Bài 26. Luyện tập: Nhóm halogen

Chương 5
NHÓM VII
NHÓM VIIA
HALOGEN
NHÓM VIIA (HALOGEN)

Đặc điểm chung
Gồm các nguyên tố: flo(F), clo(Cl), brom(Br),
iot(I) và atatin(At),
được gọi chung là halogen.

NHÓM VIIA (HALOGEN)
Đặc điểm chung
NHÓM VIIA (HALOGEN)
Đặc điểm chung
Cấu hình electron hóa trị: ns2np5
 dễ nhận electron tạo thành ion X- hoặc dễ tạo 1 liên kết cộng hóa trị X.
Tính chất hóa học đặc trưng: oxi hóa
F chỉ có số oxi hóa duy nhất: -1
Cl, Br, I có các số oxi hóa: -1, +1, +2, +3, +4,
+5, +6, +7
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất vật lý
Điều kiện thường: F2 – khí vàng nhạt; Cl2 – khí vàng lục; Br2 – lỏng đỏ nâu, dễ bay hơi; I2 – rắn tím đen, có ánh kim, dễ thăng hoa. Phân tử 2 nguyên tử, mùi xốc, rất độc.
Độ hòa tan trong nước và dung môi khác nhau: F2 tác dụng mạnh với nước; Cl2, Br2, I2 có độ tan trong nước ở 200C: 0,73%-3,6%-0,03%.
I2 dễ tan trong I-: I2 + I- = I3- (nâu)
X2 dễ tan trong dung môi không phân cực: CS2, C6H6, ete, rượu hữu cơ …
I2 nhuốm màu hồ tinh bột.
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
X2 là những phi kim điển hình, có tính oxy hoá mạnh nhất so với các phi kim khác.
Mức độ oxy hoá giảm dần từ F2 đến I2, phù hợp với chiều giảm độ âm điện, thế lực cực chuẩn và năng lượng phân ly X2  2X (độ âm điện lớn và năng lượng phân ly nhỏ thì hoạt động oxy hoá càng mạnh).
So sánh F2 và Cl2: F = 3,98 > Cl = 3,16;Eply Với Cl2, Br2, I2 thì độ âm điện quyết định chủ yếu tính oxy hoá nên tính oxy hoá giảm từ Cl2 đến I2 mặc dù năng lượng phân ly I2 là nhỏ nhất.
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Halogen tác dụng với kim loại:
Các X2 có khả năng phản ứng mãnh liệt với một số kim loại, đặc biệt là F2 và Cl2, chúng oxi hoá kim loại đến số oxi hoá cao nhất.
F2 + 2Na = 2NaF 
3Cl2 + 2Fe 2FeCl3 
3I2 + 2Al đun nóng 2AlI3
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Halogen tác dụng với phi kim:
3F2 + N2 phóng điện 2NF3
3Cl2 + 2Pđỏ = 2PCl3
3Br2 + S + 4H2O = H2SO4 + 6HBr
5I2 + 2Pđỏ + 8H2O = 2H3PO4 + 10HI
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Halogen phản ứng với H2:
F2 phản ứng mạnh liệt nhất với hiđro, phản ứng gây nổ và sinh nhiệt lớn ngay nhiệt độ thấp (-2520C) và trong tối.
F2 + H2 = 2HF  Hs0 = -128 kcal/mol.
Cl2 phản ứng gây nổ khi được chiếu ánh sáng giàu tia tử ngoại ở nhiệt độ thường, hoặc khi đun nóng.
Cl2 + H2 = 2HCl Hs0 = - 44,0 kcal/mol
Br2 phản ứng với H2 ở nhiệt độ 3500C, không gây nổ
Br2 + H2 = 2HBr Hs0 = - 24 kcal/mol
I2 chỉ phản ứng với H2 khi đun nóng mạnh đến 5000C với xúc tác Pt:
I2 + H2  2HI Hs0 = 12,0 kcal/mol
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Halogen phản ứng với nước:
F2 phản ứng mãnh liệt ngay điều kiện thường, giải phóng khí oxi:
2F2 + 2H2O = 4HF + O2 0 = +2,06 V
Cl2, Br2: phản ứng được với nước nhưng cho sản phẩm khác.
