Xây dựng hệ thống kiến thức về kim loại nhóm VIIB, VIIIB h27

Phần I: MỞ ĐẦU
I. LÍ DO CHỌN ĐỀ TÀI
Hóa học nguyên tố chiếm phần lớn nội dung chương trình hóa học phổ thông.
Trong đó, phần nguyên tố kim loại – đặc biệt là phần kim loại chuyển tiếp mới được
đề cập ở chương trình lớp 12 và còn sơ lược.
Các tài liệu tham khảo và bài tập về phần kiến thức kim loại chuyển tiếp chưa
nhiều. Điều này làm cho học sinh các đội tuyển học sinh giỏi của trường THPT
Chuyên khá lúng túng khi gặp các vấn đề liên quan đến chuyên đề này.
Trong các kì thi chọn học sinh giỏi các cấp, kim loại chuyển tiếp 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.
Từ kinh nghiệm của bản thân và đồng nghiệp trong quá trình dạy học, trao đổi học
hỏi về kim loại chuyển tiếp và hợp chất, chúng tôi lựa chọn khai thác kiến thức và tổng
hợp các bài tập về nhóm VIIB, VIIB để phục vụ cho việc đào tạo học sinh giỏi các cấp.
Rất mong nhận được sự đóng góp, trao đổi ý kiến của các trường bạn để có được
một bộ tài liệu phù hợp và hữu ích dành cho giáo viên và học sinh chuyên.
II. MỤC ĐÍCH CỦA ĐỀ TÀI
- Xây dựng hệ thống kiến thức về kim loại nhóm VIIB, VIIIB và hợp chất của chúng
ngắn gọn, dễ đọc, hiểu kèm theo hệ thống bài tập khắc sâu kiến thức.
- Sưu tầm và phân dạng hệ thống bài tập tổng hợp tiệm cận với đề thi học sinh giỏi
các cấp.
III. CẤU TRÚC CỦA ĐỀ TÀI:
A. Sơ lược kiến thức về kim loại nhóm VIIB, VIIIB
I- Nhóm VIIB
II- Nhóm VIIIB
B. Hệ thống bài tập:
I. Câu hỏi lí thuyết
I. Bài tập tổng hợp.
1

PHẦN 2: NỘI DUNG
A- SƠ LƯỢC LÍ THUYẾT VỀ KIM LOẠI NHÓM VIIB, VIIIB
I. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VII B
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 IV. 1: Đặc điểm của các nguyên tố nhóm VIIB.
Nguyên tố (E)
Số thứ tự
Cấu hình electron nguyên tử
I1
Năng lượng
I2
Ion hoá (eV)
I3
Bán kính nguyên tử (A0)
M2+(A0)
M3+(A0)
Bán kính Ion
M4+(A0)
M7+(A0)
Thế điện cực chuẩn E0 (V)

Mn
25
[Ar] 3d54s2
7,43
15,63
33,69
1,30
0,91

0,70
0,52
0,46
2+

1,18(Mn /Mn)
Số oxi hoá đặc trưng ( bền)
+2, +4, +7
Độ âm điện
1,55
% nguyên tử trong vỏ trái đất
0,09
0
Nhiệt độ nóng chảy ( C)
1244
0
Nhiệt độ sôi ( C)
2080
3
Khối lượng riêng (g/cm )
7,47
Nhận xét:

Tc
43
[Kr] 4d5 5s2
7,28
15,26
29,5
1,36

0,95
0,72
0,57

Re
75
[Xe]4f14 5d56s2
7,79
13,1
26,0
1,37
0,72
0,57

+0,4(Tc+2/Tc)

+0,3(Re3+/Re)

+7
1,9
2140
4900
11,5

+4, +7
1,9
10-7
3180
5900
20,5

Mangan, Tecnexi và Reni có cấu hình electron giống nhau đều là (n-1)d 5ns2
nên có tính chất giống 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.

