4) và kalimanganat (K2MnO4) là những chất ở dạng tinh thể màu lục
đen, phân huỷ trên 500oC: 2K2Mn+6O4→ 2K2Mn+4O3+O2
Manganat kim loại kiềm tan và bền trong dung dịch kiềm nhưng tự phân huỷ trong
các môi trường trung tính và a xit theo phản ứng: 3MnO 42- + 2H2O → 2 MnO4- + MnO2 + 4
OHvì Eo (MnO42- / MnO2) = 2,26(V) > Eo( MnO4- / MnO42-) =0,564 (V) nên khi để lâu trong
không khí chứa CO2 hoặc khi pha loãng bằng nước thì màu lục thẫm trở thành màu tím (của
MnO4-) 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 MnO2, còn trong môi
trường a xít 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 oxi hoá mạnh hơn, manganat thể hiện tính khử
2K2MnO4 +Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl

Điềuchế: 2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 +2H2O
I.4.5. Hợp chất với số oxi hóa +7.
Oxit pemanganic (Mn2O7)
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. ở 10 0C, nó phân
huỷ nổ:Mn2O7 → 2MnO2 + O3
Tan trong nước tạo thành dung dịch axít 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: KMnO4 + H2SO4 → HMnO4 + KHSO4
2HMnO4H SO →Mn2O7+H2O
Axít pemanganic (HMnO4)
s

4

10


Axít 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
Axít pemanganic là axít mạnh, muối của nó là pemangan (MnO -4). Muối pemanganat
bền hơn axít, đồng hành 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
NH4MnO4, KMnO4,... tan íthơn.
Axít pemanganic và muối pemanganat đều là chất oxi hoá mạnh.
Điều chế: Mn2O7 + H2O → 2HMnO4
Kali pemanganat (KMnO4) là chất ở dạng tinh thể màu tím đen, đồng hình với KClO 4,
BaSO4 và BaCrO4. 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 amoniắc lỏng, pyriđin, rượu vàaxeton.
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.
Axít: MnO-4 + 8H+ + 5e → Mn2++4H2O
E0 =1,51V
Trung tính: MnO-4 + 2H2O + 3e → MnO2+4OHE0 = 0,588V
Kiềm: MnO-4 + e→MnO2-4
E0 = 0,56V
Trong dung dịch axít ion MnO-4 có thể oxi hoá nhiều chất như HCl, H 2S, PH3, Na2SO3,
FeSO4, 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 KMnO 4 không bền, có thể phân huỷ theo phản
ứng: 4MnO-4 + 4H+ → 3O2 + 4MnO2 + 2H2O
Phản ứng xảy ra chậm, trong dung dịch axít 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 KMnO 4 chuẩn trong lọ thuỷ tinh có màu
thẫm.
Điều chế: Điện phân dung dịch K2MnO4 với các điện cực bằng thép
2K2MnO4 + 2H2O → 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 axít đến MnO 2 trong môi trườngtrung tính và
đến MnO2- trong môi trường kiềm. Khả năng oxi hoá của các ion MnO -4 và MnO2-4 đến MnO2
trong môi trường axít đều lớn hơn trong môi trường kiềm. Ngay trong môi trường axít, khi
11

tăng nồng độ của ion H+4, hoạt tính oxi hoá của ion MnO-4 cũng tăng lên
- Có lẽ rằng trong môi trường axít MnO2-4 và MnO-4 đã được proton hoá tạo thành HMnO4 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 MnO-4 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 axít 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 axít có tính oxi hoá mạnh hơn muối của nó và anhiđrit axít có tính oxi hoá mạnh hơn axít
ở cùng điều kiện.
Nhận xét chung về các hợp chất của Mn
Mangan có khả năng tạo được oxít và các hiđrôxit ứng với bậc oxi hoá từ thấp đến cao
và sự biến đổi bậc oxi hoá ảnh hưởng đến tính chất của chúng.
+2
+3
4
+6
+7
Mn O
Mn 2O3
Mn O2
Mn O3
Mn 2O7
Tính a xít tăng dần
Mn(OH)2

Mn(OH)3
Mn(OH)4
H2MnO4
HMnO4

Tính a xit tăng dần
Tính a xít tăng theo dãy trên có thể giải thích trong khuôn khổ sự tương quan điện tích
và bán kinhs 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
Rion (A0)
2+
0,91
Mn
3+
0,70
Mn
4+
0,52
Mn
7+
0,46
Mn
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 a xít 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 a xít làm cho tính a xít của các hiđrôxit của chúng tăng
dần, tính bazơ giảm dần.
Mn+(OH)2
Mn+3(OH)3
Mn+4(OH)4
H2Mn+6O4
HMn+7O4
Bazơ

