Lý thuyết và bài tập kim loại nhóm VIIB bồi dưỡng Học sinh giỏi

LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP NHÓM VIIB TRONG BỒI
DƯỠNG HỌC SINH GIỎI

MỤC LỤC


A. MỞ ĐẦU
I. Lý do chọn đề tài
Kim loại nhóm VIIB tuy không phải là nội dung chủ đạo, nhưng cũng chiếm một vị trí
khá quan trọng trong quá trình giảng dạy môn hoá học, đặc biệt đối với việc bồi dưỡng HSG
Quốc gia, Quốc tế. Trong các kì thi HSG ở các tỉnh cũng như các kì thi chọn HSG quốc gia,
kì thi Olympic hoá học thường có các bài tập liên quan đến kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB.
Tuy nhiên tài liệu tham khảo về lý thuyết và bài tập vận dụng về kim loại nhóm VIIB chưa
nhiều. Do đó tôi lựa chọn đề tài này nhằm giúp học sinh có thêm các kiến thức lý thuyết về
kim loại nhóm VIIB và vận dụng giải các bài tập về kim loại nhóm VIIB trong đề thi học sinh
giỏi các cấp.
II. Mục đích nghiên cứu
Nghiên cứu về lý thuyết của kim loại nhóm VIIB và hợp chất và các bài tập về nhóm
VIIB trong đề thi học sinh giỏi các cấp để từ đó hoàn thành chuyên đề “Lý thuyết và bài tập
kim loại nhóm VIIB trong bồi dưỡng học sinh giỏi” để làm tài liệu phục vụ cho giáo viên
và học sinh trong giảng dạy và học tập môn hóa phần kim loại chuyển tiếp nhóm VIIB.
III. Nhiệm vụ nghiên cứu
1. Nghiên cứu lí thuyết về kim loại nhóm VIIB trong chương trình hoá học Vô cơ. Cơ
sở của hóa học vô cơ và các nội dung liên quan.
2. Sưu tầm hệ thống các bài tập về Hóa học vô cơ: Cấu tạo nguyên tử, Tìm nguyên tố,
tính toán …chú ý cấu tạo và tính chất.
3. Đưa ra các dữ kiện thực nghiệm nhằm cung cấp thông tin
B. PHẦN NỘI DUNG

KIM LOẠI NHÓM VIIB
CHƯƠNG I. LÝ THUYẾT KIM LOẠI NHÓM VIIB

I. Khái quát chung về kim loại nhóm VIIB
Mn (Mnagan)
25

Tc (Tecneti) Re(Reni)
43

75


5 2
[Ar]3d 4s

5 2
[Kr]4d 5s

1.3

[Xe]4f

1.36

14

5 2
5d 6s

1.37

r [Å]

7.43

7.28

7.79

I [eV]
1

15.63

15.26

13.1

I [eV]
2

33.69

29.5

26.0

I [eV]
3

7.21

11.5

20.99

3
d [g/cm ]

1247

2127

3175

o
Mp [ C]

2146

3927

5760

o
Bp [ C]

II, IV, VII

IV, VII

III, IV, V, VII Số OXH

2+
0.4 Tc /Tc

0.3 Re

-1.18 Mn

2+

/Mn

3+

/Re Thế điện cực chuẩn

Mangan, tecneti, reni có cấu hình electron giống nhau: (n-1)d 5ns2 nên tính chất hóa học
giống nhau. Tuy nhiên Tc và Re giống nhau nhiều hơn do bán kính nguyên tử giống
nhau. Nguyên tố nhóm VIIB có nhiều số OXH từ 0 đến +7; Cấu hình e d 5 bền nên I3
lớn hơn tổng I1 + I2. Tuy nhên việc mất 2 electron ns của nguyên tử biến thành cation
kim loại chủ đặc trưng ở Mn, còn Tc và Re có khuynh hướng tạo nên hợp chất với số
oxi hóa cao hơn, nhất là với số oxi hóa +7, hợp chất số OXH +7 giống với Clo.
0.362 V

0.7
0.6
TcO4− 
→TcO2 (r ) 
→Tc 2+

0.4
Re0.4
O4− 
→ Re O3 
→Tc
0.51 V

0.5 V

−

2−

1,51MnO4 
→ MnO4 
→ MnO2 (r ) 
0.56V

2.26V

0.9


1.69 V
1,23V
Sơ đồ thế oxi hóa khử cho thấy khác với Tc và Re, hợp chất Mn(VII) là chất oxi hóa
mạnh: Thế oxi hóa – khử của quá trình chuyển trạng thái oxi hóa + 7 về +4 của Mn,
Tc, Re là +1,7; +0,7; +0,51V tương ứng.
Sơ đồ thế oxi hóa khử cũng cho thấy trong môi trường nước chỉ Mn dễ chuyển thành
Mn2+ trong khi trạng thái kim loại là bề với Tc và Re. Điều này được giải thích là các

kim loại Tc, Re có nhiệt thăng hoa (nhiệt nguyên tử hóa) cao hơn Mn rất nhiều mặc dù
tổng năng lượng ion hóa thứ nhất và thứ 2 của chúng không khác nhau mấy.
II. Các đơn chất kim loại nhóm VIIB
2.1. Tính chất vật lý
Mn, Tc, Re có màu trắng bạc. Dạng bề ngoài của Mn giống sắt, Tc giống Pt nhưng Mn
cứng và khó nóng chảy hơn sắt. Mn có 1 số dạng thù hình khác nhau và mạng lưới tinh
thể và tỉ khối, bề nhất ở nhiệt độ thường là dạng α với mạng lập phương tâm khối. Tc
99
là nguyên tố phóng xạ, đồng vị 43Tc phân hủy β với chu kì bán rã 2.105 tạo nên đồng vị
99

bền 44 Ru
Hằng số vật lí quan trọng của các kim loại Mn, Tc và Re
Đại lượng vật lí
Mn
Tc

Re

Nhiệt độ nóng chảy (0C)

1244

2140

3180

Nhiệt độ sôi (0C)

2080

4900

5900

Khối lượng riêng (g/cm3)

7,44

11,49

21,04

Nhiệt thăng hoa (kJ/mol)

280

649

777

Độ cứng (thang Moxơ)

5-6

-

7,4

Độ dẫn điện (Hg=1)

5

-

4,5

Độ âm điện

1,5

1,9

1,9

Mn, Tc, Re là kim loại rất khó nóng chảy và khí sôi. Sự tăng nhiệt độ nóng chảy,
nhiệt độ sôi, nhiệt thăng hoa và độ cứng trong nhóm Mn-Tc-Re được giải thích bằng sự
tăng phần cộng hóa trị trong liên kết kim loại. Về nhiệt độ nóng chảy, Re chỉ thua
vonfram là kim loại khó nóng chảy nhất.
Mn tinh khiết dễ cán và dễ rèn nhưng khi chứa tạp chất trở nên cứng và giòn.
Mn, Re tạo nên hợp kim với nhiều kim loại.