2


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 d 5 thể 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 anion
MnO-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

Cũng vì lý do này mà Mn, Tc, Re được xếp riêng thành nhóm VIIB.
Mangan (Mn)
-

Mangan có số oxi hoá bền nhất là Mn2+ , 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 trường
kiềm 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 oxi

hoá +7 nên TcO4- bền hơn MnO4-, điều này được thể hiện thông qua giá trị thế điện
cực E0(MnO4-/MnO2) =1,7(V) > Eo (TcO4-/TcO2) = 0,70(V).
3


Reni (Re)
-

Trong môi trường axit Re+7, Re+4 bền, còn Re+6 , Re+3 kém bền hơn.

- Trong môi trường kiềm ReO 3 có tính khử, dễ bị ngay cả oxi phân tử của
không khí oxi hoá theo phản ứng
4K2ReO4 + O2 + 2H2O → 4 KReO4 + 4 KOH Eo pư = 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 trạng thái
số oxi hoá +6 của mangan kém bền trong môi trường kiềm, dễ bị tự oxi hoá- tự khử
chuyển thành Re+7 và Re+4 .
I. 2. Tính chất vật lý
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.
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 – 1130 0C , có khối lượng riêng là 7,21g/cm 3 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
Tồn tại
Nhiệt độ thường
(1070 C)
(1130 C)
(>11300C)

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 IV.2: Hằng số vật lý quan trọng của các kim loại Mn, Tc, Re
4


Nhiệt
Kim
loại

Nhiệt độ

Nhiệt

thăng

nóng

độ sôi

hoa

chảy(0C)

(0C)

(kJ/mol

2080
4900

5900

)
280
649
777

(α)1244
Mn
Tc
2140
Re
3180
Nhận xét:

Tỉ
khối

7,44
11,49
21,04

Độ cứng

Độ dẫn

(thang

điện

Maxơ)

(Hg=1)

5-6
7,4

5
4,5

Cấu trúc
tinh thể

Phức tạp
Lục phương
Lục phương

- 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 hơn
vofram.
- 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 kim loại.
-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
(37,07%),

185

Re

187

Re (62,93%).

I.3. Tính chất hoá học
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

5


Tecnexi và reni bền trong không khí, ở dạng bột Mangan, Tecnexi và reni tác dụng
với oxi.
3Mn
4Tc

+ 2O2
+ 7O2

→
→

Mn3O4
2Tc2O7

4Re
+ 7O2
→
Re2O7
Với flo, Clo, Mangan tạo nên MnF3, MnF4, MnCl2, Re tạo nên ReF7, ReF6,
ReCl6; chúng tác dụng với lưu huỳnh, Nitơ, 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.
Thế khử chuẩn của Mangan có giá trị âm E 0Mn2+/Mn = -1,18V, còn thế khử
chuẩn của tecnexi và reni có giá trị dương E 0TcO4- /Tc = + 0,41V, E0ReO4- /Re = + 0,51V.
Vì vậy ở trạng thái phân bố nhỏ Mangan tác dụng được với nước giải phóng Hiđrô:
Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2.
Tuy có tổng năng lượng Ion hoá thứ nhất và thứ hai tương đương với Magie,
Mangan là kim loại kém hoạt động hơn Magie (E0Mg2+/Mg = -2,36v) vì có nhiệt thăng
hoa rất lớn hơn Magie (∆H thăng hoa(Mg) = 150kJ/mol) vì vậy mangan kim loại
không tác dụng với H2O kể cả khi đun nóng mà nó chỉ phản ứng với nước khi cho
thêm muối amoni vào trong nước vì mangan hyđroxit hoà tan trong dung dịch muối
amoni do quá trình tạo phức chất.
NH4+ → [Mn(NH3)2]2+ + 2H2O
(Axit petecnexic)
3Re + 7HNO3 →
3HReO4 + 7NO + 2H2O
(Axit perenic)
Trong khi Mangan bị axit HNO3 đặc nguội thụ động hoá giống như Crôm và
Mn(OH)2 +

tan trong axit đó khi đun nóng theo phản ứng.
3Mn + 8HNO3 → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Khác với Mangan và tecnexi, kim loại Reni tan trong Hiđrôpeoxit tạo thành
axit perenic:

2Re

+ 7H2O2 → 2HReO4 + 6H2O.
6


I.4. Điều chế
I.4. 1. Điều chế Mangan.
Mangan được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm từ MnO hoặc Mn3O4:
t
3Mn3O4 + 8Al 
→ 4Al2O3 + 9Mn
0

Cũng có thể điều chế bằng phương pháp nhiệt Silic:
t
MnO2 + Si 
→ Mn +
0

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 trong chân không tách được Mn và thu hồi lại Hg.
I.4.2. Điều chế tecnexi.
Người ta điều chế một lượng nhỏ tecnexi (vài mg) trong lò phản ứng hạt
nhân khi bắn phá oxit molipđen bằng nơtron
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 NH 4TcO4, người ta khử NH4TcO4
bằng khí H2 ở nhiệt độ cao sẽ được bột tecnexi kim loại:
2NH4TcO4 + 7H2

2Tc + 8H2O +

0

t

→

2NH3.

I.4.3. 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 – 873K.
t
2NH4ReO4 + 4H2 
→ 2Re + 8H2O + N2
0

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.
7


2KReO4 +

7H2

0

t

→

2KOH + 2Re + 6H2O.

Reni còn được điều chế bằng nhiệt phân các muối halogenuahoặc khử muối
Sunfua.
I.5. Hợp chất của nguyên tố nhóm VIIB
Đặc điểm chung
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 Mn2+ 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
(HReO4) các 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.5.1. Hợp chất của Mn (0), Tc (0) và Re (0)
Những Cacbonyl của Mn, Tc và Re có công thức phân tử chung là E 2(CO)10 (ở
đây E: Mn, Tc và Re)
8


CO

Cấu hình: Phân tử có dạng hai hình bát

CO

CO

CO

diện nối với nhau qua một đỉnh chung,

nguyên tử kim loại E nằm ở tâm của hình bát

OC

diện, phân tử CO nằm tại các đỉnh còn lại.

E

E

OC

OC
CO

Phân tử E2(CO)10 có tính nghịch từ và

CO

CO

nguyên tử có số oxi hoá bằng không nên hợp
chất là Cacbonyl hai nhân trong đó có liên kết
kim loại - kim loại.
Nguyên tử kim loại E trong E 2(CO)10 có cấu hình electron 3d7 và ở trạng thái
lai hoá d2sp3
Tạo liên kết E - E
d2sp3
(n-1)d7
Tạo liên kết

↑↓

↑↓

↑↓

↑

E → CO

CO

CO

CO CO CO

Ngoài liên kết cho nhận σ: E ← CO trong phức chất Cacbonyl của các kim loại
này còn có liên kết π cho E → CO tạo nên bởi những cặp electron d của nguyên tử
kim loại với những obitan π∗ trống của phân tử CO và nhờ liên kết π này, các phân
tử Cacbonyl kim loại được làm bền thêm.
Như vậy, trong năm obitan trống (n-1)d, ns và np ở mỗi nguyên tử kim loại E sẽ
nhận cặp electron của năm phân tử CO tạo thành liên kết σ - cho nhận, ba cặp
electron nd tạo liên kết π cho với những MO-π* trống của CO, còn một electron độc
thân (n - 1)d ghép đôi với electron độc thân (n-1)d của nguyên tử E khác tạo liên kết
σ kim loại - kim loại. Do có số lẻ electron Mn, Tc và Re có thể tạo nên hợp chất
Cacbonyl ở dạng đime [E(CO)5]2.
Ở điều kiện thường, các đime Cacbonyl của Mn, Tc và Re là chất ở dạng tinh thể
không màu trừ Mn2(CO)10 có màu vàng chói. Tất cả đều dễ thăng hoa, không tan
trong nước nhưng tan trong dung môi hữu cơ. Mn2(CO)10 nóng cháy ở 1550C trong