Bazơ yếu
Lưỡng tính
Axít
Axít 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 (∆χ = χ0 - χMn) giảm dần làm cho độ phân cực của liên kết Mn – O giảm
12


nên mối liên kết O – H dễ bị tách ra, tính axít tăngdần.
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 cùng nhóm VII nhưng khác phân nhóm. ở đây, cả Clo và
mangan đều sử dụng cả 7 electron hoá trị để hình thành liên kết hoá học, cả Clo (VII) và
mangan (VII) đều có cấu hình electron của khítrơ.
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 trị 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 a xítmạnh.Hai axít pemanganic HMnO 4
và pecloric HClO4 và các muối tương ứng chẳng hạn KMnO4 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 (n – 1)d 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 khácnhau.
Ví dụ: Cl2O: trạng thái khí là anhiđrit của axit hipoClorơ HClO
Độ bền của ion MnO4- lớn hơn độ bền của ion MnO42- cũng được giải thích trong
phạm vi của thuyết obitan phân tử như sau:
Trong ion MnO4- chứa 24 electron hoá trị gồm: Mn: 7 electron của nguyên tử Mn (3d 54s2), 16
electron của 4 nguyên tử O (2p4) và 1 electron điện tích của ion.
Ion MnO42- chứa đến 25 electron có điện tích lớn hơn điện tích của ion MnO 4- một đơn vị. Sự
phân bố electron hoá trị trên các obitan phân tử của ion MnO 4- và MnO42-tương ứng với các

cấu hình sau:
MnO4-:
[σlk]8 [πlk]10[π]6
MnO42-:
[σlk]8 [πlk]10 [π]6[πplk]1
Như vậy, khác với MnO4-, trong ion MnO42- có một electron chiếm obitan phân tử (MO) phản
liên kết nên ion MnO2-4 phải kém bền hơn ion MnO-4. Các ion MnO43-, MnO44- còn kém bền
hơn nữa vì có 2 và 3 electron chiếm MO phản liên kết. Tính không bền của số phối trí 4 trong
hợp chất Mn(IV) cũng được giải thích như vậy.
I. 5. Điềuchế
I.5.1. Điều chếMangan.
Mangan được
điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm từ MnO hoặc Mn 3O4:
t
0

→

3Mn3O4+8Al
4Al2O3+9Mn
Cũng tcó thể điều chế bằng phương pháp nhiệt Silic:
0

→

MnO2+Si
Mn+SiO2.
Trong công nghiệp Mangan được điều chế bằng phương pháp điện phân muối Sunfat.
Mangan tinh khiết được điều chế bằng cách điện phân dung dịch MnCl 2 với catốt bằng
thuỷ ngân . Mangan hoà tan trong thuỷ ngân tạo thành hỗn hợp Mn - Hg. Chưng cất hỗn hợp

13


trong chân không tách được Mn và thu hồi lại Hg.
I.5.2. Điều chếtecnexi.
Người ta điều chế một lượng nhỏ tecnexi (vài mg) trong lò phản ứng hạt nhân khi bắn
phá oxit molipđen bằngnơtron
Để điều chế lượng lớn hơn, Tc được tách ra từ chất thải của lò phản ứng nguyên tử .
Tecneti là một nguyên tố mảnh trong những sản phảm phân chi hạt nhân của uran, sau khi
tách Tc ra dưới dạng kết tủa NH4TcO4, người ta khử NH4TcO4 bằng khí H2 ở nhiệt độ cao sẽ
0

t
→

được bột tecnexi kim loại: 2NH4TcO4 + 7 H2
2 Tc + 8H2O + 2NH3
I.5.3. Điều chế Reni
Reni là nguyên tố trơ hơn mangan nên có thể điều chế bằng phản ứng khử reni oxit hay
amoni perenat ( NH4ReO4) với hiđrô ở 673 – 8730K.
0

t
→

2NH4ReO4+4H2
Re+8H2O+N2
Amoni perenat (NH4ReO4) được điều chế từ sản phẩm thu hồi của lò đốt molipđenrit.
Khí Hiđrô cũng coá thể tác dụng với Kaliperenat tạo thành bột kimloại màu xám. Sau khi
phản ứng kết thúc người ta phải xử lý sản phẩm với axit loãng để loại kalihiđrôxit.