Thép mangan chứa 1-2% Mn dẻo dai và chịu mài mòn được dùng làm đường
ray, trụ mô tơ, bánh răng. Thép mangan chứa 10-15% Mn dùng để làm các chi tiết rất
cứng, chịu mài mòn và chịu va đập như búa và má của máy đập đá, bi của máy nghiền
quặng, ghi đường sắt. Thép không rỉ loại không có Ni chứa 14% Cr và 15% Mn chịu
được axit HNO3 và những khí chứa lưu huỳnh. Mangan là hợp kim của đồng chứa 12%
Mn và 3% Ni có điện trở lớn và ít biến đổi theo nhiệt độ nên được dùng để làm cuộn
dây điện trở trong các dụng cụ đo điện.

Các hợp kim của Re với Pt, Pd, Rh, Ir, Mo, Ta, Cr, W,…có những đặc tính như
cứng, chịu nhiệt, chịu mài mòn và chịu axit nên là vật liệu quý cho các ngành hàng
không, điện tử và điện kĩ thuật,
Re được dùng làm la bàn, cân chính xác, những chi tiết quan trọng của máy bay
siêu âm và tên lửa. Do khó bay hơi và dẫn điện tốt, Re được dùng làm điện cực trong
ống phát tia Rơnghen và đèn vô tuyến, làm sợi tốc bóng đèn.
Tc là kim loại bền với nơtron được dùng làm vật liệu kiến trúc lò phản ứng
nguyên tử.
2.2. Tính chất hóa học
Hoạt tính hóa học giảm xuống từ Mn đến Re. Mn là kim loại tương đối hoạt động còn
Tc và Re là kim loại kém hoạt động.
Mn dễ bị oxi không khí oxi hóa nhưng màng oxit Mn2O3 được tạo nên lại bảo vệ cho
Mn không bị oxi hóa tiếp tục kể cả khi đun nóng, các kim loại Tc, Re bền trong không
khí.
Ở dạng bột và nhất là khi đun nóng với oxi:
- Mn tạo nên Mn3O4
- Tc, Re tạo nên Tc2O7, Re2O7
Với Flo và clo: Mn tạo MnF3, MnF4, MnCl2. Re tạo nên ReF7, ReF6, ReCl6
Các kim loại này còn tác dụng với S, N, P, C, Si. Trong các tương tác đó Tc, Re xảy ra
ở nhiệt độ cao hơn so với Mn.
Cả 3 kim loại không tác dụng với nước khi đun nóng. Thế khử chuẩn của Mn có giá trị
âm EMn / Mn = −1,18V , còn thế chuẩn của Tc, Re có giá trị dương vì vậy ở trạng thái phân
bố nhỏ Mn tác dụng được với nước giải phóng H2
Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2
Phản ứng nàu mãnh liệt hơn khi trong nước cỉa muối amoni vì
Mn(OH)2 + 2NH4+ → Mn2+ + 2NH3 + 2H2O
Tc bền với nước biển nên là vật liệu lí tưởng để làm vỏ tàu biển nhưng giá của kim loại
này hiện nay lại rất đắt.
Mn tác dụng mạnh với dung dịch loãng của các axit như HCl, H2SO4 giải phóng H2 còn
Tc, Re chỉ tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc

2+


3Tc + 7HNO3 → 3HTcO4 (axit petecnetic) + 7NO + 2H2O
3Re + 7HNO3 → 3HReO4 (axit perenic) + 7NO + 2H2O
Khác với Mn và Tc thì Re Tan trong H2O2 tạo thành axit perenic
2Re + 7H2O2 → 2HReO4 + 6H2O
2.3. Trạng thái tự nhiên
Mn tương đối phổ biến trong tự nhiên, đứng thứ 3 trong các kim loại chuyển tiếp
sau Fe và Ti. Tc có lượng không đáng kể còn Re là ngyên tố hiếm rất phân tán.
Khoáng vật chính của Mn là hausmanit (Mn3O4) chứa 72% Mn, pirolusit (MnO2)
chứa 63% Mn, braunit (Mn2O3) và manganit (MnOOH)
Gấn 95% Mn ddwwocj sản xuất là dùng để luyện thép trong ngành luyện kim.
Mn có khả năng lọa Oxi, loại S trong thép và gang và có khả năng tạo hợp kim với sắt
thành thép đặc biệt nên truyền cho thép những phẩm chất tốt nhe khó rỉ, cứng và chịu
mài mòn.
Người ta dùng hợp kim feromangan chứ 70-80% Mn để đưa Mn vào trong thép.
Hợp kim đó được sản xuất trong công nghiệp bằng cách dùng than cốc khử Mn và sắt
ở nhiệt độ cao
MnO2+ Fe2O3 + 5C → Mn + 2Fe + 5CO
2.4. Phương pháp điều chế
- Mn được sản xuất theo phương pháp nhiệt nhôm: Dùng bột Al khử Mn3O4 đã được
tạo nên khi nung pirolusit ở 9000C. Không khử trực tiếp pirolusit (MnO2) vì phản ứng
của nó với Al quá mạnh.
9000 C

3MnO2 → Mn3O4 + O2
3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3
Mn tinh khiết được điều chế bằng cách điện phân dung dịch MnSO4. Mn tinh khiết
dùng để điều chế những hợp kim đòi hỏi thành phần chính xác như manganin, nicrom,

đuyara .
Reni thương mại được tách ra từ khí ống khói lò nung molypden thu được từ các quặng
sulfua đồng. Một số quặng molypden chứa 0,001% tới 0,2% rheni. Dạng kim loại được
điều chế bằng cách khử ammoni perenat với hiđrô ở nhiệt độ cao dùng làm xúc tác
trong hóa học hữu cơ (NH4ReO4 được điều chế từ sản phẩm thu hồi của lò đốt
molipđenit)
t0

2 NH4ReO4 + 7 H2 → 2 Re + 8 H2O + 2 NH3
Tương tự với Tc (lượng lớn Tc được tách ra từ chất thải của lò phản ứng hạt nhân): 2
0

t
NH4TcO4 + 7 H2 → 2 Tc + 8 H2O + 2 NH3


III. HỢP CHẤT Mn (0), Tc (0), Re (0)
Những hợp chất cacbonyl của Mn, Tc, Re có công thức chung là E2(CO)10. Phân tử có
tính nghịch từ và nguyên tử có só oxi hóa bằng không nên hợp chất là cacbonyl hai
nhân trong đó có lên kết kim loại – kim loại (E: Mn, Tc, Re)

Ví dụ Mn2(CO)10 phân tử có dạng hai hình bát diện nối với nhau qua 1 đỉnh chung,
nguyên tử Mn nằm ở tâm hình bát diện, phân tử CO nằm tại các đỉnh còn lại. Trong
phân tử mỗi nguyên tử Mn có cấu hình 3d7.
Ở điều kiện thường, các đime cacbonyl của Mn, Tc, 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.
Các đime cacbonyl này không tác dụng với nước và dung dịch axit loãng nhưng tác
dụng với dung dịch kiềm và dung dịch của kim loại kiềm trong dung môi hữu cơ
Mn2(CO)10 + 2Na → 2Na[Mn(CO)5]

Mn2(CO)10 + Br2 → 2 [Mn(CO)5]Br
IV. HỢP CHẤT CỦA MANGAN (II)
4.1. MnO
MnO là chất bột màu xám lục, có mạng lưới tinh thể kiểu NaCl, có thành phần biến đổi
từ MnO đến MnO1,5 và nón chảy ở 17800C
Không tan trong nước nhưng dễ tan trong dung dịch axit tạo thành muối Mn(II).
Khi đun nóng trong không khí ở khoảng 2000 – 3000C, mangan oxit biến thành
t0