9


bình kín và phân huỷ ở 1100C, Tc2(CO)10 và Re2(CO)10 nóng chảy ở 1600C và 1770 C
trong bình kín, ở nhiệt độ cao chúng phân huỷ thành kim loại và khí CO.
Các đime Cacbonyl này không tác dụng với nước và dung dịch axít 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
I.5.2. Hợp chất Mn (II)
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(OH 2)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 H2O bé hơn, ngoài những nhóm OH2 ra,
các anion thành phần cũng đóng vai trò phối tử.

O
H2O

Cl

O2H
H2O

Mn
H2O

O2H
Cl

H2O

O

S

O

O

Mn

Mn
H2O

O

O

S

H2O
O

10

H2O

O

H2O

OH2
OH2


MnCl2.4H2O

MnSO4. 4H2O

Ví dụ: trong MnCl2. 4H2O kiểu phối bát diện đều của Mn(II) xuất hiện do bốn
phân tử nước và hai nguyên tử Clo. Còn trong tinh thể hiđrat MnSO 4. 4H2O nhóm
SO4 đóng vai trò cầu nối giữa 2 nguyên tử Mn(II)
Bảng I. 3: Các hợp chất Mn(II)
Hợp
chất

Công thức

Tính chất

Là chất bột nàu xám lục, có mạng lưới tinh thể kiểu NaCl,
có thành phần biến đổi từ MnO đến MnO 1,5 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 MnO 2,

Mangan
(II)

MnO

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 rất cao:
MnO + H2 → Mn + H2O
Điều chế: MnCO3 → MnO + CO2↑
MnC2O4 → MnO + CO2 + CO
Hoặc khử các oxít cao của Mangan bằng H2 hay C ở nhiệt độ cao:
Mn3O4 + H2 → 3MnO + H2O

Oxit

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. (TMn(OH)2 = 4,5.10-13).
Mangan
(II)
Hiđrôxít

Là một ba zơ yếu dễ tan trong a xít tạo muối Mn(II), có tính
Mn(OH)2

lưỡng tính rất yếu chỉ tan trong dung dịch kiềm rất đặc
Mn(OH)2 + KOH → K[Mn(OH)3] không bền, phân huỷ
ngay. Dễ bị oxi hoá:
4Mn(OH)2 + O2 → MnOOH + 2H2O
Điều chế: Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2

11


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

MnCl2.4H2O

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
Muối

MnSO4.7H2O → MnSO4.5H2O → MnSO4 .4H2O → MnSO4. 2H2O

Điều chế:

Mn(II)

Kim loại, oxit, hiđroxit, muối CO32- của Mn(II) tác dụng với
H2SO4 hoặc 2MnO2 + 2H2SO4 → MnSO4 + 2H2O + O2 ↑
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
MnCO3

huỷ: MnCO3 → MnO + CO2 ↑
Để trong không khí ẩm dễ bị oxi hoá thành Mn 2O3 màu
thẫm
Điều chế: Muối Mn(II) + S2- → MnS ↓ hồng thẫm.
Khi để lâu (không có không khí) tạo MnS dạng khan màu

MnS

xanh. Để trong không khí:
MnS + O2 + 2H2O → S + MnO2. 2H2O

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 + 2H3O+ + 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]4 12

Tuy 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.5.3. Hợp chất Mn (III)
Bảng I. 4: Một số hợp chất của Mn(III)
Hợp
chất