0

t
→

2KReO4+
7H2
2KOH +2Re+6H2O.
Renni còn được điều chế bằng nhiệt phân các muối halogenua hoặc khử muối sunfua
II. SƠ LƯỢC VỀ NGUYÊN TỐ KIM LOẠI 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 chuyên đề này chỉ xét các nguyên tố họ sắt.
II.1. Đặc điểm chung nhómVIIIB
Trong chuyên đề này, chỉ xét các nguyên tố họ sắt, chúng có một số đặc điểm sau:
Đặc điểm
Fe
Co
Ni
Số thứ tự
26
27
28
6
2
7 2
Cấu hình e - hoá trị
3d 4s
3d 4s

3d84s2
1,26
1,25
1,24
Bán kính nguyên tử R(A0)
2+
0
0,80
0,78
0,74
Bán kính ion R (A )
3+
0
0,67
0,64
Bán kính ion R (A )
7,90
7,86
7,5
Năng lƣợng ion hoá I1 (eV)
0
2+
Thế điện cực chuẩn E M /M(V)
- 0,44
- 0,28
- 0,23
0
3+
2+
Thế điện cực chuẩnE M /M (V)

+0,77
+1,81
+2,1
2
Fe, Co và Ni có vỏ electron ngoài cùng giống nhau: 4s , bán kính nguyên tử giảm dần theo
chiều tăng số electron điền vào các orbital 3d, do có cùng số lớp electron như nhau, khi điện
14


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.
II.2 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 những
nguyên tố phi kim điển hình như O2, S, Cl2, Br2 vì nó có màng oxit bảo vệ. Nhưng khi đun
nóng thì phản ứng xảy ra mãnh liệt.
Fe, Co và Ni bền với khí F2 ở nhiệt độ cao vì florua của chúng không bay hơi, trong khi đó
kim loại Fe phản ứng dễ dàng với khíCl2.
Với N2, cả 3 kim loại tác dụng ở nhiệt độ không cao lắm tạo Fe2N, 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 dịchrắn.
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.
Fe + 5CO → [Fe(CO)5]
Co + 8CO → [Co(CO)8]
Ni + 4CO →[Ni(CO4)]
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
II. 3. Các hợp chất của Fe, Co, Ni

II.3.1.Hợp chấtcacbonyl
Các nguyên tố họ sắt tạo được các hợp chất M(0) bằng liên kết cho nhận.
II.3.1.1.Sắt pentacacbonyl(Fe(CO)5)
Fe(CO)5) là chất lỏng màu vàng, hóa rắn ở -20 0C và sôi ở 1030C, rất độc. Phân tử có tính
nghịch từ, nguyên tử Fe trong phân tử có cấu hình 3d8và ở trạng thái lai hóadsp3. 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
0

t
→

Phân hủy khi đun nóng ở 200-2500C không có không khí: Fe(CO)5
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
tetranitrozylFe(NO)4.
II.3.1.2.Coban octacacbonyl (Co2(CO)8)
15


Co2(CO)8: tinh thể trong suốt, màu đỏ - da cam. Phân tử 2 nhân, có tính nghịch từ, có cấu
tạo:
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 kếtCo-Co).
Do có số lẻ electron nên Co tạo hợp chất cacbonyl ở dạng đime [Co(CO) 4]2. Co2(CO)8 nóng

0

t
→

chảy ở 510C, trên nhiệt độ đó thì phân hủy: 2Co2(CO)8
Co4(CO)12 + 4 CO
Trên 600C thì phân hủy thành kim loại Co và CO (do Co 4(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).
II. 3.1.3. 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, clorofom, 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 H 2SO4
và HNO3 tạo muối Ni2+ (có thể gây nổ)
Tương tự Mg(OH)2, các M(OH)2 tan trong dung dịch đặc của muối NH4+:
M(OH)2 + 2NH4Clđặcnóng → MCl2+ 2NH3 + 2H2O
Co(OH)2 và Ni(OH)2 tan được trong dung dịch NH 3 tạo phức:
Co(OH)2 + 6NH3 → [Co(NH3)6](OH)2 (vàng)
Ni(OH)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](OH)2 (chàm)

Muối của axit mạnh như Cl -, NO3-, SO 2- 4tan dễ trong nước tạo các ion bát diện
[M(H2O)6]2+ có màu đặc trưng: [Fe(H 2O)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
trongnước.
II.3.2. Sự tạophức
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 Fe 2+ ít có khuynh hướng tạo phức tứ
diện hơn Co2+ và Ni2+. Co 2+ tạo được nhiều phức tứ diện nhất do những phức đó có cấu hình
16


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 hidroxit.
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:
4[Co(NH3)6]2+ + 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]4làphứcbềnnhấtcủaFe+2,còn[Co(CN)6]4-kémbền,dễbịoxihóatrong không khí.
4K4[Co(CN)6] + O2 + 2H2O → 4K3[Co(CN)6] + 4KOH
2K4[Co(CN)6] + 2H2O → 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
Vídụ:
FeSO4 + 2KCN → Fe(CN)2 + K2SO4
Fe(CN)2 + 4KCN →K4[Fe(CN)6]
kali feroxianua
+2

