CHUYÊN đề 7 CROM – sắt – ĐỒNG và một số KIM LOẠI KHÁC

Chuyên đề
7.

CROM – SẮT – ĐỒNG
VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC

A. LÍ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO
I. CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM
1. Crom
Crom có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối.
Cấu hình electron: Cr(Z = 24) :[Ar]3d 5 4s1

Crom là nguyên tố nhóm d, ở trạng thái cơ bản có 6 electron độc thân. Trong các hợp chất,
crom có số oxi hoá biến đổi từ +1 đến +6. Phổ biến hơn cả là số oxi hoá +2, +3, +6.
Crom là kim loại cứng nhất trong tất cả các kim loại.
Thế điện cực chuẩn:

Bán kính: rCr = 0,13(nm) > rCr = 0, 084(nm) > rCr = 0, 069(nm)
2+

3+

a) Tính chất hóa học
• Tác dụng với phi kim
Giống như kim loại nhôm, ở nhiệt độ thường trong không khí, kim loại crom tạo màng
mỏng Cr2O3 có cấu tạo mịn, đặc chắc và bền vững bảo vệ. Ở nhiệt độ cao, crom khử được
nhiều phi kim. Thí dụ:
0

t
4Cr + 3O 2 

→ 2Cr2 O3
0

t
2Cr + 3S 
→ Cr2S3
0

t
2Cr + 3Cl2 
→ 2CrCl3

Trang 1


0

t
2Cr + N 2 
→ 2CrN

• Tác dụng với nước
E 0Cr3+ /Cr = −0, 74V < E 0H2O/H 2 = −0, 41V(pH = 7) nên Cr có thể khử được H2O. Tuy nhiên trong

thực tế crom không tác dụng được với nước ở nhiệt thường do có màng oxit bảo vệ. Khi
nung đến nhiệt độ nóng đỏ, crom khử được nước tạo ra khí H2.
0

t
2Cr + 3H 2 O 

→ Cr2O3 + 3H 2 ↑

Khác với Al thì Cr không tan trong dung dịch kiềm.
• Tác dụng với axit
Trong dung dịch loãng nóng, màng oxit bị phá huỷ, crom khử được H+ tạo ra muối Cr
(II) màu xanh lam và khí H2.
Cr + 2H + → Cr 2+ + H 2 ↑ E 0Cr 2+ Cr = −0,91V

Với axit có tính oxi mạnh thì crom bị oxi hoá thành muối Cr(III)
t
Cr + 6HNO3 đặc 
→ Cr ( NO3 ) 3 + 3NO 2 ↑ +3H 2O
0

t
2Cr + 6H 2SO 4 đặc 
→ Cr2 ( SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑ +6H 2O
0

0

t
Cr + HNO3 + 3HCl 
→ CrCl3 + NO ↑ +2H 2O

Tương tự như nhôm, crom không tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc, nguội mà bị “thụ
động hoá” bởi các axit này do đã tạo ra lớp oxit bền bảo vệ bề mặt crom.
b) Sản xuất
Quặng crom có ý nghĩa thực tiễn chủ yếu là cromit có thành phần FeO.Cr2O3 hay
FeCr2O4 (lẫn một ít Al2O3 và SiO2). Nước ta có mỏ cromit lớn ở Cổ Định (Nông Cống Thanh Hoá).

Từ quặng người ta không luyện ra crom nguyên chất mà luyện ra ferocrom là một trong
những hợp kim quan trọng nhất của sắt chứa trên 60% crom.
lß ®
iÖn
FeO.Cr2O3 + 4C 
→ 2Cr + Fe + 4CO

Muốn điều chế crom nguyên chất, người ta nung quặng cromit với K2CO3 trong không
khí ở nhiệt độ cao.
3
2FeO.Cr2 O3 + 4K 2CO3 + O 2 (kk) → 4K 2CrO 4
2

+

Fe 2 O3 + 4CO

tan trong nước

không

tan
Trang 2


K2CrO4 dễ hoà tan trong nước còn Fe2O3 thì không tan nên được tách ra. Khử K2CrO4
thành Cr2O bằng cacbon.
0

t

2K 2CrO 4 + 2C 
→ Cr2O3 + K 2CO3 + K 2O + CO

Cuối cùng dùng phương pháp nhiệt nhôm để khử Cr2O3.
0

t
Cr2O3 + 2Al 
→ Al 2O3 + 2Cr

2. Crom (II) oxit, CrO.
CrO là một oxit bazơ, tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng tạo thành muối
crom(II):
CrO + 2HCl → CrCl 2 + H 2O

Cro có tính khử, trong không khí dễ bị oxi hoá thành Cr2O3.
4CrO + O 2 → 2Cr2O3

3. Crom (II) hiđroxit, Cr(OH)2
Cr(OH)2 là một chất rắn màu vàng, không tan trong nước, được điều chế bằng phản ứng
(môi trường không có không khí):
CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH) 2 ↓ +2NaCl

Cr(OH)2 có tính khử, trong không khí Cr(OH)2 dễ bị oxi hoá thành Cr(OH)3:
4Cr(OH) 2 + 2H 2O + O 2 → 4Cr(OH)3

Cr(OH)2 là một bazơ, tác dụng với dung dịch axit tạo thành muối crom(II):
Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2O

4. Muối crom (II)

Muối crom (II) có tính khử mạnh. Thí dụ:
2CrCl2 + Cl2 → 2CrCl3
4CrCl2 + O 2 + 4HCl → 4CrCl3 + 2H 2O
4CrSO 4 + O 2 + 2H 2SO 4 loãng → 2Cr2 ( SO 4 ) 3 + 2H 2O

Trong phòng thí nghiệm, để điều chế muối crom (II), cho Zn tác dụng với muối crom
(III) trong môi trường axit. Điều kiện cần thiết của phản ứng là dòng hiđro thoát ra liên
tục, tránh oxi tiếp xúc với muối crom (II).
2Cr 3+ + Zn → 2Cr 2 + + Zn 2 +
Trang 3


5. Crom (III) oxit, Cr2O3
Cr2O3 là chất bột màu lục thẫm. Cr2O3 khó nóng chảy và cứng như Al2O3.
Cr2O3 không tan trong nước. Nó có tính chất lưỡng tính, tan trong dung dịch axit và bazơ
đặc.
t
Cr2O3 + 3H 2SO 4 (đặc) 
→ Cr2 ( SO 4 ) 3 + 3H 2 O
0

t
Cr2O3 + 2NaOH (đặc) +3H 2O 
→ 2Na [ Cr(OH) 4 ]
0

natri cromit
Khi nung với kiềm trong không khí hoặc với chất oxi hoá khác như KNO3 tạo ra cromat.
0

t
2Cr2O3 + 8NaOH + 3O 2 
→ 4Na 2 CrO4 + 4H 2O

Điều chế trong phòng thí nghiệm, nhiệt phân muối amoni đicromat (hay hỗn hợp
K 2 Cr2 O7 + NH 4 Cl )
t
→ N 2 ↑ +Cr2O3 + 4H 2O
( NH 4 ) 2 Cr2O7 
0

Trong công nghiệp:
0

t
K 2 Cr2 O7 + S 
→ Cr2 O3 + K 2SO 4

Hoặc:

0

t
K 2 Cr2 O7 + 2C 
→ Cr2 O3 + K 2 CO3 + CO

Cr2O3 được dùng để tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thuỷ tinh.
6. Crom (II) hiđroxit, Cr(OH)3
Cr(OH)3 là một chất kết tủa keo, màu lục xám, không tan trong nước. Chất này có tính
lưỡng tính như Al(OH)3:

Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H 2O
Cr(OH)3 + NaOH → Na [ Cr(OH) 4 ]

Cr(OH)3 cũng bị oxi hoá tạo ra cromat màu vàng khi tác dụng với Na2O2, Br2 trong dung
dịch kiềm, bột tẩy, nước Gia - ven, PbO2 ...
2Cr(OH)3 + 3Na 2O 2 → 2Na 2CrO 4 + 2NaOH + 2H 2O
2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10NaOH → 2Na 2CrO 4 + 6NaBr + 8H 2O
2Cr(OH)3 + 3NaClO + 4NaOH → 2Na 2CrO 4 + 3NaCl + 5H 2O
2Cr(OH)3 + 3PbO 2 + 4NaOH → 2Na 2CrO 4 + 3PbO + 5H 2O

Cr(OH)3 được điều chế bằng phản ứng trao đổi giữa muối crom (III) với dung dịch bazơ:
Trang 4


CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3 ↓ +3NaCl

(thiếu)
Hoặc

CrCl3 + 3NH 3 + 3H 2 O → Cr(OH)3 ↓ +3NH 4 Cl

(thiếu)
Nếu NH3 dư thì tạo ion phức amino Cr ( NH3 ) 6 

3+

3+

Cr(OH)3 + 6NH 3 (lỏng) → Cr ( NH 3 )  + 3OH −
6



7. Muối crom (III)
Muối crom III, kết tinh dạng tinh thể hiđrat, có màu. Muối crom (III) có tính oxi hoá và
tính khử.
Trong môi trường axit, muối crom (III) có tính oxi hoá và dễ bị những chất khử như Zn
khử thành muối crom (II).
2Cr 3+ + Zn → 2Cr 2+ + Zn 2+

Trong môi trường kiềm, muối crom (III) có tính khử và bị những chất oxi hoá mạnh oxi
hoá thành muối crom (IV).
2Cr 3+ + 3Br2 + 16OH − → 2CrO 42− + 6Br − + 8H 2O

Muối crom (III) được điều chế bằng cách cho Cr2O3 hay Cr(OH)3 tác dụng với dung
dịch axit.
Cr2O3 + 6H + → 2Cr 3+ + 3H 2 O
Cr(OH)3 + 3H + → Cr 3+ + 3H 2O

Muối crom (III) có ý nghĩa quan trọng trong thực tế là muối sunfat kép crom - kali hay
phèn crom-kali K 2SO 4 ×Cr2 ( SO 4 ) 3 ×24H 2O (viết gọn là KCr ( SO 4 ) 2 .12H 2O ). Phèn crom - kali
có màu xanh tím, được dùng để làm chất cầm màu trong ngành nhuộm vải. Phèn crom kali được điều chế bằng cách khử K2Cr2O7 trong dung dịch đã được axit hoá bằng H2SO4.
Tác nhân khử tốt nhất là SO2 hoặc C2H5OH.
K 2 Cr2 O7 + 3SO 2 + H 2SO 4 →  K 2SO 4 ×Cr2 ( SO 4 ) 3  + H 2O
K 2 Cr2 O7 + 3C2 H5OH + 4H 2SO 4 →  K 2SO 4 ×Cr2 ( SO 4 ) 3  + 3CH 3CHO + 7H 2O

8. Crom (VI) oxit, CrO3
CrO3 là một chất rắn, tinh thể màu đỏ thẫm. Là một oxit axit, CrO3 rất dễ tan trong nước
tạo ra hỗn hợp các axit cromic và axit đicromic.
Trang 5

CrO3 + H 2 O + H 2CrO 4 (axit cromic)
2CrO3 + H 2O → H 2Cr2O 7 (axit đicromic)

Các axit này chỉ tồn tại trong dung dịch, không tách ra được ở dạng tự do.
CrO3 có tính oxi hóa rất mạnh. Một số chất vô cơ và hữu cơ như S, P, C, NH3,
C2H5OH, .... bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3, đồng thời CrO3 bị khử thành Cr2O3. Thí dụ:
2CrO3 + 2NH 3 → Cr2 O3 + N 2 ↑ +3H 2O

Điều chế: K 2 Cr2 O7 + 2H 2SO4 → 2CrO3 + 2KHSO 4 + H 2O
9. Muối cromat và đicromat
2−
2−
Muối cromat ( CrO 4 ) và đicromat ( Cr2O7 ) là những hợp chất bền hơn nhiều So với các

axit cromic và đicromic.
Muối cromat và đicromat của kim loại kiềm tan trong nước. BaCrO 4 và PbCrO4 kết tủa màu
vàng. Giữa ion CrO 24− và ion Cr2O7− , trong nước có cân bằng:

→ 2CrO 42− + 2H +
Cr2O72− + H 2 O ¬



(màu da cam)

(màu vàng)

Do đó:
* Trong môi trường axit, cân bằng chuyển dời theo chiều nghịch, tạo thành đicromat

màu da cam:

→ Na 2 Cr2O 7 + Na 2SO 4 + H 2O
2Na 2 CrO4 + H 2SO 4 ¬



* Trong môi trường bazơ, cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận, tạo thành cromat có
màu vàng:
Na 2 Cr2O 7 + 2NaOH → 2Na 2CrO 4 + H 2O
Na 2 Cr2O 7 + Na 2 CO3 → 2Na 2CrO 4 + CO 2

Trong công nghiệp thì Na2CrO4 được điều chế bằng cách nung hỗn hợp gồm Fe (II)
cromit với Na2CO3 trong không khí.
4FeO.Cr2 O3 + 8Na 2 CO3 + 7O 2 → 8Na 2 CrO 4 + 2Fe 2O3 + 8CO 2 ↑

Dung dịch muối Ba2+ tác dụng với dung dịch Cr2O72− sẽ tạo kết tủa màu vàng BaCrO4:
Ba ( NO3 ) 2 + K 2Cr2O 7 → BaCrO 4 ↓ +2KNO3

(màu vàng)
Các muối cromat và đicromat đều là những chất oxi hóa mạnh
Trang 6


• Trong môi trường axit, muối crom (VI) bị khử thành muối crom (III):
K 2 Cr2 O7 + 14HCl (đặc) → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl 2 ↑ +7H 2O
K 2 Cr2 O7 + 6KI + 7H 2SO 4 → Cr2 ( SO 4 ) 3 + 4K 2SO 4 + 3I 2 + 7H 2O
K 2 Cr2 O7 + 6FeSO 4 + 7H 2SO 4 → Cr2 ( SO 4 ) 3 + 3Fe 2 ( SO 4 ) 3 + K 2SO 4 + 7H 2O
K 2 Cr2 O7 + 3H 2S + 4H 2SO 4 → Cr2 ( SO 4 ) 3 + 3S ↓ + K 2SO 4 + 7H 2O

• Trong môi trường trung tính tạo ra Cr(OH)3:
K 2 Cr2 O7 + 3 ( NH 4 ) 2 S + H 2O → 2Cr(OH)3 + 3S ↓ +6NH 3 ↑ +2KOH