đioxit: 2MnO + O2 → 2MnO2
Điều chế MnO: Nhiệt phân MnCO3, MnC2O4 (mangan oxalat) trong khí quyển
H2:

0

t
MnCO3 → MnO + CO2 (t0 = 200-3000C)
t0

MnC2O4 → MnO + CO2 + CO
Hoặc điều chế bằng cách khử oxit cao của Mn bằng H2 hoặc CO ở nhiệt độ cao:
800 −9000 C

Mn3O4 + H2 → 3MnO + H2O
4.2. Mn(OH)2
Mn(OH)2 là kết tủa màu 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. Ở nhiệt độ thường,


màu trắng của kết tủa dễ chuyển thành màu nâu vì dễ bị oxi không khí oxi hóa thành

MnOOH (hay Mn2O3.H2O) rồi H2MnO3 (hay MnO2.H2O)
4Mn(OH)2 + O2 → 4MnOOH + 2H2O
Mn(OH)2 cũng dễ dàng bị oxi hóa bởi Cl2, H2O2 và các chất oxi hóa khác
Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2 → MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3 + H2O
Trong phòng thí nghiệm Mn(OH)2 được điều chế khi cho dung dịch muối mangan (II)
tác dụng với kiềm trong khí quyển H2. (Không dùng dung dịch NH3 vì sẽ không kết tủa
hoàn toàn Mn)
4.3. Muối Mn(II)
Đa số muối MN(II) dễ tan trong nước, trừ MnS, Mn3(PO4)2, MnCO3 hơi ít tan. Muối
Mn+2 bị thủy phân yếu như muối Mg+2 do ion Mn2+ và Mg2+ có bán kính ion gần bằng
nhau (Mn2+: 0,8Ao; Mg2+: 0,78Ao). Nhiều kết tinh ở dạng hiđrat, khi đun nóng các tinh
thể đó có thể mất dần nước để chuyển thành muối khan
0

0

0

9 C
27 C
43 C
→ MnSO4.4H2O 
→ MnSO4.2H2O
VD MnSO4.7H2O → MnSO4.5H2O 
0

0

60 −100 C

150 − 280 C

→ MnSO4.H2O 
→ MnSO4

Trong tinh thể hiđrat MnCl2.xCl2 mất nước dần dần và cuối cùng thành muối bazơ vì bị
phân hủy tạo MnCl(OH). Bởi vậy muối thu được MnCl2 khan cần phải đun nóng hiđrat
trong khí quyển H2.
Khi nung với hỗn hợp của chất kiềm và chất oxi hóa (như KNO3, KClO3), muối Mn(II)
biến thành muối manganat có màu lục.
t 0C

MnSO4 + 2K2CO3 + 2KNO3 → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2CO2
Các muối Mn(II) ở dạng tinh thể hiđrat ngậm nước được điều chế bằng tác dụng của
MnO hoặc Mn(OH)2 với axit. Các muối khan thường được điều chế bằng phương pháp
không hoặc trong những dung môi không phải nước
t 0C

VD: Mn2(CO)10 + 4N2O4 → 2Mn(NO3)2 ?+ 4NO + 10CO
Muối nitrat khan đó không tan trong N2O4 lỏng nên dễ dàng kết tủa.
Muối Mn+2 thường có màu hồng nhạt, khi tan trong nước cho dung dịch gần như
không màu chứa ion bát điện [Mn(H2O)6]2+. Ion Mn+2 có khả năng tạo nhiều phức
nhưng hằng số bền của phức không lớn hơn so với các phức của kim loại hoá trị 2 khác
như Fe, Co, Ni, Cu... vì Mn2+ có bán kính lớn và năng lượng làm bền của phức đều
bằng không. Trạng thái oxi hoá +2 là bền nhất của mangan trong môi trường axit.
Muối Mn+2 chỉ bị oxi hoá bởi chất oxi hoá mạnh như PbO2, NaBiO3, (NH4)S2O8 thành
MnO4- màu tím.
2MnSO4 +5NaBiO3+16HNO3 → 2HMnO4+5Bi(NO3)3+2Na2SO4+NaNO3+ 7H2O
5PbO2+ 2MnSO4 + 6HNO3 → 2HMnO4+ 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

Khi nung với hỗn hợp gồm chất kiềm và chất oxi hoá như KNO3, KClO3, muối
Mn chuyển thành muối manganat màu lục.
MnSO4 + 2K2CO3 + 2KNO3 → K2MnO4 + 2KNO2+ K2SO4+ 2CO2
V. HỢP CHẤT CỦA MANGAN (III)
Trong môi trường kiềm ở trạng thái oxi hóa + 3 là bền nhất của Mn
5.1. Mn2O3: là chất bột màu đen không tan trong nước
2+

950 −11000 C

3Mn2O3 → 2Mn3O4 + 1/2O2
Đun nóng trong khí quyển H2 ở 3000C tạo thành MnO.
Mn2O3 + H2SO4 (l) → MnO2 + MnSO4 + H2O
Mn2O3 + 2HNO3 (l) → MnO2 + Mn(NO3)2 + H2O
Mn2O3 + 3H2SO4 (đặc) → Mn2(SO4)3+ 3H2O
Mn2O3 tồn tại trong thiên nhiên dưới dạng khoáng vật braunit. Oxit đó điều chế được
khi nung MnO2 trong không khí ở 550 – 9000C.
5.2. Mangan (III) hiđroxit
Mangan (III) hiđroxit không có thành phần ứng đúng công thức Mn(OH)3 mà là hiđrat
Mn2O3.xH2O. Ở 1000C hiđrat này mất bớt nước tạo thành Mn2O3.H2O thường được
biểu diễn bằng công thức MnOOH.
Monohiđroxit là chất ở dạng tinh thể màu nâu gần như đen, không tan trong nước. Ở
365 – 4000C nó mất nước biến thành Mn2O3. Khi tác dụng với dung dịch axit loãng nó
thường tạo nên MnO2 và muối mangan (II). Với 1 số axit hữu cơ như axit oxalic, axit
xitric, axit salixilic, nó tạo nên hợp chất bền của Mn(III).
Trong phòng thí nghiệm, mangan (III) hiđroxit được điều chế khi cho chất oxi hóa như
Cl2, KMnO4 tác dụng với huyền phù MnCO3 ở trong nước.
3MnCO3 + Cl2 + H2O → 2MnOOH + MnCl2 + 3CO2
8MnCO3 + 2KMnO4 + 6H2O → 10MnOOH + 2KOH + 8CO2

* Muối Mn+3
Muối Mn3+ không bền, trong dung dịch dễ bị phân hủy
2Mn3+ + 2H2O → MnO2 + Mn2+ + 4H+
Mn3+ chỉ bền trong phức chất.
5.3. Trimangan tetraoxit
Là chất ở dạng tinh thể nóng chảy ở 15900C, có thể có các màu vàng, đỏ hoặc đen tùy
thuộc vào phương pháp điều chế.
Oxit Mn3O4 tồn tại tự do trong thiên nhiên dưới dạng khoáng vật hausmanit. Oxit đó
được điều chế khi nung MnO2 hay Mn2O3 ở 9000C hoặc dùng khí H2 khử các oxit đó ở
khoảng 2000C


2000 C

3MnO2 + 2H2 → Mn3O4 + 2H2O
VI. HỢP CHẤT CỦA MANGAN (IV)
* Mangan đioxit
MnO2 là chất bột màu đen có thành phần không hợp thức. Khi đun nóng nó phân hủy
tạo thành các oxit thấp hơn:
> 5000 C

> 9000 C

MnO2 → Mn2O3 → Mn3O4
Ở điều thường, có là oxit bền nhất trong các oxit của mangan, không tan trong nước và
tương đối trơ.
Khi đun nóng, nó tan trong axit và kiềm như 1 oxit lưỡng tính. Khi tan trong
dung dịch axit, nó không tạo nên muối kém bền của Mn4+ theo phản ứng trao đổi mà
tác dụng như chất oxi hóa.
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O.