II.3.3. Hợp chất M
Từ Fe+2 đến Ni+2 độ bền tăng,
Hợp chất M+2 có tính khử mạnh, giảm từ Fe+2 đến Ni+2.
Các ion Fe2+, Co2+ và Ni2+ tạo nên nhiều phức chất, độ bền của những phức chất đó tăng
lên theo chiều giảm của bán kính ion từ Fe2+(0,74Å), Co2+ (0,72Å) đến Ni2+ (0,69Å). Cả ba
ion đều tạo nên phức bát diện với số phối trí 6. Ion Fe 2+ ít có khuynh hướng tạo nên phức
chất tứ diện hơn các ion Co2+và Ni2+. Trong các kim loại chuyển tiếp, ion Co2+ tạo nên số
phức chất tứ diện nhiều nhất. Sở dĩ như vậy là vì những phức chất tứ diện đó có cấu hình
electron bền (πd*)4(σd*)3. Ngoài số ít phức chất tứ diện được tạo nên với phối tử trường yếu,
ion Ni2+còn tạo nên nhiều những phức chất hình vuông với phối tử trườngmạnh.
II.3.3. Hợp chất M+3
Trạng thái oxi hóa + 3 kém đặc trưng dần từ Fe đến Ni. Số hợp chất Fe +3 gần tương đương
với số hợp chất của Fe +2 trong hợp chất đơn giản cũng như trong phức chất. Co +3 có trong
nhiều phức chất bền nhưng có rất ít trong hợp chất đơn giản kém bền. Ni +3 không tạo muối
đơn giản và có rất ít phức chất.
Các ferit MFeO2 (M: kim loại kiềm) thủy phân mạnh trong dung dịch.
Ví dụ: NaFeO2 + 2H2O → Fe(OH)3↓ + NaOH
Các M(OH)3 tan dễ dàng trong dung dịch axit, Fe(OH) 3 tạo muối Fe3+ còn Co(OH)3 và
Ni(OH)3 là chất oxi hóa mạnh nên khi tan trong axit HCl giải phóng Cl 2, trong các axit khác
17


giải phóng khí O2 và tạo muối Co2+,Ni2+.
Vídụ: 2Ni(OH)3 + 6HCl → 2NiCl2 + Cl2 +6H2O
Muối M+3
Đa số muối Fe+3 dễ tan trong nước cho ion [Fe(H2O)6]3+. Khi kết tinh từ dung dịch, muối Fe+3
thường ở dạng hidrat có màu sắc như FeCl 2.6H2O màu nâu vàng, Fe2(SO4)3.10H2O màu
vàng...
Muối Fe+3 thủy phân mạnh hơn muối Fe+2, dung dịch có màu vàng nâu và phản ứng axit
mạnh.

[Fe(H2O)6]3+ + H2O → [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+
[Fe(OH)(H2O)5]2+ + H2O → [Fe(OH)2(H2O)4]+ + H3O+
Khi thêm kiềm hoặc đun nóng dung dịch, phản ứng thủy phân xảy ra đến cùng tạo Fe(OH)3.
Dung dịch muối dễ dàng bị khử bởi các chất khử như I-, S2-, Sn2+, S2O32-...
Vídụ:

Fe2(SO4)3 + 6KI → 2FeI2 + I2 +3K2SO4
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
Phức chất của M+3
Fe+3 và Co+3 tạo nên khá nhiều phức, đa số là phức bát diện như [FeF6]3-, [Fe(SCN)6]3-,
[Fe(CN)6]3-, [Co(NH3)6]3+, [Co(CN)6]3-, [Co(NO2)6]3-...
* Những phức quan trọng như:
Kali ferixianua (K3[Fe(CN)6]): là một thuốc thử thông dụng, dễ tan trong nước cho dung
dịch màu vàng, là hợp chất rất độc. [Fe(CN) 6]3- thường được dùng để nhận biết ion Fe2+ trong
dung dịch:FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] + 2KCl
màu xanh chàm (xanh tuabin)
Natri hexanitrocobantat (Na3[Co(NO2)6]): cũng là một thuốc thử thông dụng, dễ tan trong
nước, được dùng để định lượng K +, Rb+ và Cs+ vì những hợp chất K3[Co(NO2)6],
Rb3[Co(NO2)6] và Cs[Co(NO2)6] là kết tủa màu vàng ít tan trong nước, rượu và ete.
So sánh hợp chất M+2 và M3+
Các hợp chất M+2 bền hơn các hợp chất M+3.
Từ Fe+2 đến Ni+2 độ bền tăng và từ Fe+3 đến Ni+3 độ bền giảm, do sự tăng độ bền của cấu hình
electron theo thứ tự 3d6(Fe2+) - 3d7(Co2+) - 3d8(Ni2+).
Hợp chất M+2 có tính khử mạnh, giảm từ Fe +2 đến Ni+2. Hợp chất M+3 có tính oxi hóa mạnh
tăng từ Fe+3 đến Ni+3. M+3 có khả năng tạo phức bền nhiều hơn so với M+2.