Công
thức

Tính chất

- Là chất bột màu đen không tan trong nước. Khi đun nóng trong
không khí: Mn2O3 (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 với d Mn - O:
1,96A0, hai nguyên tử O: d0 - 0: 2,05 ÷ 2,25A0
Mangan
- Tác dụng với axít đặc:
(III)
Mn2O3
Mn2O3 + H2SO4đ → Mn2(SO4)3 + 3H2O
oxít
- Tác dụng với axit loãng:
Mn2O3 + H2SO4loãng → MnO2 + MnSO4 + H2O
- Mn2O3 tạo phức chất của Mn(III) khi tan trong HF, HCN,

kết hợp với a xít MO.Mn2O3 kiểu spinen.
- Điều chế: Nung MnO trong không khí ở 5500C - 9000C
- Mangan (III) hiđrôxit không có thành phần ứng đúng công
thức Mn(OH)3 mà là hiđrat Mn2O3.xH2O
1000 C
Mn2O3.xH2O 
→ Mn2O3.H2O (MnOOH)
MnOOH (monohiđrôxit) là chất dạng tinh thể màu nâu gần
như đen, không tan trong nước ở 365 - 400 0C mất nước
Mangan
Mn(OH)
thành Mn2O3.
(III)
3
+ Tác dụng với axít loãng → MnO2 + Mn(II)
hiđrôxít
Với axit hữu cơ → Mn(III) bền
Điều chế: MnCO3 (huyền phù trong nước) + Cl2 hoặc
KMnO4
3MnCO3 + Cl2 + H2O → 2MnOOH + MnCl2 + 3CO2
0

13


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 600 0C thành
MnF2 và F2, dễ bị thuỷ phân theo phản ứng:

MnF3
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:
Muối
K[MnF4], K2[MnF5]
Mangan
- Điều chế: 2MnI2 + 3F2 → 2MnF3 + 2I2
(III)
- Dạng tinh thể màu lục, hút ẩm mạnh, bị thuỷ phân. Phân
Mn2(SO4 huỷ ở 3000C:
)3
2 Mn2(SO4)3 → 4MnSO4 + 2SO3 + O2
Điều chế:4MnO2 +6H2SO4→ 2Mn2(SO4)3 +6H2O + O2
Dạng tinh thể màu nêu, hút ẩm mạnh, tự thuỷ phân.
Mn(CH3
Điều chế: dùng Cl2 hay KMnO4 oxi hoá Mn(CH3COO)3
COO)3
trong a xít axetic băng và nóng
Mang tinh thể màu đỏ thẫm
K3[Mn(C2O4)3].3H2O: Tinh thể màu đỏ tím
Phức
M3[Mn(
[Mn(C5H4O2)3] tinh thể màu đen nhánh, không tan trong
chất
CN)6]
nước, tan trong dung môi hữu cơ.
thường (M: Na+,
[Mn(EDTA)] bền với nước, có thể để lâu trong dung dịch
gặp

K+, M+4
cũng như trong tinh thể hiđrat K[Mn(EDITA)].3H2O. Vì
E0(Mn)EDTA)]-/ [Mn(EDTA]2- = 0,83V với E0 Mn3+/Mn2+ = 1,51V
I.5.4. Hợp chất Mn(IV)
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 MnF4
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 d2sp3 của nguyên tử trung tâm.
Mn(IV) cũng có số phối trí 6 trong các tinh thể đioxit
Bảng I.5: Một số hợp chất Mn(IV) và tính chất
Hợp

Công

Tính chất

chất
Mangan

thức
MnO2

Là chất bột màu đen có thành phần không hợp thức. Khi đun
14


>500 C
>900 C

nóng MnO2 →
Mn2O3 →
Mn3O4 không tan
0

0

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 axít theo phản
ứng ôxy hoá vì muối Mn4+ kém bền
MnO2 + 4HCl
đioxit

→ 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 o xi 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
Có màu nâu sẫm, không tan trong nước, có tính lưỡng tính

Mangan
(IV)

Mn(OH)4

giống MnO2

hiđroxít
Mn4+ bị thuỷ phân mạnh trong dung dịch nước tạo thành
Muối
Mangan

MnO2 nhưng được làm bền hơn trong các phức chất. Là chất
MnF4

(IV)

rắn màu xanh xám, dễ phân huỷ thành MnF 3 và F2 nên là
chất o xi hoá mạnh.
Điều chế : Khi hoà tan MnO2 trong dung dịch HF đậm đặc.
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.