Khi tan trong H2SO4 đặc, MnO2 tạo nên muối Mn(III) và giải phóng O2,
Mn(SO4)2 + 2H2O → 2Mn2(SO4)3 + 2H2SO4 + O2
Khi tan trongdung dịch KOH đặc nó tạo nên dung dịch màu xanh lam chứa các
ion Mn(III), Mn(V) vì trong điều kiện này Mn(IV) không tồn tại được:
2MnO2 + 6KOH → K3MnO4 + K3[Mn(OH)6]
Muối K3MnO4 chỉ tồn tại trong dung dịch kiềm mạnh và trong môi trường khác tự phân
hủy:
2MnO43- + 2H2O → MnO42- + MnO2 + 4OHKhi nấu chảy với chất kiềm hay oxit bazơ mạnh, nó tạo nên muối manganit
MnO2 + 2NaOH → Na2MnO3 + H2O
MnO2 + CaO → CaMnO3
Ở nhiệt độ cao, MnO2 có thể bị H2, CO, C khử thành kim loại. Huyền phù MnO2 trong
nước ở 00C tác dụng với khí SO2 tạo thành Mn(II) đithionat:
MnO2 + 2SO2 → MnS2O6
Và khi đun nóng tạo thành MnSO4: MnO2 + SO2 → MnSO4
Khi nấu chảy với chất kiềm nếu có mặt hất oxi hóa như KNO3, KClO3 hay O2 MnO2 bị
oxi hóa thành MnO42MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + H2O
2MnO2 + O2 + 4KOH → 2K2MnO4 + 2H2O
Ở dạng bột nhỏ MnO2 được dùng làm xúc tác cho phản ứng phân hủy KClO3, H2O2,
cho phản ứng oxi hóa NH3 đến NP và biến axit CH3COOH thành CH3COCH3. MnO2
được đưa vào nguyên liệu nấu thủy tinh và truyền cho thủy tinh màu hồng hay màu
đen,…


Như vậy MnO2 có tính oxi hóa mạnh và có cả tính khử.
0

t C
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

MnO2 + 2H2SO3 → MnS2O6 + 2H2O0

MnO2 + 4KOH + O2

0

250 C

→

K2MNO4 + 2H2O

MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O
MnO2 được dùng để khử màu thủy tinh, tạo màu cho men (đỏ, nâu, đen). Nó còn là vật
liệu không thể thiếu trong pin khô: được sử dụng làm điện cực anot nhờ có khả năng
tạo thế điện cực:
MnO2 + 4H+ - 2e → Mn2+ + 2H2O

E0 = 1,23 V

Như vậy, phạm vi ứng dụng của MnO2 khá rộng. Tuy nhiên, chỉ một lượng rất ít
mangan dioxit tự nhiên chất lượng cao mới đáp ứng các yêu cầu cho những mục đích
trên. Phần còn lại phải tổng hợp. Mỗi năm thế giới sản xuất hàng triệu tấn MnO2 dùng
làm tác nhân oxi hóa, sản xuất pin khô, xử lí nước thải, phục vụ công nghiệp thủy tinh.
Có nhiều cách điều chế MnO2:
Phương pháp điện phân:
MnO2 được điều chế bằng cách điện phân dung dịch MnSO4 trên 5%, ấm, trong axit
(pH 3 – 4). Anod thường làm bằng titan, catod là graphit. Tiến hành điện phân bằng
một dòng điện có mật độ dòng là 275 A/m2. Khi đó, MnO2 sẽ lắng đọng tại anod. Phản
ứng được đề nghị:
MnSO4 + 2H2O  MnO2 + H2 + H2SO4
Phương pháp hóa học:

Trong phương pháp này, ta có hai phương pháp nhỏ là phương pháp khô và phương
pháp ướt.
Phương pháp khô: nhiệt phân muối mangan(II) như MnCO3, Mn(NO3)2 trong điều kiện
có tác nhân oxi hóa, thường là không khí.
Mn(NO3)2 → MnO2 + NO2
Phương pháp ướt: khử dung dịch permangant bởi những chất khử như hydro peroxit,
axit nitrit, ion sunfit, axit photphorơ … hoặc oxi hóa ion Mn2+ bởi những chất oxi hóa
mạnh như O3, S2O82-, Cl2, MnO4- …
Mn(OH)2 + KOH + Cl2 → MnO2 + 2KCl + 2H2O
3Mn2+ + 2MnO4- + 2H2O → 5MnO2 + 4H+
KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
* Muối Mn+4:
Muối Mn+4 không có nhiều, ion Mn4+ bị thuỷ phân mạnh trong dung dịch tạo MnO2
nhưng được làm bền hơn trong các phức.*


VII. HỢP CHẤT CỦA MANGAN (VI)
Ion MnO42- có màu lục thẫm
Na2MnO4 và K2MnO4 là những chất ở dạng tinh thể màu lục – đen, phân hủy trên
t 0C

5000C
2K2MnO4 → 2K2MnO3 + O2
Tinh thể Na2MnO4.10H2O đồng hình với Na2SO4.10H2O
Manganat kim loại kiềm tan và bền trong dung dịch kiềm nhưng tự phân hủy trong các
môi trường trung tính và axit:
3MnO42- + 2H2O → 2MnO4-- + MnO2 + 4OH—
Bởi vậy dung dịch Manganat trong kiềm được pha loãng bằng nước hoặc khi để lâu
trong không khí chứa CO2, màu lục thẫm trở thành màu tím và có kết tủa màu đen.
2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl

K2MnO4 là sản phẩm trung gian dùng để chế chế KMnO4.
Điều chế: K2MnO4 bằng cách nấu chảy bột pirolusit với KOH hay K2CO3 khi có mặt
oxi không khí: 2MnO2 + O2 + 4KOH → 2K2MnO4 + 2H2O
Hiệu suất phản ứng được nâng cao khi thay O2 bằng KClO3 hay KNO3.
VIII. HỢP CHẤT CỦA Mn (VII)
7.1. Oxit pemanganic
Oxit pemanganic ở nhiệt độ thấp là chất ở dạng tinh thể màu lục thẫm, bền dưới
0
– 5 C, nóng chảy ở 60C biến thành chất lỏng giống như dầu có màu đỏ thẫm trong ánh
sáng phản chiếu. Tinh thể có kiến trúc phân tử giống với Cl2O7. Ở 100C nó phân hủy
nổ: Mn2O7 → 2MnO2 + O3
Mn2O7 + H2O → 2HMnO4
Mn2O7 là chất oxi hóa mạnh, tác dụng nhiều với chất vô cơ và hữu cơ:
VD: 2Mn2O7 + 2(C2H5)2O + 9O2 → 4MnO2 + 8CO2 + 10H2O
Thí nghiệm chứng minh Mn2O7 tác dụng với C2H5OH: Lấy 1 ít axit H2SO4 đặc vào đáy
ống thử, thêm cẩn thẩn rượu etylic vào ống thử để lớp rượu và lớp axit không trộn lẫn
với nhau, thả nhẹ 1,2 tinh thể KMnO4 vào ống thử. Tinh thể đi xuyên qua lớp rượu đến
axit, tác dụng với axit:
KMnO4 + H2SO4 → HMnO4 + KHSO4+
2HMnO4 → Mn2O7 + H2O
Tinh thể Mn2O7 tác dụng với rượu ở ranh giới tiếp xúc gây lên những tia lửa rực sáng
và đẹp.
7.2. Axit pemanganic
Axit pemanganic chỉ tồn tại trong dung dịch nước, có màu tím – đỏ, tương đói bền
trong dung dịch loãng nhưng phân hủy khi dung dịch có nồng độ trên 20%.
2HMnO4 → 2MnO2 + O3 + H2O
H 2 SO4


Axit pemanganic và muối pemanganat đều là chất oxi hóa mạnh. Axit pemanganic

được tạo nên khi hòa tan hoàn toàn Mn2O7 trong nước đã được làm lạnh hoặc cho muối
pemanganat tác dụng với dung dịch axit loãng.
Ba(MnO4)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HMnO4
7.3. Kali pemanganat
Kali pemanganat là chất dạng tinh thể màu tím đen, đồng hình với KClO4, BaSO4 và
BaCrO4. Nó tan trong nước tạo thành dung dịch màu tím – đỏ, có độ tan biến đổi tương
đối theo nhiệt độ nên tinh chế được dễ dạng khi kết tinh lại. Ngoài ra nó có thể tan
trong amoniac lỏng, piriđin, rượu và axeton
Trên 2000C bị phân hủy theo phản ứng:
t0

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Trên 5000C phân hủy theo phản ứng:
t0

4KMnO4 → 2K2MnO3 + 2MnO2 + 3O2
Kali pemanganat còn là một chất oxi hóa mạnh, thí dụ tác dụng với toluen khi đun
nóng: C6H5-CH3 + 2KMnO4 → C6H5-COOK + 2MnO2 + KOH + H2O
KMnO4 có tính oxi hoá mạnh nên được dùng làm chất oxi hoá trong tổng hợp vô
cơ và hữu cơ, dùng để tẩy trắng, sát trùng trong y học và đời sống... Khả năng oxi hoá
của KMnO4 phụ thuộc mạnh vào môi trường của dung dịch:
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O
E0 = 1,51V
MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH- E0 = 0,588V
MnO4- + e → MnO42E0 = 0,56V
Trong dung dịch axit, MnO4- có thể oxi hoá nhiều chất và chuyển về ion Mn2+
Ví dụ: 2KMnO4+5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
2KMnO4 + 5HCOOH + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + CO2 + 8H2O
Tuy nhiên, tuy không có chất khử, MnO4- có thể phân huỷ trong dung dịch axit
4MnO4- + 4H+ → 3O2 + 4MnO2 + 2H2O

Trong dung dịch trung tính, axit yếu hay kiềm yếu, ion MnO4- bị khử thành
MnO2. Ví dụ:
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 2KOH + 3Na2SO4
2KMnO4 + 3H2O2 → 2MnO2 + 2KOH + 3O2 + 2H2O
Trong dung dịch kiềm mạnh và khi có dư chất khử, ion MnO 4- bị khử đến
MnO42-. Ví dụ:
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
và khi không có chất khử, MnO4- tự phân huỷ:
4KMnO4 + 4KOH → 4K2MnO4 + O2 + 2H2O


Điều chế KMnO4 trong công nghiệp bằng cách điện phân dung dịch
ĐP
K2MnO4 với các điện cực bằng thép: 2KMnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + 2KOH + H2
– Thuốc tím – KMnO4, được bắt đầu đưa vào trị bệnh trên cá vào năm 1918.
– Thuốc tím là một chất oxy hóa mạnh, nó được dùng làm chất oxi hoá trong hoá học
hữu cơ và hóa học vô cơ
– Trong y học, dung dịch KMnO4 loãng được dùng để sát khuẩn, tẩy uế, rửa các vết
thương, rửa rau sống.
– Chất hấp thụ khí gas
– Chất khử nhiễm trùng trong nước
– Chất khử trùng trong ngành dược
– Trong hoá phân tích, dùng định lượng nhiều chất.
– Chất oxi hóa của đường saccharin, vitamin C v.v…
– Chất làm bay màu của tinh bột, vải dệt, chất béo
– Trong thủy sản, việc sử dụng thuốc tím sẽ làm giảm lượng oxy hòa tan trong ao, vì
thuốc tím sẽ diệt một lượng lớn tảo trong môi trường ao nuôi.
– Ngoài ra cũng được ứng dụng trong nông nghiệp, nuôi trồng thủy sản, ngành cơ khí
luyện kim và môi trường
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 axit tăng dần
Mn(OH)2
Mn(OH)3
Mn(OH)4
H2MnO4
HMnO4
Tính axit tăng dần
Tính a xít 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 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 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 (VII) và mangan (VII) 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 Mn2O7 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 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
(3d54s2), 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 MnO4- một
đơn vị. Sự phân bố electron hoá trị trên các obitan phân tử của ion MnO4- 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.

CHƯƠNG II: BÀI TẬP KIM LOẠI NHÓM VIIB


Bài 1: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau, ghi rõ điều kiện của phản ứng
nếu có:
Mn3O4 + Al →
MnO2 + HCl →

KMnO4 + H2SO4 đ →
Mn(OH)2 + KOH + Cl2 →
Mn(OH)2 + H2O2 →
MnSO4 + K2CO3 + KNO3 →
Mn2O3 + H2SO4 (l) →
Mn2O3 + H2SO4 (đặc) →
MnCO3 + Cl2 + H2O →
MnCO3 + KMnO4 + H2O →
1380 C

MnO2 + H2SO4(đặc) →
MnO2 + KNO3 + K2CO3 →
MnO2 + O2 + KOH →
K2MnO4 + Cl2 →
MnO2 + O2 + KOH →
Mn2O7 + H2O →

Mn2O7 + (C2H5)2O + O2 →
Ba(MnO4)2 + H2SO4 →
C6H5-CH3 + KMnO4 →
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4→
KMnO4 + PH3 + H2SO4→
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4→
KMnO4 + H2SO4 + 5Zn→
KMnO4 + K2SO3 + KOH→
Đặt vấn đề: Bài tập tập chung khai thác về tính chất hóa học của các hợp chất của
Mangan, giúp HS vận dụng tốt trong các đề thi HSG.
Hướng dẫn
3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + H2SO4 đ → K2SO4 + Mn2O7 + H2O
Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2 → MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 → H2MnO3 + H2O