18


Chương 2. MỘT SỐ BÀI TẬP KIM LOẠI NHÓM VIIB VÀ NHÓM VIIIB

I. Bài tập lý thuyết.
I.1. Nhóm VIIB
Bài 1
a) Từ MnO bằng phương pháp nào có thể thu được Mn(OH)2 biết
rằng MnO không tan trongnước?
19


b) Bằng phản ứng nào chứng minh rằng Mn(OH)2 có tínhkhử?
Bài 2
Viết phương trình của các phản ứng sau:
1) MnSO4 + KClO3 + KOH (nóng chảy)→
2) MnSO4 + PbO2 + HNO3→
3) MnSO4 + Br2 + NaOH→
4) MnBr2 + H2O2 + KOH→
5) MnSO4+ CaOCl2 + NaOH→
Bài 3: Mô tả công thức cấu tạo của MnCl3.4H2O biết rằng hợp chất đó có cấu hình tám mặt
trong đó 4 phân tử nước cũng tham gia hình thành liên kết.
Bài 4
a) MnO2 là chất oxi hóa mạnh nhưng khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh hơn
thì MnO2 thể hiện tính khử. Tìm dẫn chứng để minh họa cho kết luậnđó.
b) Viết phương trình của các phản ứngsau:
1) MnO2 + HCl→
2) MnO2 + NaOH đặc→
3) MnO2 + H2SO4→
Bài 5:
a) Từ MnO2 bằng phản ứng nào có thể thu được: MnCl2, KMnO4,Mn2O7?
b) Từ MnO2 điều chế Ba(MnO4)2. Viết các phương trình phảnứng.
Bài 6
a) Các ion MnO42- và MnO4- bền trong môi trường nào? Giải thích nguyênnhân.

b) Thêm từ từ từng giọt dung dich NaOH cho đến môi trường kiềm vào một
dung dịch KMnO4 sau đó cho thêm từng giọt H2SO4 loãng cho đến môi
trường axit. Hãy nêu các quá trình xẩy ra trong quá trình trên và giải thích
nguyênnhân.
Bài 7:
a) ViếtphươngtrìnhphảnứngmôtảtínhoxihóavàtínhkhửcủaK2MnO4.
b) Có thể thu được H2MnO4 bằng phương pháp cho H2SO4 đặc tác dụng với
muối K2MnO4 đượckhông?
Bài 8:
a) Từ phản ứng giữa KMnO4 với K2SO3 hãy mô tả tính oxi hóa của KMnO4
trong các môi trường axit, bazơ, trungtính.
b) Có thể điều chế HMnO4 bằng cách cho H2SO4 tác dụng với
muối tương ứng được không?
Bài 9:
a) Tính chất của Mn2O7? So sánh với tính chất củaCl2O7?
b) Phương pháp điều chế Mn2O7? So sánh với phương pháp điều chếCl2O7?
Bài 10:Viết các phương trình phản ứng sau:
1) KMnO4 + MnCl2→
2) K2MnO4 + Cl2→
3) KMnO4 + KI + H2SO4→
4) KMnO4 + KI + H2O→
5) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 →
Bài 11:Viết các phương trình phản ứng sau đây dưới dạng phân tử:
20