X2 + 2H2O  HX + HOX + H2O
I2 không có phản ứng như trên, vì:
 = - 0,28 V <  = 0,815 V
do đó phản ứng : I2 + H2  4H+ + 4I- + O2 chỉ xảy ra theo chiều từ phải sang trái nên thực tế I2 không phản ứng với H2O.
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Phản ứng giữa halogen với halogen:
Giữa các halogen cũng xảy ra các phản ứng ;
5F2 + X2 = 2XF5 (Cl2, Br2 pư ở 2000C, I2 ở t0 thường)
Cl2 + X2 = 2XCl (Br2 pư ở 00C, I2 ở t0 thường)
Br2 + X2 = 2BrX (F2, Cl2 pư ở 00C)
Br2 + I2 = 2IBr (pư ở 450C, trong môi trường N2)
Halogen có tính oxy hoá mạnh hơn đẩy halogen yếu hơn ra khỏi muối như: khí F2 đẩy được clo ra khỏi muối rắn; khí Cl2 đẩy được brôm và Br2 đẩy được iot ra khỏi muối của nó.
Cl2 + KBr = KCl + Br2
Tính chất này hoàn toàn phù hợp với thế điện cực chuẩn của chúng:
 = 2,87V;  = 1,36V;  = 1,07V;  = 0,54V.
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Phản ứng của halogen với NH3:
Cl2, Br2 oxi hoá mãnh liệt NH3 ở trạng thái khí và dung dịch :
2NH3 + 3X2 = N2 + 6HX
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Phản ứng của halogen với dung dịch kiềm:
Các X2 có khả năng phản ứng với dung dịch kiềm tạo hỗn hợp có tính oxi hoá mạnh, có tác dụng tẩy trắng, khử trùng. Đặc biệt phản ứng của Cl2 với dung dịch NaOH được sử dụng nhiều trong thực tế.
Cl2 + NaOH = NaCl + NaClO + H2O
nước Javen
Nếu đun nóng thì sản phẩm thu được có NaClO3:
3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Tính chất hóa học
Tính khử ở Br2 và I2:
Br2 thể hiện tính khử khi phản ứng với chất oxy hoá mạnh hơn như Cl2:
5Cl2 + Br2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl
I2 thể hiện tính khử ngay khi phản ứng với chất oxy hoá không mạnh bằng Cl2 như HNO3
3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Trạng thái thiên nhiên - Đồng vị
Trong tự nhiên halogen không tồn tại ở trạng thái tự do. Khoáng vật quan trọng nhất của flo là florit CaF2, criolit Na3AlF6, flo apatit Ca5(PO4)4F. Khoáng vật quan trọng của clo là muối ăn NaCl, cacnalit KCl.MgCl2.6H2O và xivin KCl. Brom có trong hồ nước mặn, nước biển. Iot có trong nước lỗ khoan dầu khí.
Trong vỏ Quả đất, flo, clo dạng hợp chất chiếm 0,02% tổng số nguyên tử, dạng hợp chất của brom chiếm 3.10-5 %, iot chiếm 4.10-6 % tổng số nguyên tử.
Flo có một đồng vị trong thiên nhiên là 19F, còn đồng vị nhân tạo là 16F, 17F, 18F, 20F, 21F.
Clo trong thiên nhiên có 2 đồng vị bền là 35Cl (75,53%), 37Cl(24,47%), có 5 đồng vị nhân tạo là 33Cl, 34Cl, 36Cl, 38Cl, 39Cl.
Brom trong thiên nhiên có 2 đồng vị bền là 79Br(50,56%), 82Br(49,44%).
Iot trong thiên nhiên chỉ có một đồng vị bền là 127I, còn đồng vị nhân tạo thì khá nhiều.
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Điều chế - Ứng dụng
Flo: được điều chế bằng điện phân muối nóng chảy. Thường dùng hỗn hợp ơtecti của 3KH + KF nóng chảy ở 700C. Điện phân hỗn hợp này với cực âm bằng niken, điện cực dương bằng grafit, có màng ngăn để tránh nổ.