• Trong môi trường kiềm tạo ra ion phức [ Cr(OH)6 ] :
3−

K 2 Cr2 O7 + 3 ( NH 4 ) 2 S + 4KOH + H 2 O → 2K 3 [ Cr(OH) 6 ] + 3S ↓ +6NH 3 ↑

II. SẮT VÀ HỢP CHẤT CỦA SẮT
1. Sắt, Fe
Sắt là nguyên tố d, có cấu hình electron viết gọn là [Ar]3d 6 4s 2 .
Trong hợp chất, Fe có số oxi hoá +2 hoặc +3.
Tuỳ vào nhiệt độ, kim loại sắt có thể tồn tại ở các mạng lưới tinh thể lập phương tâm
khối (Fe α ) hoặc lập phương tâm diện (Fe γ ).
Sắt có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, đặc biệt là có tính nhiễm từ.
a) Tính chất hoá học
Tính chất hoá học cơ bản của sắt là tính khử trung bình.
Fe → Fe 2+ + 2e
Fe → Fe3+ + 3e

• Tác dụng với phi kim
Khi đun nóng trong không khí khô 150 − 2000 C , sắt bị oxi hóa tạo màng mỏng ngăn sự
oxi hóa sâu hơn. Tuy nhiên trong không khí ẩm sắt bị gỉ dễ dàng theo phương trình:
4Fe + 3O 2 + nH 2 O → 2Fe2 O3 ×nH 2 O

Đốt cháy sắt trong oxi sẽ tạo ra oxit sắt từ:
0

t
3Fe + 2O 2 

→ Fe3O 4
0

t
→ 2Fe 2 O3
Nếu dùng dư O2 thì: 4Fe + 3O 2 

Sắt tác dụng được với các phi kim khác như Cl2, S, ... khi đun nóng.
Trang 7


0

t
2Fe + 3Cl 2 
→ 2FeCl3
0

t
Fe + S 
→ FeS

• Tác dụng với nước
Sắt chỉ tác dụng với H2O ở nhiệt độ cao:
0

>570 C
Fe + H 2 O →
FeO + H 2 ↑
0

<570 C
3Fe + 4H 2 O →
Fe3O 4 + 4H 2 ↑

• Tác dụng với axit
Sắt tác dụng với dung dịch HCl và H2SO4 loãng tạo ra muối Fe2+
Fe + 2H + → Fe 2+ + H 2 ↑

Sắt bị thụ động hóa trong HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội.
Sắt tác dụng với H2SO4 đặc, nóng và HNO3 loãng và HNO3 đặc nóng cho muối Fe3+:
t
2Fe + 6H 2SO 4 (đặc) 
→ Fe 2 ( SO4 ) 3 + 3SO 2 ↑ +6H 2 O
0

t
Fe + 6HNO3 (đặc) 
→ Fe ( NO3 ) 3 + 3NO 2 ↑ +3H 2O
0

Fe + 4HNO3 (loãng) → Fe ( NO3 ) 3 + NO ↑ +2H 2O

Nếu axit hết, Fe còn thì có phản ứng khử ion Fe3+ thành ion Fe2+.
Fe + 2Fe3+ → 3Fe 2+

• Tác dụng với dung dịch muối
Sắt khử được những ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hoá (có thế điện cực chuẩn
lớn hơn −0, 44 V).
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓

Fe + 2AgNO3 → Fe ( NO3 ) 2 + 2Ag ↓

Nếu Fe hết, AgNO3 hết thì:
Fe ( NO3 ) 2 + AgNO3 → Fe ( NO3 ) 3 + Ag ↓

b) Trạng thái tự nhiên
Trong tự nhiên, sắt ở trạng thái tự do trong các mảnh thiên thạch. Một số quặng sắt quan
trọng là: Quặng hematit đỏ chứa Fe2O3 khan.
Quặng hematit nấu chứa Fe2O3.nH2O
Trang 8


Quặng manhetit chứa Fe3O4, là quặng giàu sắt nhất, nhưng hiếm có trong tự nhiên.
Ngoài ra còn có quặng xiđerit chứa FeCO3, quặng pirit sắt chứa FeS2.
Để sản xuất gang người ta thường dùng manhetit và hematit.
c) Điều chế
Sắt tinh khiết được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối sắt (II) hoặc dùng H2
hay Al để khử Fe2O3.
1
®pdd
FeSO 4 + H 2 O 
→ Fe + O 2 ↑ + H 2SO 4
2

(K) (A)
0

Fe 2 O3 + 3H 2 t
→ 2Fe + 3H 2O
0

t
Fe 2 O3 + 2Al 
→ Al 2 O3 + 2Fe

2. Sắt (II) oxit, FeO
Là chất rắn màu đen, không tan trong nước.
FeO là oxi bazơ: tác dụng dễ dàng với dung dịch axit cacboxylic
FeO + 2H + → Fe 2+ + H 2 O

FeO thể hiện tính khử: Tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như H2SO4 đặc, H2SO4 loãng
hoặc đặc.
t
2FeO + 4H 2SO 4 (đặc) 
→ Fe 2 ( SO4 ) 3 + SO 2 ↑ +4H 2 O
0

t
FeO + 4HNO3 (đặc) 
→ Fe ( NO3 ) 3 + NO 2 ↑ +2H 2 O
0

t
3FeO + 10HNO3 ( loãng ) 
→ 3Fe ( NO3 ) 3 + NO ↑ +5H 2O
0

FeO thể hiện tính oxi hóa: Tác dụng với các chất khử như Al, H2, CO, ...
0

t
3FeO + 2Al 
→ Al2 O3 + 3Fe
0

FeO + H 2 t
→ Fe + H 2O
0

t
FeO + CO 
→ Fe + CO 2

Điều chế FeO:
0

ch©
n kh«ng, t
Fe(OH) 2 
→ FeO + H 2O
0

500 − 600 C
Fe 2 O3 + CO 
→ 2FeO + CO 2

3. Sắt (II) hiđroxit, Fe(OH)2
Trang 9

Là chất kết tủa mùa trắng xanh, không bền, dễ bị oxi hóa trong không khí ẩm chuyển về
Fe(OH)3 màu nâu đỏ:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2O → 4Fe(OH)3

Nhiệt phân Fe(OH)2 theo hai trường hợp:
+ Không có O2 (không khí):
0

Fe(OH) 2 t
→ FeO + H 2O

+ Có O2 (không khí):
0

4Fe(OH) 2 + O 2 t
→ 2Fe 2O3 + 4H 2O

Fe(OH)2 thể hiện tính bazơ: Tác dụng với dung dịch axit
Fe(OH) 2 + 2H + → Fe 2+ + 2H 2 O

Fe(OH)2 thể hiện tính khử: tác dụng với oxi không khí, H2SO4 đặc, HNO3, ..
t
2Fe(OH) 2 + 4H 2SO 4 (đặc) 
→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + SO 2 ↑ +6H 2 O
0

t
Fe(OH) 2 + 4HNO3 (đặc) 
→ Fe ( NO3 ) 3 + NO 2 ↑ +3H 2 O
0

t
3Fe(OH) 2 + 10HNO3 ( loãng ) 
→ 3Fe ( NO 3 ) 3 + NO ↑ +8H 2O
0

Điều chế Fe(OH)2 bằng cách cho muối sắt (II) tác dụng với dung dịch kiềm mạnh:
FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH) 2 ↓ +2NaCl