MnCl4

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

Mn(SO4

MnO2 trong ete ở - 70oC.
Kết tủa màu đen, tan trong a xit Sunfuric đậm đặc cho dung

)2

dịch màu nâu. Khá bền trong a xit Sunfuric nhưng bị nước
phân huỷ
15


Điều chế:
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[MnX 5] và M2[MnX6] trong đó (M = K, Rb, NH 4+ và X = F,
Cl )
I.5.5 Hợp chất của Mn(VI)
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
3MnO42- + 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
Điều chế:

2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + 2H2O

I.5.6. Hợp chất của Mn (VII)

16


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 100C, 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
H SO
→ Mn2O7 + H2O
2HMnO4 
s

4

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 LiMnO 4.3H2O, NaMnO4.3H2O... tan nhiều trong
nước trong khi các muối khan NH4MnO4, KMnO4,... tan ít hơn.
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
KClO4, 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 và axeton.
Trên 2000 C, phân huỷ theo phản ứng:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
t0 > 5000C

4KMnO4 → K2MnO4 + 2MnO2 + 3O3

17


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

Trung tính:

MnO-4 + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH-

Kiềm:

MnO-4 + e → MnO2-4

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

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 a xít đến MnO2 trong môi
trường trung tính và đến MnO2-4 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 a xít, khi tăng nồng độ của ion H +, hoạt tính oxi hoá
của ion MnO-4 cũng tăng lên
Có lẽ rằng trong môi trường axít MnO 2-4 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
18


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.
Mn+2O

Mn+32O3

Mn4O2

Mn+6O3

Mn+72O7

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(Ao)

Mn2+
0,91

Mn3+
0,70

Mn4+
0,52

Mn7+

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 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
Bazơ

Mn+3(OH)3
Bazơ yếu

Mn+4(OH)4
Lưỡng tính

19

H2Mn+6O4

HMn+7O4

A xít

A xít 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 nên mối liên kết O – H dễ bị tách ra, tính axít 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 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 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 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 xít mạnh.
Hai axít pemanganic HMnO4 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 khác nhau.
Ví dụ: Cl2O: trạng thái khí là anhiđrit của axit hipoClorơ HClO
Độ bền của ion MnO-4 lớn hơn độ bền của ion MnO 2-4 cũng được giải thích trong
phạm vi của thuyết obitan phân tử như sau:
Trong ion MnO-4 chứa 24 electron hoá trị gồm: Mn: 7 electron của nguyên tử Mn
(3d54s2), 16 electron của 4 nguyên tử O (2p4) và 1 electron điện tích của ion.
Ion MnO2-4 chứ 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 MnO2-4
tương ứng với các cấu hình sau:
MnO-4 :

[σlk]8 [πlk]10 [π]6

MnO2-4:

[σlk]8 [πlk]10 [π]6 [πplk]1
20


Như vậy, khác với MnO-4 , trong ion MnO2-4 có một electron chiếm obitan phân tử
(MO) phản liên kết nên ion MnO2-4 phải kém bền hơn ion MnO-4. Các ion MnO3-4,
MnO4-4 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.
II- 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.
II.1. Đặc điểm chung nguyên tố nhóm VIIIB
Trong chuyên đề này, chỉ xét các nguyên tố họ sắt, chúng có một số đặc điểm sau:
Bảng 1. Một số đặc điểm của các nguyên tố nhóm VIIIB
Đặc điểm
Số thứ tự
Cấu hình e - hoá trị
Bán kính nguyên tử R(A0)
Bán kính ion R2+ (A0)
Bán kính ion R3+ (A0)
Năng lượng ion hoá I1;I2; I3 (eV)
Thế điện cực chuẩn E0M2+/M(V)
Thế điện cực chuẩn E0M3+/M2+(V)