Anot (+) : 2F- - 2e- = F2
Catot (-) : H+ + 2e- = H2

ĐƠN CHẤT HALOGEN
Điều chế - Ứng dụng
Flo được ứng dụng để điều chế frêon là chất làm lạnh cho máy lạnh (frêon là CFCl3, CF2Cl2), tuy nhiên frêon thoát ra môi trường khí quyển thì phá thủng tầng ozon.
Flo còn dùng để điều chế các pôlyme có độ bền cao.
Flo lỏng được dùng làm chất oxy hoá nhiên liệu tên lửa ...
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Điều chế - Ứng dụng
Clo: Trong công nghiệp, Cl2 được điều chế bằng điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn.
Anot (+) : 2Cl- - 2e- = Cl2
Catot (-) : 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-
Trong phòng thí nghiệm, Cl2 được điều chế bằng tác dụng của axit HCl với những chất oxy hoá mạnh như KMnO4, MnO2, CaOCl2 ...
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2 O
Clo được ứng dụng để sản xuất nước Javen, tẩy trắng vải sợi, bột giấy, sát trùng nước uống, tổng hợp HCl, chế tạo chất dẻo, cao su…
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Điều chế - Ứng dụng
Brôm được điều chế từ nước biển, nước thải trong sản xuất muối, những loại nước này có chứa muối brôm (chủ yếu là NaBr) và dùng Cl2 đẩy brôm ra khỏi muối :
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl.
Brôm được dùng để tổng hợp dược phẩm, sản xuất AgBr dùng cho phim, giấy ảnh.
ĐƠN CHẤT HALOGEN
Điều chế - Ứng dụng
Iôt được sản xuất từ rong biển và nước lỗ khoan dầu khí (iot chiếm 0,0060,4%): Rong biển khô được đốt cháy, hoà tan tro, lấy nước lọc cô cạn để kết tinh muối clorua, muối sunfat. Dung dịch còn lại có chứa iodua, dùng Cl2 để đẩy iot ra khỏi muối.
Iôt được dùng để tổng hợp dược phẩm, sản xuất muối trộn iot làm thực phẩm, dung dịch rượu iot 4% để sát trùng (I2 trong C2H5OH).
HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX – Đặc điểm
Là hợp chất của hiđro với các halogen.

HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX – Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, HX là chất khí không màu, mùi xốc, độc và tan nhiều trong nước.
Từ HCl đến HI t0nc và t0s tăng dần theo chiều tăng của khối lượng phân tử. Riêng HF có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao một cách bất thường là do hiện tượng tụ hợp phân tử (HF)n nhờ liên kết hyđrô.
Độ bền nhiệt trong dãy HF - HCl - HBr - HI giảm mạnh xuống, phụ thuộc chủ yếu vào 2 yếu tố: độ dài liên kết tăng và năng lượng liên kết giảm rõ rệt.
HF phân huỷ rõ rệt thành đơn chất ở nhiệt độ trên 35000C.
HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX – Tính chất hóa học
Các dd HX là những axit (axit halogenhiđric):
HX + H2O  H3O+ + X-
HF là axit duy nhất pư với SiO2 (thành phần chủ yếu của thuỷ tinh là: Na2O.CaO.6SiO2):
SiO2 + 4HF = 2H2O + SiF4
Nếu HF dư: SiF4 + HF = H2SiF6 (axit hexaflosilixic)

HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX – Tính chất hóa học
Tính khử: do ion X- thể hiện.
HF không thể hiện tính khử, do flo có độ âm điện lớn. HCl chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxy hoá mạnh, HBr và nhất là HI có tính khử mạnh. 
14HClđ + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O
2HBr + H2SO4 đặc = Br2 + SO2 + 2H2O 
2HI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 + 2HCl
Từ HCl đến HI tính khử tăng do 0oxh/k của chúng giảm:
 = 1,36V ;  = 1,07V;  = 0,54V
Do tính khử cao mà trong không khí, dung dịch HBr và HI bị oxi không khí oxi hoá, từ từ giải phóng X2 tự do nên dung dịch để lâu có màu vàng nâu.