Kết tủa Fe(OH)2 tinh khiết chỉ được tạo nên ở trong khí quyển và dung dịch hoàn toàn
không có oxi.
4. Muối sắt (II)
Muối sắt (II) kết tinh từ dung dịch thường dưới dạng tinh thể hiđrat như FeSO 4 ×7H 2O,
FeCl2 ×6H 2O, Fe ( ClO 4 ) 2 ×6H 2O,…

Muối sắt (II) dễ bị oxi hóa bởi oxi không khí và các chất oxi hóa mạnh để chuyển thành
muối sắt (III):
2FeCl2 + Cl 2 → 2FeCl3

(lục nhạt)

(vàng nâu)

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2SO 4 →
5Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 2MnSO 4 + K 2SO 4 + 8H 2O

(dung dịch màu tím hồng)

(dung dịch màu vàng)
Trang 10

4FeSO 4 + O 2 + 2H 2 O → 4Fe(OH)SO 4

Sắt (II) cacbonat FeCO3
FeCO3 + 2HCl → FeCl 2 + CO 2 ↑ + H 2O
FeCO3 + H 2SO 4 ( loãng ) → FeSO 4 + CO 2 ↑ + H 2O
2FeCO3 + 4H 2SO 4 (đặc) → Fe 2 ( SO 4 ) 3 + SO 2 ↑ +2CO 2 ↑ +4H 2O
FeCO3 + 4HNO3 (đặc) → Fe ( NO3 ) 3 + NO 2 ↑ +CO 2 ↑ +2H 2 O
3FeCO3 + 10HNO3 ( loãng ) → 3Fe ( NO3 ) 3 + NO ↑ +3CO 2 ↑ +5H 2 O

Nung FeCO3:
Trong không khí:
0

t
4FeCO3 + O 2 
→ 2Fe 2 O3 + 4CO 2
0

t
→ FeO + CO 2
Trong chân không: FeCO3 

5. Sắt (III) oxit, Fe2O3.
Fe2O3 là chất rắn màu đỏ nâu, không tan trong nước, bị nhiệt phân thành oxit sắt từ Fe3O4
0

t
6Fe 2 O3 

→ 4Fe3O 4 + O 2

Fe2O3 có tính bazơ: Tác dụng với dung dịch axit
Fe 2 O3 + 6H + → 2Fe3+ + 3H 2 O

Fe2O3 có tính oxi hóa yếu: Tác dụng với các chất khử như H2, CO, Al, ... ở. nhiệt độ cao
0

t
Fe 2 O3 + 2Al 
→ 2Fe + Al 2O3
0

0

0

CO,t
CO,t
CO , t
Fe 2 O3 
→ Fe3O 4 
→ FeO 
→ Fe

Fe2O3 có sẵn trong thiên nhiên dưới dạng quặng hematit, Fe2O3 được điều chế bằng cách
nhiệt phân Fe(OH)3:
t
2Fe ( OH ) 3 
→ Fe 2 O3 + 3H 2 O

0

6. Sắt (III) hiđroxit, Fe(OH)3
Fe(OH)3 kết tủa màu nâu đỏ, không tan trong nước và có tính bazơ tan dễ trong dung dịch
axit
Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H 2O

Fe(OH)3 được điều chế bằng cách cho muối sắt (III) phản ứng với dung dịch kiềm:
Trang 11


Fe3+ + 3OH − → Fe(OH)3 ↓

7. Muối sắt (III)
Muối sắt (III) kết tinh từ dung dịch thường ở dạng tinh thể hiđrat:
FeCl3 .6H 2 O, Fe 2 ( SO 4 ) 3 .9H 2 O,…

Muối sắt (III) dễ bị thủy phân tương tự muối nhôm (III) và muối crom (III).
Dung dịch Fe2(CO3)2 không tồn tại trong dung dịch do bị thủy phân:
Fe 2 ( CO3 ) 3 + 3H 2 O → Fe(OH)3 ↓ +3CO 2 ↑

Muối sắt (III) thể hiện tính oxi hóa:
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
2FeCl3 + 2KI → 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2FeCl3 + H 2S → 2FeCl 2 + S + 2HCl

Nhận biết muối sắt (III) nhờ tác dụng với dung dịch muối kali hoặc amoni sufoxianua
(KSCN, NH4SCN) để tạo muối sắt (III) sufoxianua màu đỏ máu.

→ Fe(SCN)3 + 3KCl

FeCl3 + 3KSCN ¬



Ứng dụng của hợp chất sắt (III)
Muối FeCl3 được dùng làm chất xúc tác trong một số phản ứng hữu cơ.
Fe2(SO4)3 có trong phèn sắt - amoni, tức muối kép sắt (III) amoni sunfat

( NH 4 ) 2 SO4 ×Fe2 ( SO4 ) 3 ×24H 2O
Fe2O3 được dùng để pha chế sơn chống gỉ.
8. Gang
Gang là hợp kim sắt - cacbon (2 - 5%) và một số nguyên tố khác:
1 − 4%Si;0,3 − 5%Mn;0,1 − 2%P;0, 01 − 1%S

Phân loại: có hai loại gang là gang trắng (chứa ít cacbon và silic) và gang xám (chứa nhiều
cacbon và silic)
Sản xuất gang:
- Nguyên liệu: Quặng sắt; than cốc; chất chảy CaCO3
- Các phản ứng hóa học xảy ra trong quá trình luyện gang:
+ Phản ứng tạo thành chất khử CO:
0

t
C + O 2 
→ CO 2

Trang 12


0

t
CO 2 + C 
→ 2CO

+ Phản ứng khử oxit sắt
0

400 C
3Fe 2 O3 + CO 
→ 2Fe3O 4 + CO 2 ↑
0

500 − 600 C
Fe3O 4 + CO 
→ 3FeO + CO 2 ↑
0

700 −800 C
FeO + CO 
→ Fe + CO 2 ↑

+ Phản ứng tạo xỉ.
0

C
CaCO3 1000

→ CaO + CO 2 ↑
0

1000 C
CaO + SiO 2 
→ CaSiO 3 (canxi silicat)

9. Thép
Thép là hợp kim sắt - cacbon (0,01 - 2%) và một lượng rất ít các nguyên tố Si, Mn,...
Phân loại:
+ Thép thường (hay thép cacbon) chứa ít cacbon, silic, magan và rất ít lưu huỳnh, phốt
pho.
+ Thép đặc biệt là thép có chứa thêm các nguyên tố khác như: Si, Mn, Cr, Ni, W, ...
Sản xuất thép
+ Nguyên liệu: Gang trắng hoặc gang xám, sắt thép phế liệu; chất chảy là canxi oxit; nhiên
liệu là dầu ma-dut hoặc khí đốt; khí oxi.
+ Những phản ứng hóa học xảy ra trong quá trình luyện gang thành thép:
* Cacbon và lưu huỳnh bị oxi hóa thành những hợp chất khí tách ra khỏi gang:
C + O 2 → CO 2

S+ O2 → SO2
* Silic và photpho bị oxi hóa thành những oxit khó bay hơi:
Si + O2 → SiO2
4P + 5O2 → 2P2O5
Những oxit này hóa hợp với chất chảy là CaO tạo thành xi nổi trên bề mặt thép lỏng:
3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2
CaO + SiO2 → CaSiO3
Trang 13


Các phương pháp luyện thép: Phương pháp thổi oxi; phương pháp lò bằng; phương pháp
lò hồ quang điện.

III. ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG
1. Đồng, Cu
Kim loại đồng có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện.
Đồng có độ dẫn điện, dẫn nhiệt rất cao, chỉ thua bạc.
a) Tính chất hóa học
Đồng là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu.
Cu → Cu + + 1e
Cu → Cu 2+ + 2e

• Tác dụng với phi kim
Khi đốt nóng, Cu không cháy trong khí oxi, mà tạo thành lớp màng CuO màu đen bảo vệ
Cu không bị oxi hóa tiếp tục.
0

t
2Cu + O 2 
→ 2CuO

Nếu tiếp tục đốt ở nhiệt độ cao hơn (800 – 10000C), một phần CuO ở lớp bên trong oxi
hóa Cu thành Cu2O có màu đỏ.
0

t
CuO + Cu 
→ Cu 2O

Trong không khí khô, Cu không bị oxi hóa vì có lớp màng oxit bảo vệ. Nhưng trong không
khí ẩm, với sự có mặt của khí CO2, đồng bị bao phủ bởi lớp màng cacbonat bazơ màu
xanh CuCO3.Cu(OH)2.
Ở nhiệt độ thường hoặc khi đun nóng, đồng có thể tác dụng trực tiếp với Cl2, Br2, S,...

Cu + Cl 2 → CuCl 2
0

t
Cu + S 
→ CuS

• Tác dụng với axit
Đồng không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng. Tuy vậy với sự có mặt của oxi
không khí, Cu bị oxi hóa thành muối đồng (II):
2Cu + 4HCl + O 2 → 2CuCl 2 + 2H 2O
2Cu + 2H 2SO 4 ( loãng ) + O 2 → 2CuSO 4 + 2H 2 O

Với axit H2SO4 đặc, nóng và HNO3:

Trang 14


t0
Cu + 2H 2SO 4 (đặc) 
→ CuSO 4 + SO 2 ↑ + H 2 O
t
Cu + 4HNO3 (đặc) 
→ Cu ( NO3 ) 2 + 2NO 2 ↑ +2H 2O
0

t
3Cu + 8HNO3 ( loãng ) 
→ 3Cu ( NO3 ) 2 + 2NO ↑ +4H 2O
0

Lưu ý: Khi phản ứng với H2SO4 đặc, nóng thì một lượng nhỏ Cu bị oxi hoá thành Cu2S ở
dạng chất bột màu đen.
t
5Cu + 4H 2SO 4 (đặc) 
→ 3CuSO 4 + Cu 2S ↓ +4H 2O
0

Trong dung dịch kiềm Cu bị oxi hoá khi có mặt của oxi nên Cu phản ứng với dung dịch
NH3 tạo ra [Cu(NH3)4]2+.
2Cu + O 2 + 8NH 3 + 2H 2 O → 2 Cu ( NH 3 ) 4  (OH) 2

Cu cũng phản ứng với dung dịch KCN khi có mặt oxi vì tạo ra phức chất:
2Cu + O 2 + 8KCN + 2H 2 O → 2K 2 [ Cu(CN) 4 ] + 4KOH

• Tác dụng với dung dịch muối
Đồng khử được ion của những kim loại đứng sau nó trong dãy điện hoá ở dung dịch muối.
Cu + 2AgNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + 2Ag ↓

b) Ứng dụng của đồng
- Đồng thau là hợp kim Cu-Zn (45% Zn) có tính cứng và bền hơn đồng, dùng chế tạo
các chi tiết máy, chế tạo các thiết bị trong công nghiệp đóng tàu biển.
- Đồng bạch là hợp kim Cu-Ni (25% Ni), dùng trong công nghiệp tàu thuỷ, đúc tiền, ...
- Đồng thanh là hợp kim Cu-Sn, dùng chế tạo máy móc, thiết bị
2. Đồng (II) oxit, CuO
CuO là chất rắn màu đen, không tan trong nước
Ở 10000C bị nhiệt phân:
0

1000 C

4CuO 
→ 2Cu 2O + O 2

CuO có tính bazơ và tính oxi hóa
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2O
0

CuO + H 2 t
→ Cu + H 2 O
0

t
CuO + CO 
→ Cu + CO 2

Trang 15


0

Điều chế: Cu(OH) 2 t→ CuO + H 2O
0

CuCO3 ×Cu(OH) 2 t
→ 2CuO + CO 2 ↑ + H 2O
1
t0
Cu ( NO3 ) 2 
→ CuO + 2NO 2 ↑ + O 2 ↑
2

3. Đồng (II) hiđroxit, Cu(OH)2
Cu(OH)2 là chất kết tủa keo màu xanh. Khi đun nóng dễ bị loại nước thu được oxit.
Cu(OH)2 có tính bazơ, không tan trong nước nhưng tan dễ dàng trong dung dịch axit.
Cu(OH) 2 + HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + H 2O
Cu(OH) 2 + 2CH 3COOH → ( CH 3COO ) 2 Cu + 2H 2O

Cu(OH)2 tan dễ dàng trong dung dịch NH3 do tạo phức có màu xanh lam gọi là nước
Svayde có khả năng hòa tan xenlulozơ:
Cu(OH) 2 + 4NH 3 → Cu ( NH 3 ) 4  (OH) 2

Cu(OH)2 được điều chế:
Cu 2+ + 2OH − → Cu(OH) 2 ↓

IV. BẠC
Có tính mềm, dẻo (dễ kéo sợi và dát mỏng), màu trắng, dẫn nhiệt và dẫn nhiệt tốt nhất
trong các kim loại.
Là kim loại nặng (khối lượng riêng là 10,5 gam/cm3), nóng chảy ở 960,50C.

(

0
Có tính khử yếu, nhưng ion Ag+ có tính oxi hóa mạnh E Ag

+

/Ag

= +0,80V

)

Không bị oxi hóa trong không khí, dù ở nhiệt độ cao nhưng tác dụng với ozon ngay ở
nhiệt độ thường.
2Ag + O3 → Ag 2O + O 2 ↑

Không tác dụng với HCl, H2SO4 loãng, nhưng tác dụng với axit có tính oxi hóa mạnh
như HNO3, H2SO4 đặc nóng.
Ag + 2HNO3 (đặc) → AgNO3 + NO 2 ↑ + H 2 O
3Ag + 4HNO3 ( loãng ) → 3AgNO3 + NO ↑ +2H 2O
t
2Ag + 2H 2SO 4 (đặc) 
→ Ag 2SO 4 + SO 2 ↑ +2H 2O
0

Lưu ý: Ag có khả năng phản ứng với axit HI giải phóng H2
Trang 16


2Ag + 2HI → 2AgI + H 2 ↑

Ag bị hoà tan trong dung dịch KCN khi có mặt của oxi vì tạo ra phức chất:
4Ag + O 2 + 8KCN + 2H 2O → 4K [ Ag(CN) 2 ] + 4KOH

Khi tiếp xúc với không khí hoặc hơi nước có mặt H2S thì bạc có màu đen.
4Ag + 2H 2S + O 2 → 2Ag 2S ↓ +2H 2 O

màu đen
0

Điều chế: Ag 2S + O2 t→ 2Ag + SO 2
®
iÖn ph©
n dung dÞch
4AgNO3 + 2H 2O 
→ 4Ag ↓ +O 2 ↑ +4HNO3