1)
Mn2+ + ClO- + OH- →
2)
MnO4- + NO2- + H+→

3) MnO4- + Fe + H+ →
4) Mn2 + BrO3- + H2O →
5) MnO4- + H2O2 + OH-→
Bài 12: So sánh các phản ứng sau đây:
1) KMnO4 + HCl→
2) K2Cr2O7 + HCl→
3) PbO2 + HCl→
Phản ứng nào xảy ra nhanh hơn? Muốn điều chế một lượng nhỏ khí Clo nên dùng phản ứng
nào?
Bài 13:Có ba dung dịch K2CrO4, K2MnO4, K2SO4 cho tác dụng lần lượt với H2SO4, NaOH.
Nêu hiện tượng và giải thích các hiện tượng đó?
HƯỚNG DẪN TRẢ LỜI:
Bài 1
a) Chuyển MnO thành MnSO4 hoặc MnCl2, sau đó cho dung dịch muối Mn2+
tác dụng với kiềm thu được kết tủa Mn(OH)2 mầutrắng.
b) Có thể dùng phản ứng: 2Mn(OH)2 + O2 (không khí) + 2H2O → Mn(OH)4
Bài 2
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2MnO4 + 2KCl + 6H2O +3K2SO4
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3→2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 +2H2O
MnSO4 + 2Br2 + 8NaOH→ Na2MnO4 + 4H2O + 4NaBr +Mn2SO4
MnBr2 + 2H2O2 + 4KOH→ K2MnO4 + 4H2O +K2SO4
MnSO4 + CaOCl2 + 2NaOH→ MnO2 + Na2SO4 + CaCl2 + H2O
Bài 5
a) Có thể cho MnO2 tác dụng với HCl đặc thu được MnCl2:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 +2H2O
Nung hỗn hợp MnO2 + KClO3 + KOH rắn phản ứng tạo ra K2MnO4, hòa tan, lọc dung dịch
nước lọc có K2MnO4. Axit hóa dung dịch K2MnO4 thu được KMnO4. Đun nóng dung dịch ở
800C, sau đó làm nguội, tinh thể KMnO4 xuất hiện.
Muốn thu được Mn2O7, cho H2SO4 đặc tác dụng với tinh thể KMnO4:
2KMnO4 + H2SO4 → 2HMnO4 + K2SO4

2HMnO4 → Mn2O7 + H2O
b) Nung hỗn hợp Ba(OH)2 và MnO2 trong không khí:
2Ba(OH)2 + 2MnO2 + O2 → 2BaMnO4 + 2H2O
3BaMnO4 + 2H2O → Ba(MnO4)2 + MnO2 +2Ba(OH)2
Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 + H2O
lọc và rửa sản phẩm, Ba(MnO4)2 còn lại trong dung dịch.
Bài 7:
a) Có thể bằng các phảnứng:
K2MnO4 + 2H2S + 2H2SO4 → 2S + MnSO4 + K2SO4 + 4H2O
2K2MnO4 + Cl2 →2KMnO4 + 2KCl
4K2MnO4 + O2 + 2H2O → 4KMnO4 + 4KOH
b) H2MnO4 không bền nhanh chóng bị phân hủy:
K2MnO4 + H2SO4 → H2MnO4 + K2SO4
21


2H2MnO4 → 2HMnO4 + MnO2 +2H2O
Bài 10
2KMnO4 + 3MnCl2 + 2H2O → 5MnO2 + 2KCl + 4HCl
2K2MnO4 + Cl2 →2KMnO4 + 2KCl
2KMnO4 + 10KI + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + 5I2 + 8H2O
2KMnO4 + 6KI + 4H2O → 2MnO2 + 3I2 + 8KOH
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 →5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Bài 11
1) 2MnCl2 + 4KClO + 8KOH → 2K2MnO4 + 8KCl + 4H2O
PT dạng ion: 2Mn2+ + 4ClO- +8OH- → 2MnO42- + 4Cl- + 4H2O
2) 2MnO4- + 5NO2- + 6H+ → 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O
3) 3MnO4- + 5Fe + 24H+ → 3Mn2+ + 5Fe3+ + 12H2O
4) 5Mn2+ + 2BrO3- + 4H2O → 5MnO2 + Br2 + 8H5) 2MnO4- + H2O2 + 2OH- → 2MnO42- + O2 + 2H2O
I.2. Sắt, coban, niken.

Bài 1
a) Đặc điểm cấu tạo nguyên tử củasắt?
b) Người ta đã biết được các mức oxi hóa nào của Sắt? Lấy ví dụ các hợp
chất ứng với các mức oxi hóađó.
c) Với sắt, mức oxi hóa nào bền nhất? Tạisao?
Bài 2
a) Viết phương trình phản ứng và nêu rõ các điều kiện khi cho Fe tác
dụng với O2, Cl2, S, H2O, H2SO4 loãng, H2SO4đặc.
b) Sắt có bị ăn mòn không khi để trong không khí có chứa SO2, H2,CO2?
Bài 3
a) HãygiảithíchsựhìnhthànhliênkếttrongphântửhợpchấtFe(CO)5.Phương pháp điều chế và
ứng dụng củaFe(CO)5
b) Trong dung dịch nước, ion Fe 2+ có tính khử mạnh nhất là trong môi trường kiềm; ion Fe 3+
có tính oxi hóa mạnh nhất trong môi trường axit. Hãy lấy ví dụ để minhhọa.
c)Có phản ứng xảy ra không khi cho dung dịch FeCl3 tác dụng với dung dịch KBr, KI?
Bài 4: Viết phương trình của các phản ứng sau:
1) Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O→
2) FeSO4 + HNO3 + H2SO4→
3) FeSO4 + HNO3 →
4) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→
5) FeCl3 + Na2CO3 + H2O →
Bài 5:Viết phương trình của các phản ứng sau đây dưới dạng ion:
1) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4→
2) FeSO4 + HClO3 + H2SO4 → HCl +…
3) FeSO4 + KBrO3 + H2SO4→
4) K4[Fe(CN)6] +
KMnO4 + H2SO4
→
5) 5) K4[Fe(CN)6] +
22