MnSO4 + 2K2CO3 + 2KNO3 → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2CO2
Mn2O3 + H2SO4 (l) → MnO2 + MnSO4 + H2O
Mn2O3 + 3H2SO4 (đặc) → Mn2(SO4)3 + 3H2O
3MnCO3 + Cl2 + H2O → 2MnOOH + MnCl2 + 3CO2
8MnCO3 + 2KMnO4 + 6H2O → 10MnOOH + 2KOH + 8CO2
1380 C

4MnO2 + 6H2SO4(đặc) → 2Mn2(SO4)3 + 6H2O + O2
MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + H2O
2MnO2 + O2 + 4KOH → 2K2MnO4 + 2H2O
2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl
2MnO2 + O2 + 4KOH → 2K2MnO4 + 2H2O
Mn2O7 + H2O → 2HMnO4

2Mn2O7 + 2(C2H5)2O + 9O2 → 4MnO2 + 8CO2 + 10H2O
Ba(MnO4)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HMnO4
C6H5-CH3 + 2KMnO4 → C6H5-COOK + 2MnO2 + KOH + H2O
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4→ 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
8KMnO4 + 5PH3 + 12H2SO4→ 8MnSO4 + 4K2SO4 + 5H3PO4 + 12H2O
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4→ 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O
2KMnO4 + 8H2SO4 + 5Zn→ 2MnSO4 + K2SO4 5ZnSO4 + 8H2O
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH→K2MnO4 + 2KHCO3
Bài 2: Lấy 1 ít axit H2SO4 đặc vào đáy ống thử, thêm cẩn thẩn rượu etylic vào ống thử
3để lớp rượu và lớp axit không trộn lẫn với nhau, thả nhẹ 1,2 tinh thể KMnO4 vào ống
thử. Viết các phương trình phản ứng hóa học xảy ra:

Hướng dẫn
KMnO4 + H2SO4 → HMnO4 + KHSO4
2HMnO4 → Mn2O7 + H2O
2Mn2O7 + C2H5OH → 4MnO2 + 2CO2 + 3H2O
Nhận xét: thông qua bài tập này nhằm giúp học sinh củng cố tốt nhất về tính chất hóa
học của hợp chất Mangan (+7) đó là khả năng oxi hóa rất mạnh, bài tập có thể dùng
bồi dưỡng HSG.
Bài 3: a. Nêu dẫn chứng để minh họa Mn có khả năng tạo ra hợp chất giống với các
hợp chất của clo, của crom và của sắt.
b. Giải thích vì sao Mn là kim loại nhưng trong bảng tuần hoàn lại xếp cùng
nhóm VII với clo là phi kim?
Hướng dẫn:
H 2 SO4


a. Cũng như nhiều nguyên tố khác, nhưng kim loại đa hóa trị, ứng với bậc oxi hóa cao
đều có tính chất của phi kim.
- Clo và Mn đều tạo ra các hợp chất có cấu tạo và tính chất giống nhau: Các oxit axit
Cl2O7 và Mn2O7; các axit HMnO4, HClO4.
- Mangan và crom cũng đều tạo ra các oxit tương ứng với bậc oxi hóa thấp có tính
bazơ như MnO, CrO; các oxit tương ứng với bậc oxi hóa cao có tính axit như MnO2 và
Cr2O3; tạo ra muối cromat đồng hình với muối manganat
Mn cũng tạo ra phèn K2SO4.MnSO4.24H2O tương tự như phèn crom:
K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O.
- Mn và sắt cũng tạo ra những hợp chất có cấu tạo và tính chất tương tự nhau, tạo ra
muối kép có thành phần giống nhau như: (NH4)2SO4.MnSO4.6H2O kết tinh đồng hình
với : (NH4)2SO4.FeSO4.6H2O ,
Mn cũng tạo ra nhiều oxit tương tự oxit của sắt như:
FeO
Fe3O4

Fe2O3
MnO
Mn3O4
Mn2O3
b. Các ion Cl7+ và Mn7+ đều có lớp vỏ khí trơ nên các hợp chất ứng với bậc oxi hóa đó
đều có tính chất giống nhau.
Nhận xét: thông qua bài tập này nhằm giúp học sinh có cái nhìn tổng quan về Mn và
các hợp chất của Mn, có những so sánh với các nguyên tố đã học như clo, crom, sắt,
bài tập có thể dùng bồi dưỡng HSG.
Bài 4: Nhận xét về khả năng phản ứng của Mn và viết phương trình phản ứng với các
chất sau đây:
1/ Phản ứng với H2
2/ Phản ứng với O2 và S
3/ Phản ứng với N2
4/ Phản ứng với halogen
5/ Phản ứng với H2O
6/ Phản ứng với các axit
7/ Phản ứng với kiềm
8/ Phản ứng với muối
Hướng dẫn:
Mn có thế điện cực (-1,18V) thấp hơn Zn (-0,76V) nên về mặt nhiệt động có tính
khử cao hơn Zn, tuy nhiên bề mặt kim loại Mn có lớp oxit bền bảo vệ nên khả năng
phản ứng của Mn kém hơn Zn.
1/ Phản ứng với H2: Mn không phản ứng trực tiếp với H2 nhưng có khả năng tan
được trong Mn nóng chảy.
2/ Phản ứng với O2: Xảy ra rất khó khăn, ở điều kiện thường không có phản ứng,
ở nhiệt độ cao tạo ra các oxit phụ thuộc vào nhiệt độ:
0

450 C

Mn (bột) + O2 → MnO2


0

850 C
4Mn + 3O2 → 2Mn2O3

9500 C

5Mn + 3O2 → 2MnO + Mn3O4
Phản ứng với lưu huỳnh khi đun nóng tạo thành MnS
0

1500 C
Mn (bột) + S → MnS

3/ Phản ứng với N2
0

600 −1000 C
3Mn + N2 → Mn3N2 (hợp chất này cũng bị nước phân hủy tạo NH3 và

Mn(OH)2)
4/ Phản ứng với các halogen:
Với Cl2, Br2, I2 tạo ra sản phẩm MX2:
0

200 C
Mn + Cl2 → MnCl2

Với F2 tạo ra các sản phẩm khác nhau phụ thuộc vào nhiệt độ:
0

600 C
Mn + 2F2 → MnF4
0

100 C
3Mn +4 F2 → MnF2 + 2MnF3

5/ Mn có khả năng phân hủy nước khi đun nóng:
Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2
6/ Với axit loãng không có tính oxi hóa như HCl và H2SO4 loãng,… phản ứng với Mn
tạo ra muối ứng với bậc oxi hóa thấp và H2:
Mn + 2HCl → MnCl2 + H2
Tan trong H2SO4 đặc nóng tạo SO2
Mn + 2H2SO4 → MnSO4 + SO2 + 2H2O
Phản ứng chậm với H2SO4 đặc nguội
HNO3 loãng ăn mòn Mn tạo khí NO
3Mn + 8HNO3 → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Mn không bị thụ động hóa bởi H2SO4 đặc
7/ Mn không bị kiềm ăn mòn
8/ Mn có thể đẩy được kim loại yếu hơn ra khỏi muối.
Nhận xét: thông qua ví dụ này nhằm giúp học sinh củng cố tốt nhất về tính chất hóa
học của Mangan, một trong những nguyên tố quan trọng của nhóm VIIB, bài tập có thể
dùng bồi dưỡng HSG.
Bài 5: a. Mangan tạo ra những oxit nào?
b. Các oxit đó được điều chế bằng những phương pháp nào?