HCl chỉ bị oxi hoá ở trạng thái khí và khi đun nóng, có xúc tác CuCl2:
O2 + 4HCl  2H2O + Cl2
HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX – Điều chế
HF: Phương pháp duy nhất để điều chế HF trong công nghiệp cũng như trong phòng thí nghiệm là cho muối florua (thường là CaF2) tác dụng với axit H2SO4 đặc ở 2500C:
CaF2 + H2SO4 đặc CaSO4 + 2HF
HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX
Điều chế
HCl:Trong công nghiệp, tổng hợp HCl trực tiếp từ H2 và Cl2.
H2 + Cl2 = 2HCl.
Trong phòng thí nghiệm, HCl được điều chế bằng cách cho muối clorua tác dụng với axit.
NaClrắn + H2SO4
NaHSO4 + HCl
NaCl + NaHSO4
Na2SO4 + HCl
HỢP CHẤT HALOGEN
Hiđro halogenua HX – Điều chế
HBr và HI: dùng phương pháp thuỷ ngân muối bromua và iođua của photpho.
PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr
PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI
Trên thực tế, người ta cho brom hay iot tác dụng trực tiếp với phôtpho và nước.
HỢP CHẤT HALOGEN
Axit hypoclorơ HClO: chỉ tồn tại trong dung dịch loãng (nồng độ cực đại: 20 - 25%) và điện ly tạo môi trường axit:
HClO + H2O  H3O+ + ClO-
Dung dịch HClO có màu vàng lục, tính axit yếu và là chất oxy hoá mạnh.
HClO phân huỷ tuỳ điều kiện :
+ Khi chiếu sáng mạnh, t0 > 300C : 2HClO  H2O + O0 + 2Cl0
HClO + 2O0 = HClO3
+ Khi có chất hút nước mạnh (CaCl2): 2HClObh = Cl2Odd + H2O
+ Khi đun nóng : 3HClO = 2HCl+ HClO3
Thực hiện phản ứng trung hoà:
HClO + NaOH loãng = NaClO + H2O
Axit HClO và muối chứa ClO- đều là chất oxy hoá mạnh:
HClO + 2HI = HCl + I2 + H2O
3ClO- + 2NH3 = N2 + 3Cl- +3H2O
HỢP CHẤT HALOGEN
Nước Javen là dung dịch nước của NaCl + NaClO được tạo nên khi cho khí Cl2 phản ứng với dung dịch NaOH nguội:
Cl2 + 2NaOH nguội = NaCl + NaClO + H2O
Trong công nghiệp, nước Javen được điều chế bằng điện phân dung dịch NaCl 15 - 20% không có màng ngăn với điện cực âm là Fe, điện cực dương là Ti:
NaCl + H2O đp NaClO + H2
Khí H2 thoát ra khỏi bể điện phân, thu được nước Javen: NaCl + NaClO + H2O
HỢP CHẤT HALOGEN
Clorua vôi CaCl(OCl) là chất bột màu trắng, có mùi xốc gần như mùi clo, được xem là muối canxi hỗn hợp của HCl và HClO. Clorua vôi được điều chế từ khí Cl2 và huyền phù đặc của Ca(OH)2 đun nóng nhẹ: Cl2 + Ca(OH)2 = CaOCl2 + H2O
CaOCl2 không bền, dễ phân huỷ.
+ Trong không khí ẩm :
2CaCl(OCl) + CO2 + H2O = CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
+ Tác dụng với HCl:
CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 + Cl2 + H2O
+ Bị ánh sáng tác dụng mạnh:
2CaOCl2 = 2CaCl2 + O2
HỢP CHẤT HALOGEN
Kali clorat KClO3: là chất kết tinh thành tinh thể hình vảy không màu, thuộc hệ đơn tà, nóng chảy ở 3560C, ít tan trong nước lạnh, tan nhiều trong nước nóng, không tan trong rượu tuyệt đối.
Phân huỷ ở 4000C: 4KClO3 = 3KClO4 + KCl.
Phân huỷ ở 4000C, có xúc tác MnO2:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
KClO3 rắn có tính oxy hoá rất mạnh nên những chất dễ cháy như P, S, C, Al bột ... khi trộn với KClO3 sẽ gây nổ khi va đập:
2KClO3 + S + 2C = 2KCl + SO2 + 2CO2
HỢP CHẤT HALOGEN
Kali clorat KClO3
Trong công nghiệp, KClO3 được điều chế từ Cl2, huyền phù Ca(OH)2 và KCl, gồm 2 giai đoạn:
GĐ1: 5Cl2 + 6Ca(OH)2 = Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 + 6H2O
GĐ1: Ca(ClO3)2 + KCl = KClO3 + CaCl2
Để nguội thì chỉ KClO3 kết tinh.