H2O2 + H2SO4→
Bài7:Viết phương trình của các phản ứng sau dưới dạng
phân tử: Fe3+ + H2S→
Fe3+ + I-→
Fe3+ + S2O3- →
Fe3+ + SO32- + H2O→
Fe2+ + Br2 + H+→
Bài 8:
Cho dung dịch FeCl2 tác dụng với KCN đặc, dư thu được dung dịch A. Cho A tác dụng lần
lượt với FeSO4, Fe2(SO4)3đặc, AgNO3 thì tương ứng được kết tủa B màu trắng, kết tủa C
xanh đậm và kết tủa D màu trắng. Nếu cho A tác dụng với dung dịch KMnO 4 trong môi
trường axit mạnh thì thu được dung dịch E, dung dịch này tác dụng với FeCl 2 thì kết tủa G
màu xanh tạo thành, còn nếu cho E tác dụng với Pb(OH) 2 trong KOH thì thu được kết tủa F
màu nâu và dung dịch A.
Viết phương trình ion các phản ứng xẩy ra.Cho biết từ tính của hợp chấtA.
HƯỚNG DẪN TRẢ LỜI
Bài 3
a) Phân tử được hình thành theo cơ chế "cho - nhận" nhờ các obital lai hóa dsp 3 của nguyên
tửFe.
3d

4s

4p

và các cặp electron của 5 phân tử CO
b) Fe(CO)5 điều chế bằng cách nung bột sắt trong dòng khí CO ở 150 - 2000C với áp suất
khoảng100at.Fe + 5CO → Fe(CO)5

Bài 4
Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O → 2FeSO4 + Na2SO4 + H2SO4
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
3FeSO4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 3H2SO3 + 2H2O
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO2
Bài 5
6Fe2+ + BrO3- + 6H+ → 6Fe3+ + Br- + 3H2O
5[Fe(CN)6]4- + MnO4- + 8H+ → 5[Fe(CN)6]3- + 4H2O + Mn2+
2[Fe(CN)6]4- + H2O2 + 2H+ → 2[Fe(CN)6]3- + 2H2O
Bài 8
a. Các phương trình phản ứng xẩy ra :
Fe2+ + 6CN- → [Fe(CN)64-]
[Fe(CN)64- ] + 2Fe2+ → Fe2[Fe(CN)6] ↓ trắng
3[Fe(CN)64- ] + 4Fe3+ → Fe4[Fe(CN)6]3 ↓ Xanh đậm.
[Fe(CN)64- ] + 4Ag+ → Ag4[Fe(CN)6] ↓ trắng
23


5[Fe(CN)64- ] + MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O + 5[Fe(CN)63- ]
2[Fe(CN)63- ] + 3Fe2+ → Fe3[Fe(CN)6]2↓ Xanh
Hoặc :
K+ + [Fe(CN)63- ] + Fe2+ → KFe[Fe(CN)6] ↓ Xanh
2[Fe(CN)63- ] + Pb(OH)2 + 2OH- → 22[Fe(CN)64- ] + 2H2O + PbO2 ↓ nâu
b. Phức A là phức nghịchtừ.

a)
b)
a)
b)

a)
b)
c)
a)
b)

II. Bài tập tìm chất.
Bài 1: A, B, C, D, E đều là những nguyên tố nằm cạnh nguyên tố F trong bảng tuần hoàn.
NguyêntửkhốicủaBlớnhơnAvàC.NguyêntửkhốicủaDlớnhơnnguyêntửkhốicủa F là 31 đvC và
lớn hơn B là 49 đvC. Chênh lệch nguyên tử khối của D và E là 2 đvC. B và E thuộc cùng
một nhóm. A và C có trong acquy C-A, trong đó đơn chất C phản ứng với hydroxide của A,
tạo thành hai hydroxidekhác.
Xác định các nguyên tốA-F.
Viết phương trình của phản ứng giữa đơn chất C với hydroxide củaA.
HD
A – Ni;
B – Co;
C – Fe;
D – Os;
E– Ir;
F – Rh
Fe + 2Ni(OH)3 = 2Ni(OH)2 +Fe(OH)2
Bài 2: Một chất rắn màu trắng X tham gia một loạt các thí nghiệm trong đó X bị đốt thành
tro dưới tác dụng của các luồng khí vào khác nhau. Kết quả thí nghiệm được thống kê ở bảng
sau:
Thí nghiệm số Khí vào
Sự chênh lệch khối lượng
mẫu so với ban đầu
1