c. Nêu khái quát tính chất của các mangan oxit
Hướng dẫn
a. Mn có khả năng tạo ra các oxit ứng với bậc oxi hóa từ +2 đến +7:
MnO
Mn2O3
MnO2
Mn3O4
Mn2O7
Trong đó quan trọng là MnO, MnO2, Mn2O7
b/ Điều chế
* MnO
0

200 −800 C
- Nhiệt phân Mn(OH)2: Mn(OH)2 → MnO + H2O
0

tC
- Nhiệt phân muối cacbonat: MnCO3 → MnO + CO2
0

tC
- Nhiệt phân muối oxalat: MnC2O4 → MnO + CO2 + CO

- Khử các oxit có bậc oxi hóa cao hơn bằng H2 hoặc CO:
0

600 −800 C
Mn2O3 + CO → 2MnO + CO2

0

500 C
Mn2O3 + H2 → 2MnO + H2O
* Mn2O3
0

850 C
- Nung Mn trong O2: 4Mn + 3O2 → 2Mn2O3
8000 C

- Nung MnO2: 2MnO2 → Mn2O3 + ½ O2
- Khử MnO2 bằng NH3:
0

500 − 600 C
6MnO2 + 2 NH3 → 3Mn2O3 + N2 + 3H2O

* MnO2
0

450 C
- Nung Mn trong O2: Mn + O2 → MnO2

300 −5000 C

- Oxi hóa MnO bằng O2: MnO + ½ O2 → MnO2
0

300 C

- Oxi hóa Mn2O3 bằng O2: Mn2O3 + ½ O2 → 2MnO2

- Oxi hóa C2H5OH bằng KMnO4:
0

30 C
→ 2MnO2 + 3CH3CHO + 2KOH + 2H2O
2KMnO4 + 3C2H5OH 

- Oxi hóa MnCl2 trong dung dịch bằng O3

→ MnO2 + 2HCl + O2
MnCl2 + O3 + H2O 
- Oxi hóa MnS
* Mn2O7: Điều chế bằng cách cho H2SO4 98% tác dụng với KMnO4


→ Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O
2KMnO4 + 2H2SO4 (98%) 
c.
MnO
Mn2O3
MnO2
Trạng thái
Rắn
Rắn
Rắn
Màu sắc
Xanh thẫm
Nâu

Nâu đen
Tính axit – bazơ
Bazơ
Lưỡng tính Lưỡng tính
Hiđroxxit tương ứng Mn(OH)2
Mn(OH)3
Mn(OH)4
Tính oxi hóa khử
Oxh và khử Oxh và khử Oxh và khử
Bài 6: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
0

1/

800 C
3MnO + 2Al →

2/

1000 C
MnO + SiO2 →

3/

→
MnO + 2HCl 

4/

→

Mn2O3 + 2HNO3 (loãng, sôi) 

5/

→
Mn2O3 + 6HCl (đặc) 

6/

→
MnO2 + 4HCl (đặc, nóng) 

7/

→
4MnO2 + 6H2SO4 (đặc nóng) 

0

→
2MnO2 + 2H2SO4 (đặc, sôi) 
0

800 C
8/ 4MnO2 + 12NaOH + O2 →
0

9/

400 C

MnO2 + KNO3 + 2KOH →
0

400 C
3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3 →

→
10/ MnO2 + H2SO4 (loãng) + H2O2 
Hướng dẫn
0

1/

800 C
3MnO + 2Al → 3Mn + Al2O3

2/

1000 C
MnO + SiO2 → MnSiO3

3/

→ MnCl2 + H2O
MnO + 2HCl 

4/

→ Mn(NO3)2 + MnO2 + H2O
Mn2O3 + 2HNO3 (loãng, sôi) 

0

Mn2O7
Lỏng dạng dầu
Xanh thẫm
axit
HMnO4
Oxh mạnh


5/

→ 2MnCl2 + Cl2 + 3H2O
Mn2O3 + 6HCl (đặc) 

6/

→ MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MnO2 + 4HCl (đặc, nóng) 

7/

→ 2Mn2(SO4)3 + O2 + 6H2O
4MnO2 + 6H2SO4 (đặc nóng) 
→ 2MnSO4 + O2 + 2H2O
2MnO2 + 2H2SO4 (đặc, sôi) 
0

800 C

8/ 4MnO2 + 12NaOH + O2 → 4Na3MnO4 + 6H2O
0

9/

400 C
MnO2 + KNO3 + 2KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O
0

400 C
3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3 → 3K2MnO4 + KCl + 3CO2

→ MnSO4 + O2 + 2H2O
10/ MnO2 + H2SO4 (loãng) + H2O2 
Bài 7: Mn2O7 là chất lỏng màu xanh thẫm, tan vào nước nguội được dung dịch A. Chia
A làm 3 phần:
Phần 1: Cô đặc dung dịch A được kết tủa B và khí D1
Phần 2: Cho tác dụng với dung dịch AgNO3 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 được dung dịch D có
màu xanh lá cây và khí D1. Thổi CO2 vào dung dịch D được dung dịch D2 màu tím và
kết tủa B.
Cho ¼ dung dịch D2 tác dụng với dung dịch K2SO3 đã được axit hóa bằng H2SO4
và dung dịch D3.
Cho ¼ dung dịch D2 tác dụng với dung dịch K2CO3 trong môi trường trung tính
cho kết tủa B
Cho ¼ dung dịch D2 tác dụng với dung dịch K2SO3 đã được kiềm hóa bằng KoH
được dung dịch D4 màu xanh lá cây
Cho ¼ dung dịch D2 tác dụng với dung dịch H2O2 đã được axit hóa bằng H2SO4

được dung dịch D5 và khí D1.
Viết các phương trình phản ứng đã xảy ra và hãy cho biết các ký hiệu bằng chữ
trong bài tập trên gồm những chất gì?
Hướng dẫn:
→ HMnO4
Mn2O7 + H2O 
Dung dịch A là axit pemanganic: HMnO4
- Phần 1: Cô dung dịch A khi nồng độ quá 20%, HMnO4 bị phân hủy:
4HMnO4 → 4MnO2 + 3O2 + 2H2O


Kết tủa B là MnO2, D1 là O2
- Phần 2: Cho A tác dụng với dung dịch AgNO3:
HMnO4 + AgNO3 → AgMnO4 + HNO3
Kết tủa A2 là AgMnO4

Cho A2 tác dụng với BaCl2: BaCl2 + 2AgMnO4 → 2AgCl + Ba(MnO4)2
Kết tủa A3 là AgCl, dung dịch nước còn lại là Ba(MnO4)2
Cho nước lọc tác dụng với H2SO4 loãng
Ba(MnO4)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HMnO4
Kết tủa A4 là BaSO4, còn lại dung dịch A là HMnO4
- Phần 3: Cho phần 3 tác dụng với KOH rồi đun sôi
HMnO4 + KOH → KMnO4 + H2O

4KMnO4 + 4KOH → 4K2MnO4 + O2 + 2H2O
Dung dịch D là K2MnO4; khí D1 là O2
Thổi khí CO2 vào D:

3K2MnO4 + 2CO2 → 2KMnO4 + MnO2 + 2K2CO3
Dung dịch D2 có màu tím là KMnO4

+ ¼ dung dịch D2 tác dụng với K2SO3, axit hóa bằng H2SO4 loãng:
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
Dung dịch D3 có MnSO4 và K2SO4
+ ¼ dung dịch D2 tác dụng với K2SO3:

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 +3K2SO4 + 2KOH
Dung dịch D4 gồm K2MnO4 và K2SO4=s
+ ¼ dung dịch D2 tác dụng với H2O2, axit hóa bằng H2SO4 loãng:

2KMnO4 + 5H2O2+ 4H2SO4 → 2MnSO4 + 2KHSO4 + 5O2 + 8H2O
Dung dịch D5 có MnSO4 + KHSO4
Nhận xét: thông qua bài tập này nhằm giúp học sinh vận dụng được tính chất hóa học
của hợp chất Mangan để suy luận và đưa ra đáp án, Bài tập giúp học sinh củng cố cả
tính chất vật lý và tính chất hóa học của hợp chất của Mn.
Bài 8: Viết phương trình hóa học cho mỗi trường hợp sau:
a. Cho khí NH3 (dư) tác dụng với CuSO4.5H2O
b. Trong môi trường bazơ, H2O2 oxi hóa Mn2+ thành MnO2.
c. Trong môi trường axit, H2O2 khử MnO4- thành Mn2+
Hướng dẫn
a. Có thể viết CuSO4.5H2O ở dạng [Cu(H2O)4]SO4.H2O


[Cu(H2O)4]SO4.H2O + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4.H2O + 4H2O
b. Mn2+ + H2O2 + 2OH- → MnO2 + 2H2O

c. 2MnO4- + 5H2O2 +6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
Bài 9: Có 3 dung dịch K2CrO4, K2MnO4, K2SO4. Cho tác dụng lần lượt với các dung
dịch H2SO4 và với NaOH. Nêu hiện tượng và giải thích.
Hướng dẫn
- Cho H2SO4 vào K2CrO4 màu vàng chuyển thành màu dacam do có cân bằng:

2H+ + 2CrO42- → Cr2O72- + H2O
Cho NaOH vào K2CrO4 dung dịch không đổi màu
- Trong dung dịch ban đầu có cân bằng:


→

 2MnO4- + MnO2 + 4OH3MnO42- + 2H2O ¬ 
Cho H2SO4 vào dung dịch K2MnO4 (màu xanh thẫm) thì cân bằng chuyển dịch sang
phải, dung dịch có màu tím và có kết tủa màu nâu xuất hiện
Khi thêm NaOH vào cân bằng chuyển dịch sang trái, dung dịch không đổi màu.
- Khi thêm H2SO4 hoặc NaOH vào K2SO4 dung dịch không đổi màu.
Bài 10: Hòa tan sản phẩm rắn của quá trình nấu chảy hỗn hợp gồm bột của một
khoáng vật màu đen, kali hiđroxit và kalicolrat, thu được dung dịch có màu lục đậm.
Khi để trong không khí, màu lục của dung dịch chuyển dần sang màu tím. Quá trình
chuyển đó còn xảy ra nhanh hơn nếu sục khí clo vào dung dịch hay khi điện phân dung
dịch.
a. Hãy cho biết khoáng vật màu đen là chất gì?
b. Viết phương trình của tất cả các phản ứng xảy ra trong quá trình thí nghiệm.
Hướng dẫn
Khoáng vật màu đen là MnO2. Dung dịch màu lục đậm chuyển dần thành màu tím khi
để trong không khí chỉ có thể là dung dịch MnO42- . Ta có các phương trình phản ứng
xảy ra như sau:
3MnO2 + 6KOH + 6KClO3 → 3K2MnO4 + 3H2O + KCl
Để trong không khí màu lục đậm chuyển sang màu tím do:
3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O

2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl

→ 2KMnO4 + 2KOH + H2
2K2MnO4 + 2H2O 
Đặt vấn đề:Ngoài các câu hỏi, bài tập định tính giúp học sinh ôn tập và vận dụng
lý thuyết về kim loại nhóm VIIB, thì bài tập định lượng lại giúp học sinh phát
 đpdd


triển năng lực tính toán, năng lực tư duy logic,…đồng thời tiếp tục ôn tập củng cố
kiến thức phần kim loại nhóm VIIB.
Bài 11: Để xác định hàm lượng oxi tan trong nước người ta lấy 100,00ml nước rồi cho
ngay MnSO4 dd và NaOH vào nước. Sau khi lắc kĩ (không cho tiếp xúc với không khí)
Mn(OH)2 bị oxi oxi hóa thành MnO(OH)2. Thêm axit, khi ấy MnO(OH)2 bị Mn2+ khử
thành Mn3+. Cho dung dịch KI vào hỗn hợp, Mn3+ oxi hóa I- thành I3-. Chuẩn độ I3- hết
10,5 ml Na2S2O3 9,8.10-3M.
a. Viết các phương trình ion của các phản ứng đã xảy ra trong thí nghiệm.
b. Tính hàm lượng (mmol/l) của oxi tan trong nước.
Hướng dẫn
Các phương trình phản ứng: Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2
2Mn(OH)2 + O2 → 2MnO(OH)2

MnO(OH)2 + 4H+ + Mn2+ → 2Mn3+ + 3H2O
2Mn3+ + 3I- → 2Mn2+ + I3-

I3- + 2S2O32- → 3I- + S4O62-

nS O 2−

= 9,8x10,5.10-3 (mmol)
nO2 = 25,725 .10-3 (mmol)
Hàm lượng oxi tan trong nước là: 25,725.10-3/0,1 = 0.257 (mmol/lit)

Bài 12: Ion Ca2+ cần thiết cho máu hoạt động bình thường. Nồng độ ion canxi không
bình thường là dấu hiệu của bệnh. Để xác định nồng độ ion canxi, người ta lấy mẫu
máu, làm kết tủa ion canxi dưới dạng canxi oxalat (CaC2O4) rồi cho canxi oxalat tác
dụng với dung dịch kali pemanganat trong môi trường axit:
2 3

KMnO4 + CaC2O4 + H2SO4 → MnSO4 + CO2 + …
a.Hoàn thành phương trình phản ứng. Viết phương trình ion thu gọn.
b.Giả sử canxi oxalat kết tủa từ 1,00 ml máu một người tác dụng vừa hết với 2,05 ml
dung dịch kali pemanganat 4,88.10-4 mol/lít. Hãy biểu diễn nồng độ ion canxi trong
máu người đó ra đơn vị mg Ca2+/100ml máu
Hướng dẫn

a. 2KMnO4 + 5CaC2O4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5CaSO4 + 10CO2 + 8H2O
b. Số mol KMnO4 cần dùng để phản ứng hết với CaC2O4 kết tủa từ 100ml máu là: 0.1
mmol.
Số mol Ca2+ = 0.25 mmol; khối lượng Ca2+ trong 100ml máu là: 10 mg/100ml
Bài 13: Hòa tan hoàn toàn 0,8120 gam một mẫu quặng sắt gồm FeO, Fe2O3 và 35% tạp
chất trơ trong dung dịch HCl (dư), thu được dung dịch X. Sục khí SO2 vào dung dịch
X, thu được dung dịch Y. Dung dịch Y phản ứng vừa đủ với 22,21 ml dung dịch