Phương pháp điện phân dung dịch KCl 25% ở 70-750C không màng ngăn.
Anôt : 2Cl- - 2e- = Cl2
Catôt : 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-
 3Cl2 + 6OH- đp ClO3- + 5Cl- + 3H2O
HỢP CHẤT HALOGEN
HClO - HClO2 - HClO3 - HClO4: tính axit tăng và độ bền nhiệt tăng.
Tính axit: HClO là axit yếu- yếu hơn cả H2CO3, HClO2 là axit trung bình, HClO3 là axit mạnh, HClO4 là axit mạnh nhất.
Độ bền nhiệt: HClO chỉ tồn tại trong dung dịch loãng, HClO2 chỉ tồn tại trong dung dịch, HClO3 chỉ tồn tại trong dung dịch dưới 50%, HClO4 tồn tại dạng tinh khiết mà rất ít phân huỷ.
NHÓM VIIB
Mn – Tc - Re
ĐƠN CHẤT Mn – Tc - Re
Đặc điểm
ĐƠN CHẤT Mn – Tc - Re
Tính chất lý học
Mn, Tc và Re: kim loại màu trắng bạc.
Mn có nhiều dạng thù hình:
+ -Mn và -Mn: -Mn tồn tại ở t0thường có D=7,21g/cm3, -Mn tồn tại ở t0=74210700C) có D=7,29g/cm3.
+ -Mn: bền ở 107011300C có D=7,21g/cm3.
+ -Mn: bền ở t0>11300C.
Mn, Tc, Re rất khó nóng chảy và khó sôi.
Mn tinh khiết dễ cán và dễ rèn nhưng khi chứa tạp chất nó trở nên cứng và giòn.
Mn và Re tạo nhiều hợp kim với nhiều kim loại.
ĐƠN CHẤT Mn – Tc - Re
Tính chất hoá học : Mn tương đối hoạt động, Tc và Re kém hoạt động.
Mn dễ bị oxi hoá bởi oxi không khí nhưng màng oxit Mn2O3 vừa tạo ra lại bảo vệ kim loại không phản ứng tiếp kể cả khi đun nóng. Tc và Re bền trong không khí.
Ở dạng bột và được đun nóng, các kim loại VIIB tác dụng với O2, F2, Cl2, S, N2, P, C, Si tạo hốn hợp nhiều sản phẩm.
Kim loại VIIB không tác dụng với nước, kể cả khi đun nóng. Ở dạng bột nhỏ, Mn tác dụng được với nước, giải phóng H2
Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2
Mn tan trong dd có chứa NH4+ vì Mn(OH)2 tan được trong dd muối NH4+:
Mn(OH)2 + 2NH4+ = Mn2+ + 2NH3 + 2H2O
Mn tác dụng với dd axit HCl, H2SO4 loãng và đặc, HNO3; Tc và Re chỉ tác dụng được với các axit HNO3 và H2SO4 đặc
3Te + 7HNO3 = 3HTeO4 + 7NO + 2H2O
2Re + 7H2SO4 = 2HReO4 + 7SO2 + 6H2O
ĐƠN CHẤT Mn – Tc - Re
Điều chế
Mn: dùng pp nhiệt nhôm: dùng bột Al khử Mn3O4 đã được tạo nên khi nung pirolusit ở 9000C
3MnO2 Mn3O4 + O2
3Mn3O4 + 8Al 9Mn + 4Al2O3
Tc là nguyên tố nhân tạo, được tạo ra bằng phản ứng hạt nhân khi bắn phá Molipđen bằng nơtron.


Re được điều chế bằng cách dùng H2 khử amoni renat ở nhiệt độ cao
2NH4ReO4 + 4H2 2Re + N2 + 8H2O
HỢP CHẤT CỦA MANGAN
Hợp chất Mn +2
MnO: chất bột màu xám lục, mạng tinh thể kiểu NaCl; t0nc=17800C.