Ag 2S + 4NaCN → 2Na [ Ag(CN) 2 ] + Na 2S

Từ dung dịch phức trên người ta khử bạc bằng bột kẽm hoặc nhôm:
Zn + 2Na [ Ag(CN) 2 ] → Na 2 [ Zn(CN) 4 ] + 2Ag ↓

IV. NIKEN
Là kim loại màu trắng bạc, rất cứng.
0
Có tính khử yếu hơn sắt ( E Ni

2+

/ Ni

= −0, 26V > E 0Fe2+ /Fe = −0, 44V

)

Niken có thể tác dụng được với nhiều đơn chất và hợp chất: Khi đun nóng có thể phản
ứng với một số phi kim như oxi, clo, ...; phản ứng được với một số dung dịch axit, đặc biệt
tan dễ dàng trong dung dịch axit HNO3 đặc nóng.
Ví dụ:
0

500 C
2Ni + O 2 
→ 2NiO
0

t
Ni + Cl 2 
→ NiCl 2

Ở nhiệt độ thường Ni bền với không khí, nước và một số dung dịch axit do trên bề mặt Ni
có một lớp màng oxit bảo vệ. Khi cho H2O qua Ni nung đỏ tạo ra NiO.
0

t
Ni + H 2 O 
→ NiO + H 2 ↑

Ni tác dụng với dung dịch HCl chậm hơn Fe.
Ni + 2HCl → NiCl 2 + H 2 ↑

Nhưng dễ tan trong dung dịch HNO3 loãng.
3Ni + 8HNO3 ( loãng ) → 3Ni ( NO3 ) 2 + 2NO ↑ +4H 2O

Tương tự như Fe thì Ni bị thụ động hoá bởi HNO3 đặc, nguội.
Trang 17


Điều chế:
0

NiO + H 2 t
→ Ni + H 2O
0

t
3NiO + 2Al 
→ 3Ni + Al 2O3
®
iÖn ph©
n dung dÞch
2NiSO 4 + 2H 2O 
→ 2Ni ↓ + O 2 ↑ +2H 2SO 4

V. KẼM
Là kim loại có màu lam nhạt, giòn ở nhiệt độ thường, dẻo ở nhiệt độ 100-1500C, giòn
trở lại ở nhiệt độ trên 2000C.
Kẽm là kim loại hoạt động, có tính khử mạnh, thế điện cực chuẩn của kẽm
E
= −0, 76V . Kẽm tác dụng với nhiều phi kim và các dung dịch axit, kiềm, muối. Tuy
nhiên kẽm không bị oxi hóa trong không khí, trong nước vì trên bề mặt kẽm có màng oxit
hoặc cacbonat bazơ bảo vệ. Ví dụ:
0
Zn 2+ /Zn

0

t
Zn + Cl 2 
→ ZnCl2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H 2 ↑
Zn + 4HNO3 đặc → Zn ( NO3 ) 2 + 2NO 2 ↑ +2H 2 O
4Zn + 5H 2SO 4 đặc → 4ZnSO 4 + H 2S ↑ +4H 2O
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ] + H 2 ↑

VI. THIẾC
Là kim loại màu trắng bạc, dẻo, nhiệt độ nóng chảy 2320C, nhiệt độ sôi 26200C. Thể
hiện tính khử yếu hơn kẽm và niken.
Trong không khí, ở nhiệt độ thường, Sn không bị oxi hóa; ở nhiệt độ cao Sn bị oxi hóa
thành SnO2.
0

t cao
Sn + 2O2 
→ SnO2
t
Ngoài ra: Sn + S 
→ SnS
0

0

t
Sn + 2Cl2 
→ SnCl4

Tác dụng chậm với dung dịch HCl, H2SO4 loãng.
Sn + 2HCl → SnCl 2 + H 2 ↑
Sn + H 2SO 4 ( loãng ) → SnSO 4 + H 2 ↑

Tác dụng với dung dịch HNO3 tạo muối Sn (II) nhưng không giải phóng H2.
Trang 18


3Sn + 8HNO3 ( loãng ) → 3Sn ( NO 3 ) 2 + 2NO ↑ +4H 2O

Tác dụng với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc tạo hợp chất Sn (IV).
Sn + 4HNO3 (đặc) → H 2SnO3 + 4NO 2 ↑ + H 2O

axit stanic
Tác dụng với dung dịch kiềm đặc (NaOH, KOH).
Sn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 [ Sn(OH) 4 ] + H 2 ↑
0

t
→ Sn + CO 2
Điều chế: SnO 2 + C 

VII. CHÌ
Chì có màu trắng, hơi xanh, mềm (có thể cắt bằng dao), dát mỏng và kéo sợi.
Chì là kim loại nặng, có khối lượng riêng là 11,34 g/cm3, nóng chảy ở 327,40C sôi ở
17450C.
0
Thể hiện tính khử yếu ( E Pb

2+

/Pb

= −0,13V

)

Tác dụng với một số phi kim khi nung nóng:
0

t
2Pb + O 2 
→ 2PbO
0

t
Pb + Cl 2 
→ PbCl 2
0

t
Pb + S 
→ PbS

Không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng (dưới 80%) do các muối chì không tan
(PbCl2 và PbSO4) bao bọc bên ngoài kim loại.
Tác dụng dễ dàng với dung dịch H2SO4 đặc, nóng và tạo thành muối tan Pb(HSO4)2.
Pb + 3H 2SO 4 → Pb ( HSO 4 ) 2 + SO 2 ↑ +2H 2O

Tan dễ dàng trong dung dịch HNO3 loãng, tan chậm trong dung dịch HNO3 đặc
3Pb + 8HNO3 loãng → 3Pb ( NO3 ) 2 + 2NO ↑ +4H 2O
Pb + 4HNO3 đặc → Pb ( NO3 ) 2 + 2NO 2 ↑ +2H 2O

Khi có mặt không khí, chỉ có thể tác dụng với nước và có thể tan trong axit axetic và các
axit hữu cơ khác.
2Pb + O 2 + 2H 2 O → 2Pb(OH) 2
2Pb + 4CH 3COOH + O 2 → 2Pb ( CH 3COO ) 2 + 2H 2O

Tan chậm trong dung dịch kiềm nóng (như KOH, NaOH).
Trang 19


Pb + 2KOH + 2H 2 O → K 2 [ Pb(OH) 4 ] + H 2 ↑

VIII. VÀNG
Cấu hình electron của nguyên tử Au: [Xe]4f 14Sd10 6s1
Trong các hợp chất, vàng có số oxi hóa phổ biến là +3, ngoài ra còn có số oxi hóa là +1
Là kim loại mềm, màu vàng, dẻo, có tính dẫn điện và dẫn nhiệt tốt, chỉ kém bạc và đồng.
Khối lượng riêng là 19,3 g/cm3, nóng chảy ở 1063oC.
0
Thể hiện tính khử rất yếu ( E Au

3+

/Au

= +1,50V

)

Tác dụng với Cl2 và F2 ở nhiệt độ cao.
200 C
2Au + 3Cl 2 (dư) 