N2

-37,9

2

NH3

-51,7

3

O2

-31,0

4

HCl

+9,5

5

HCl + Cl2

-100

Trong tất cả các thí nghiệm thì trong hỗn hợp sau phản ứng ngoài khí ban đầu còn có một khí
chưa biết Y. Ở thí nghiệm số 5 xuất hiện một hợp chất màu đỏ nâu Z ngưng tụ khi tiến hành

bước làm lạnh trong thí nghiệm.
Sửdụngcácgiátrịchoởbảngtrên,xácđịnhcácchấtđượckýhiệubằngchữcái.
Viết các phản ứng xảy ra trong thínghiệm.
Cho biết cấu trúc của Z trong phakhí.
HD
X là FeCO3, Y là CO2, Z làFeCl3
Các phản ứng sau đây đã xảyra
24


FeCO3 = FeO + CO2
3FeCO3 + 2NH3 = 3Fe + 3CO2 + 3H2O
4FeCO3 = 2Fe2O3 + 4CO2
FeCO3 + 2HCl = FeCl2 + CO2 + H2O
2FeCO3 + 4HCl + Cl2 = 2FeCl3 + 2CO2 + 2H2O
c) Ở pha hơi thì sắt (III) clorua tồn tại ở dạng dime(FeCl3)2
Bài 3: HợpchấtAlàmộtoxit,vàhợpchấtDlàmộtmuốisunfat.Sửdụngcácphảnứngđãcân
cùng một số dữ kiện dưới đây hãy xác định các chất từ A – D. Khẳng định cáccâu
bằng tínhtoán.
A + 3NaOCl + 4NaOH → 2B + 3NaCl + 2H2O
(pH > 7)
4B + 6H2O → 2A·H2O + 8NaOH + 3O2
(pH = 7)
D + 3Na2O2 → C + Na2SO4 + O2

bằng
trả lời
(1)
(2)
(3)

3C + 5H2O → A + B + 10NaOH
(4)
Màu của dung dịch chất B là tím đỏ đậm.
Nếu 0,10 g hợp chất C được hòa tan trong 100 mL nước cất thì pH của dung dịch đo được là
12,2 (B tan hoàn toàn).Xác định các chất từ A –D.
HD
A gần như chắc chắn là một oxit kim loại do nó không tan trong nước (phương trình 4). Giờ
ta có thể cho rằng A chứa x nguyên tử oxy còn B – y. Nếu chúng ta đếm số nguyên tử oxy
trong phản ứng 1 hay 2, chúng ta sẽ có biểuthức: 2y = x + 5
Từ phương trình 1 và 4 thấy rõ rằng hợp chất C không chứa lưu huỳnh. Bằng cách đếm số
nguyên tử oxy trong phương trình 3, ta có thể kết luận được C chứa 4 nguyên tử oxy.
Như vậy từ phương trình 4 ta sẽ có biểu thức khác x + y = 7
Kết quả là x = 3 và y = 4.
Giờ chúng ta đã biết được A ở dạng M2O3, B là Na2MO4, C là Na4MO4 và D là MSO4. Sử
dụng những dữ liệu đã cho ta có thể tính được số mol NaOH có trong dung dịch: n(NaOH) =
c·V = 10(pH-14)·0,1 = 0,00157 mol. Vậy
n(Na4MO4) = 0,000472 mol và M(Na4MO4) = 211.85 g/mol.
M là Fe. A – Fe2O3 B – Na2FeO4
C – Na4FeO4
D – FeSO4
Bài 4: Có thể tổng hợp bột sắc tố đỏ tươi C bằng cách trộn dung dịch hai muối A, B. Muối B
được dùng trong sản xuất kính và xà phòng, có thể thu được khi nhiệt phân soda. Muối A là
một chất hút ẩm lưỡng nguyên tố (chứa 54.6 % X), có thể tạo thành từ phản ứng
củamộtkimloạiY(thuộcbộbanguyêntốsắt)vớihalogenkhíX2.Cũngcóthểtổnghợp sắc tố C bằng
các đun nóng dung dịch muối A, D hoặc E (các muối này đều chứa cùng
mộtkimloại)vàhợpchấtF.MuốiDchứamộttrongcácanioncótrongnướccườngtoan.
AniontrongmuốiEcónguồngốctừaceticacid.HợpchấtFlàchấthữucơđầutiênđược tổng hợp từ
các nguyên liệu vô cơ. Trong công nghiệp, F được sản xuất bằng phảnứng của NH 3 vàCO2.
a) Xác định kim loại Y và công thức, tên gọi các chất A-F,X2.

b) Hoàn thành các phương trình phản ứngsau:
phân huỷsoda
25