Fe
26

3d64s2
1,26
0,80
0,67

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

Ni
28
3d84s2
1,24
0,74
-

7,9;16,18;30,63
- 0,44
+0,77

7,86;17,05;33,49
- 0,28
+1,81

7,5; 16,4;35,16
- 0,23
+2,1

Fe, Co và Ni có vỏ electron ngoài cùng giống nhau: 4s 2, 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 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. Đơn chất
II.2.1. Tính chất vật lý
Sắt, coban và niken là những kim loại có ánh kim, sắt và coban có màu trắng
xám, niken có màu trắng bạc. Trong tự nhiên sắt có 4 đồng vị bền 54Fe, 56Fe chiếm
21


91,68%) còn lại là 57Fe và 59Fe. Coban có duy nhất một đồng vị bền 59Co, niken có 5
đồng vị bền là 58Ni chiếm 67,7% còn lại là 60Ni, 61Ni, 62Ni, 64Ni. Đồng vị 60Co có
phóng xạ gama với chu kỳ bán rã ≈5 năm, được dùng trong y học để chiếu xạ những
khối u ác tính hoặc dùng trong công nghiệ chế tạo tìm vết nứt của vật liệu đúc.
Sât, niken dễ rèn, dễ dát mỏng, coban cứng và dòn hơn.
Bảng 2. Một số hằng số vật lý quan trọng của Fe, Co, Ni
Kim loại

T0nc

T0s

Nhiệt

Fe
Co
Ni

(0C)
1536
1495
1453

(0C)
2880
3100
3185

hoa (KJ/mol)
418
425
424

thăng Tỉ khối
(g/cm3)
7,91
8,90
8,90

Độ cứng

Độ dẫn điện

(Moxơ)
4-5
5,5
5

(Hg =1)
10
10
14

Sắt có 4 dạng thù hình, bền ở những khoang nhiêt độ nhất định: Fe α  Feβ 
Feγ  Feδ
Với Feα và Feβ kết tinh dạng tinh thể lâp phương tâm khối, Fe γ có cấu trúc mạng
tinh thể lập phương tâm mặt, Feδ có cấu trúc tinh thể lập phương tâm khối
Coban có hai dạng thù hình là Co α có cấu trúc lục phương và Coβ. Có cấu trúc lập
phương tâm diện.
Niken có hai dạng thù hình là Ni α có cấu trúc lục phương và Niβ. Có cấu trúc lập
phương tâm diện.
Sắt, coban và niken tạo rất nhiều hợp kim quan trọng tùy thuộc vào lượng C và
hàm lượng các kim loại thành phần tạo nên các hợp kim có tính chất theo mong
muốn của nhà sản xuất.
II.2.2. 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 nhưng nguyên tố phi kim điển hình như O 2, 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 F 2 ở nhiệt độ cao vì florua của chúng không bay hơi,
22


trong khi đó kim loại Fe phản ứng dễ dàng với khí Cl2.
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.
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 chất M(0): hợp chất cacbonyl
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 -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 ở 200-2500C trong điều kiện không có không khí:
t
Fe(CO)5 
→ Fe + 5CO
0

Trong ete, Fe(CO)5 tác dụng mãnh liệt với 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
23

Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh và đặc tạo H 2Fe(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.
III. 3.1.2. Coban octacacbonyl (Co2(CO)8)
Co2(CO)8: tinh thể trong suốt, màu đỏ - da cam. Phân tử 2 nhân, có tính nghịch
từ, 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 kết CoCo).
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:
50 C
2Co2(CO)8 
→ Co4(CO)12 + 4CO
0

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.

24

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)
Tương tự Mg(OH)2, các M(OH)2 tan trong dung dịch đặc của muối NH4+:
M(OH)2 + 2NH4Clđặc nóng → MCl2+ 2NH3 + 2H2O
Co(OH)2 và Ni(OH)2 tan được trong dung dịch NH3 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-, SO42- tan 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 trong nước.
II.3.2. 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 Co 2+ và Ni2+. Co 2+ 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.
* 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:
25