→ 2AuCl3
0

0

400 C
2Au + 3F2 
→ 2AuF3

Vàng không bị oxi hóa trong không khí dù ở nhiệt độ nào và không bị hòa tan trong axit,
kể cả HNO3, nhưng vàng bị hòa tan trong:
- Nước cường toan (hỗn hợp 1 thể tích HNO3 và 3 thể tích HCl đặc)
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO ↑ +2H 2O

- Dung dịch muối xianua của kim loại kiềm, như NaCN, tạo thành ion phức [Au(CN)2]-.
4Au + O 2 + 8NaCN + 2H 2O → 4Na [ Au(CN) 2 ] + 4NaOH

- Thủy ngân, vì tạo thành hỗn hống với Au (chất rắn, màu trắng). Đốt nóng hỗn hống, thủy
ngân bay hơi còn lại vàng.
XIX. MANGAN
Cấu hình electron của nguyên tử Mn :[Ar]3d 5 4s 2
Trong các hợp chất, mangan có số oxi hóa phổ biến là +2, +4 và +7, ngoài ra còn tạo
các hợp chất với bậc oxi hóa +3, +4 và +6.
Mangan chiếm khoảng 0,09% trọng lượng vỏ Trái Đất, đứng thứ 13 về độ phổ biến và
đứng hàng thứ ba trong số các kim loại chuyển tiếp.
Mangan tồn tại trong nhiều loại quặng, chủ yếu là quặng pirolusit (MnO2); ngoài ra một
số khoáng chất khác có chứa mangan như bronit (Mn2O3); manganit Mn2O3.H2O và các
muối sunfua như MnS, MnS2, ...
Khối lượng riêng là 7,4 gam/cm3, nóng chảy ở 12440C.
0

Thể hiện tính khử trung bình ( E Mn

2+

/Mn

)

= −1,18V .
Trang 20


Sơ đồ thế điện cực của mangan:
- Trong môi trường axit:

- Trong môi trường kiềm:

- Mangan không phản ứng trực tiếp với hiđro, nhưng khí H2 tan được trong mangan
nóng chảy.
- Trong không khí, mangan ở dạng khối rắn, không bị oxi hóa ngay cả khi đun nóng vì
được bao bọc bởi lớp oxit mỏng bảo vệ cho kim loại; nếu ở trạng thái bột kim loại lại dễ bị
oxi hóa hơn, nhưng nói chung mangan rất khó phản ứng với oxi, tạo ra Mn3O4 ở 9400C.
0

t
3Mn + 2O 2 
→ Mn 3O 4

- Mangan phản ứng trực tiếp với lưu huỳnh, selen, telu tạo ra các hợp chất như MnS,
MnSe, MnSe2, MnTe, MnTe2, ...

- Mangan hóa hợp trực tiếp với nitơ tạo ra Mn3N2 ở 600 - 10000C.
0

t
N 2 + 3Mn 
→ Mn 3 N 2

- Mangan phản ứng trực tiếp với photpho khi nung trong ampun hàn tạo ra các chất Mn3P2,
MnP, ...
- Mangan hóa hợp trực tiếp với cacbon và silic tạo ra các hợp chất MnC, Mn3C3, Mn3Si, ...
- Mangan phản ứng mạnh với các halogen tạo muối MnX2. Thí dụ:
Mn + Cl 2 → MnCl 2

- Mangan phản ứng được với H2O khi đun nóng.
Mn + 2H 2 O → Mn(OH) 2 + H 2 ↑

- Mangan tan trong dung dịch axit loãng như HCl, H2SO4 loãng giải phóng H2.
Mn + 2HCl → MnCl 2 + H 2 ↑
Trang 21


- Mangan tan trong H2SO4 đặc tạo ra SO2, nếu H2SO4 đặc, nguội phản ứng xảy ra chậm,
nhưng khi đun nóng phản ứng xảy ra rất nhanh.
Mn + 2H 2SO 4 → MnSO 4 + SO 2 ↑ +2H 2O

Với HNO3 loãng tạo ra khí NO.
3Mn + 8HNO3 → 3Mn ( NO3 ) 2 + 2NO ↑ +4H 2O

- Mangan không phản ứng với dung dịch kiềm.
- Mangan được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm từ các oxit MnO và Mn3O4.

0

t
3Mn 3O 4 + 8Al 
→ 4Al2 O3 + 9Mn

Cũng có thể điều chế bằng phương pháp nhiệt silic:
0

t
MnO 2 + Si 
→ Mn + SiO 2

Trong công nghiệp mangan được điều chế bằng cách nung cacbon để khử oxit mangan
trong lò điện.
Mangan cũng được điều chế bằng phương pháp điện phân dung dịch muối sunfat.
- Một số hợp chất của mangan:
+ Mangan (II) hiđroxit, Mn(OH)2: Là chất rắn màu trắng, được điều chế từ phản ứng
của dung dịch muối mangan (II) với kiềm:
2Mn SO 4 + 2NaOH → 2Mn (OH) 2 ↓ + Na 2SO 4

Trong không khí, có mặt O2 thì Mn(OH)2 bị oxi hóa dần theo phương trình:
2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 2Mn(OH) 4

Mn(OH)2 là một bazơ.
Mn(OH) 2 + H 2SO 4 → MnSO 4 + 2H 2O

+ Mangan (IV) oxit, MnO2: Là chất bột, màu nâu đen, không tan trong nước và được điều
chế bằng cách đun nóng Mn(NO3)2 đến 2000C.
t

Mn ( NO3 ) 2 
→ MnO 2 + 2NO 2
0

0

t
→ Mn 3O 4 + O 2
Khi đun nóng bị phân hủy: 3MnO 2 

Khi đun với H2SO4 đặc nóng tạo ra O2:
0

t
2MnO 2 + 2H 2SO 4 
→ 2MnSO 4 + O 2 ↑ +2H 2O

MnO2 có tính oxi hóa mạnh và cả tính khử.
Trang 22


MnO 2 + 4HCl → MnCl2 + Cl 2 ↑ +2H 2O
MnO 2 + H 2 C2 O 4 + H 2SO 4 → MnSO 4 + 2CO 2 ↑ +2H 2O
MnO 2 + H 2 O 2 + H 2SO 4 → MnSO 4 + O 2 ↑ +2H 2O
2MnO 2 + 4KOH + O 2 → 2K 2 MnO 4 + 2H 2O
3MnO 2 + KClO3 + 6KOH → 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2O
2MnO 2 + 3PbO 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 3Pb ( NO 3 ) 2 + 2H 2O

+ Kalipemanganat, KMnO4: Ở trạng thái rắn là những tinh thể hình thoi, dễ kết tinh màu
tím đỏ gần đen, có ánh kim. Tan trong nước có màu tím đậm; dung dịch loãng có màu đỏ.

Khi nung nóng đến 2000C, ở trạng thái kết tinh KMnO4 bị phân hủy theo phản ứng:
0

2KMnO 4 t
→ K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 ↑

Khi đun sôi với dung dịch kiềm tạo ra K2MnO4 và O2.
0

t
4KMnO 4 + 4KOH 
→ 4K 2 MnO 4 + 2H 2 O + O 2 ↑

KmnO4 là chất oxi hóa mạnh. Tính oxi hóa phụ thuộc vào môi trường của dung dịch, mạnh
nhất là môi trường axit.