Không tan trong nước nhưng tan dễ trong dung dịch axit
MnO + 2H+ = Mn2+ + H2O
Tính khử: đun nóng trong không khí ở 200-3000C
2MnO + O2  2MnO2
Điều chế: nhiệt phân muối cacbonat hoặc oxalat của Mn(II) trong khí quyển H2:
MnCO3 MnO + CO2
MnC2O4 MnO + CO2 + CO
hoặc khử các oxit cao của mangan bằng H2 hay CO ở t0cao
Mn3O4 + H2 3MnO + H2O
HỢP CHẤT CỦA MANGAN
Hợp chất Mn +2: Mn(OH)2: là kết tủa trắng.
Không tan trong nước nhưng tan khi có mặt muối amoni
Có tính bazơ yếu, tan dễ trong dung dịch axit tạo muối Mn2+
Mg(OH)2 + 2H+ = Mn2+ + 2H2O
Thể hiện tính lưỡng tính rất yếu, chỉ tan ít trong dung dịch kiềm rất đặc
Mn(OH)2 + NaOHđặc = Na[Mn(OH)3]
phức [Mn(OH)3]- không bền và phân huỷ ngay trong kiềm đặc.
Mn(OH)2 dễ bị oxi không khí oxi hoá thành MnOOH (hay Mn2O3.H2O) rồi chuyển thành H2MnO3 (hay MnO2.H2O)
Thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hoá như Cl2, H2O2 ...
Mn(OH)2 + 2KOH + Cl2 = MnO2 + 2KCl + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 = HMnO3 + H2O
Điều chế trong PTN: dd muối Mn2++ kiềm (trong khí quyển H2): Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2
HỢP CHẤT CỦA MANGAN
Hợp chất Mn +4
MnO2: chất bột màu đen, không tan trong nước và tương đối trơ.
Khi đun nóng, phân huỷ tạo thành các oxit thấp hơn

Khi đun nóng, tan trong axit và kiềm như một axit lưỡng tính:
+ Khi tan trong dung dịch axit:
MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
4MnO2 + 6H2SO4 2Mn2(SO4)3 + O2 + 6H2O
+ Khi tan trong dung dịch kiềm đặc:
MnO2 + 6NaOHđ Na3MnO4 + Na3[Mn(OH)6]
hipomanganat
HỢP CHẤT CỦA MANGAN
Hợp chất Mn +4 : MnO2
Khi nấu chảy với kiềm hay oxit bazơ mạnh, tạo muối manganit: MnO2 + 2NaOH Na2MnO3 + H2O
Ở nhiệt độ cao, MnO2 bị H2, CO, C khử thành kim loại hay oxit thấp hơn
MnO2 + H2 MnO + H2O
MnO2 + Ccốc Mn + CO2
Huyền phù MnO2 trong nước ở 00C tác dụng với SO2 tạo mangan (II) đithionat: MnO2 + 2SO2 MnS2O6
khi đun nóng tạo mangan (II) sunfat:
MnO2 + 2SO2 MnSO4
Khi nấu chảy với kiềm nếu có mặt chất oxi hoá như KNO3 - K2CO3, O2 thì MnO2 bị oxi hoá thành manganat.
MnO2 + KNO3 + K2CO3 = K2MnO4 + KNO2 + CO2
2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O
HỢP CHẤT CỦA MANGAN
Hợp chất Mn +7
Kali pemanaganat (KMnO4): tinh thể màu tím đen, dung dịch màu tím đỏ, độ tan biến đổi theo nhiệt độ. Ngoài ra, nó còn thể tan trong amoniac lỏng, pyriđin, rượu và axeton.
Trên 2000C, phân huỷ theo phản ứng:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2
Trên 5000C, phân huỷ theo phản ứng:
4KMnO4 2K2MnO3 + 2MnO2 + 3O2
KMnO4 có tính oxi hoá mạnh, 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- = MnO42- E0 = 0,56V
Điều chế trong công nghiệp: điện phân dung dịch K2MnO4 với các điện cực bằng thép:
2KMnO4 + 2H2O đp 2KMnO4 + 2KOH + H2
The end!