Ví dụ: 2KMnO 4 + 5K 2SO3 + 3H 2SO 4 → 2MnSO 4 + 6K 2SO 4 + 3H 2O
2KMnO 4 + 3K 2SO3 + H 2 O → 2MnO 2 ↓ +3K 2SO 4 + 2KOH
2KMnO 4 + K 2SO3 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + K 2SO 4 + H 2O

B. PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH CÁC DẠNG BÀI TẬP
DẠNG 1: GIẢI THÍCH QUY LUẬT BIẾN THIÊN TÍNH CHẤT CỦA ĐƠN CHẤT VÀ
HỢP CHẤT

Phương pháp: Nắm vững cấu tạo nguyên tử, quy luật biến thiên tính chất của các đơn
chất Cr, Fe, Cu, Zn, Ag, Mn... và các hợp chất của chúng.
Ví dụ 1:
a) Tại sao hợp chất Cr (III) lại giống với hợp chất Al (III) ?
Trang 23

b) Tại sao Cu, Ag, Au đều cho các bậc oxi hóa +1, +2 và +3, nhưng bền đối với Cu là
+2, với Ag là +1 và với Au là +3
Giải
a) C (III) giống Al (III) về thành phần hợp chất và tính chất hóa học vì tác dụng phân cực
0
hóa của ion Cr3+ và ion Al3+ gần bằng nhau (gây ra bởi điện tích +3) rCr = 0,55A gần bằng
3+

rAl3 = 0,57A 0 và độ âm điện của Al ( χ Al = 1, 61) gần bằng Cr ( χCr = 1, 66 ) .

b) Do hiện tượng bão hòa gấp phân mức (n - 1)d mà có sự chuyển 1 electron trên phân
mức ns vào phân mức (n - 1 )d, do đó cấu hình electron của
Cu đáng lẽ [Ar]3d 9 4s 2 lại là [Ar]3d10 4s1
9
2
10
1
Ag đáng lẽ [ Kr ] 4d 5s lại là [ Kr ] 4d 5s
9
2
10
1
Au đáng lẽ [ Xe] 5d 6s lại là [ Xe] 5d 6s

Kết quả của sự chuyển 1 electron ns vào phân mức (n - 1)d là làm bền thêm phân mức ns,
dẫn đến năng lượng phân mức ns và phân mức (n – 1)d gần bằng nhau, hay nói cách khác,
cấu hình 18 electron của lớp vỏ (n – 1)d không hoàn toàn bền. Nên khi bị kích thích thì 1
hoặc 2 electron ở phân mức (n – 1)d có thể tham gia hình thành liên kết hóa học. Do đó,
Cu, Ag và Au đều có bậc oxi hóa +1 (khi nhường 1 electron trên phân lớp ns) +2 (khi

nhường thêm 1 electron trên phần lớp (n - 1)d) và +3 (khi nhường thêm 1 electron trên
phân lớp (n – 1)d nữa).
Bậc oxi hóa bền của Cu là +2, Ag là +1 và Au là +3 vì:
• Ở Cu: 1 electron trên phân lớp 4s và 1 electron trên phân lớp 3d vừa chuyển từ phân lớp
4s vào do hiện tượng bão hòa gấp phân mức 3d liên kết yếu hơn với phân mức 3d, đồng
thời dễ nhường khi cung cấp năng lượng nhỏ. Do đó, bậc oxi hóa +2 bền.
• Ở Ag: Bậc oxi hóa +1 bền đặc biệt và cấu hình 4d10 bền hơn cấu hình 3d10 của Cu do đã
được hình thành ở Pd... 4d105s0, xếp trước Ag.
•Ở Au: Bậc oxi hóa +3 bền vì cấu hình electron 5d10 chưa bền. Do năng lượng các obitan
5d và 6s gần nhau, hiện tượng bão hòa bắt đầu xuất hiện ở Pt xếp trước Au. Pt có cấu
hình ...5d96s1 và Au được điền tiếp 1 electron vào phân mức 5d để có cấu hình ... 5d10 6s1 .
Cả 3 electron (1 electron trên obitan 6s và 2 electron trên obitan 5d đều liên kết yếu với
nguyên tử nên dễ nhường electron để hình thành liên kết hóa học.
Ví dụ 2: Nêu và giải thích quy luật biến thiên các tính chất hóa học của hai dãy hiđroxit
bậc oxi hóa +4 và +2 của Ge, Sn và Pb.
Giải
• Theo dãy: Ge ( OH ) 2 − Sn ( OH ) 2 − Pb ( OH ) 2
Trang 24


- Lưỡng tính: Tính bazơ > tính axit. Tính bazơ tăng và tính axit giảm từ trái qua phải vì tác
dụng phân cực hóa của ion M2+ giảm do rM tăng gây ra.
2+

- Tính khử: Vì M có bậc oxi hóa dương. Theo dãy trên từ trái qua phải tính khử giảm vì độ
bền của bậc oxi hóa +2 tăng.
• Theo dãy: Ge ( OH ) 4 − Sn ( OH ) 4 − Pb ( OH ) 4
- Lưỡng tính: Tính bazơ < tính axit. Tính bazơ tăng và tính axit giảm từ trái qua phải vì tác
dụng phân cực hóa của ion M4+ giảm do rM tăng gây ra.
4+

- Tính oxi hóa: Vì M có bậc oxi hóa dương cao nhất (+4). Theo dãy trên từ trái qua phải
tính oxi hóa tăng và độ bền của bậc oxi hóa +4 giảm.
Trong hai dãy trên, dãy M(OH)2 thể hiện tính bazơ mạnh hơn dãy M(OH)4 vì tác dụng
phân cực hóa của ion M2+ yếu hơn so với M4+.
Ví dụ 3: Trên sơ đồ ghi các giá trị thể khử chuẩn của các hệ có Fe tham gia trong môi
trường axit và trong môi trường kiềm:
Môi trường axit:
1,9 V
+0,77V
0,44v
FeO 24− +
→ Fe3+ ×aq 
→ Fe 2 + ×aq −
→ Fe

(1)

Môi trường kiếm:
+0,9V
−0,9v
−0,6V
FeO 24− 
→ Fe(OH)3 
→ Fe
→ Fe(OH) 2 

(2)

Dựa vào sơ đồ trên, hãy giải thích tại sao:

a) Fe (III) thể hiện tính oxi hóa trong môi trường axit, Fe (II) thể hiện rõ tính khử trong
môi trường kiềm, Fe (VI) chỉ điều chế được trong môi trường kiềm mạnh.
b) Fe tác dụng với dung dịch HCl loãng cho Fe (II) mà không cho Fe (III), trái lại Fe bị oxi
hóa bởi oxi không khí trong môi trường kiềm mạnh đến Fe(OH)3.
Giải
a) Theo sơ đồ (1), vì E Fe /Fe = +0, 77V > 0 nên dạng khử tương đối bền hơn dạng oxi hóa
tức Fe3+ có xu hướng chuyển thành Fe2+:
0

3+

2+

Fe3+ + 1e → Fe 2+
0
Thực vậy, vì E Fe

3+

/Fe 2+

(= +0, 77V) > E 0Fe2+ /Fe (= −0, 44V) nên phản ứng diễn ra là

Fe + 2Fe3+ → 3Fe 2+

Nghĩa là Fe (III) thể hiện tính oxi hóa (khi tác dụng với chất khử Fe) trong môi trường
axit.

Trang 25