Bài tập hoá vô cơ Nguyễn Đức Vận II

lượng của Zn2+ trong dung dịch. Đó là cơ sở của quá trình luyện kim bằng phương pháp dùng kim loại hoạt động hơn đẩy kim loại khác ra khỏi dung dịch muối. Năng lượng Gibbs bằng: ∆G = -2,3 RT.lgK = -2,3.37,2.298.1,98.10-3 = -67,9Kcal/mol (hay = -283,7 jun/mol). Trong đó R = 1,98 cal/mol.độ Vì ∆G<0 nên cân bằng trên thực tế chuyển sang phải. 299.a) Nguyên tắc chung là khử các ion kim loại thành kim loại bằng tác nhân khử thích hợp: Mn+ + ne → M0 b) Những phương pháp thường dùng: 1) khử ion kim loại từ các oxit bằng các chất khử như C, H2, Si, CO … ở nhiệt độ cao. 2) Khử ion kim loại từ các hợp chất bằng một kim loại khác ở nhiệt độ cao (phương pháp nhiệt kim). 3) Đẩy kim loại ra khỏi dung dịch muối. 4) Điện phân muối nóng chảy. 5) Điện phân dung dịch muối trong nước. 6) nhiệt phân các hợp chất vô cơ. 300. Để xác định chiều của phản ứng có thể tính ∆G của phản ứng. ∆Gpư = [∆G0Ni ( r ) + ∆G0H2O (k)] - [∆G0NiO ( r ) + ∆G0H2 (k)] = =[0 + (-54,6)] - [(-50,6) + 0] = - 4 Kcal hay = - 16,72 jun. ∆G<0 do đó quá trình khử NiO có thể xảy ra. Có thể tính ∆G0 của phản ứng từ phương trình: ∆G0 = ∆H0 - T∆S0 ∆Hpư = [∆H0Ni ( r ) + ∆H0H2O (k)] - [∆H0NiO ( r ) + ∆H0H2 (k)] = =[0 + (-57,8)] - [(- 57,3) + 0] = -0,5 Kcal (hay = -2,09 jun). ∆SPư = [S0Ni ( r ) + S0H2O (k)] - [S0NiO ( r ) + S0H2 (k)] = (7,1 + 45,1) - (9,1 + 31,2) = 11,9 đơn vị entropi. ∆Gpư = - 0,5 - 273 (11,9/1000) = -3,75 kcal/mol. Vậy ∆G<0, do đó quá trình có thể xảy ra. 301. Cách giải như bài 300. 302.a) Dùng các cacbon làm chất khử để điều chế các kim loại màu nặng như Zn, Sn, Pb, Cu… Khi mà ái lực của oxi với kim loại bé hơn so với cacbon; cũng không thể dùng cacbon làm chất khư khi kim loại dễ dàng tạo ra hợp chất cacbua kim loại như Be, Cr, Mn… 303.b) 1) - 388,4 Kcal; 2) - 286 Kcal; 3) - 127,8 Kcal; 4) - 608,1 Kcal 5) - 280,9 Kcal; 304.b) Có ba phương pháp nhiệt phân hủy các chất vô cơ để điều chế kim loại: 1) Nhiệt phân các hợp chất cacbonyl 2) Nhiệt phân các hợp chất iotua kim loại; 3) Đun nóng kim loại trong chân không bằng lò điện các tạp chất sẽ bay hơi còn lại kim loại. Đ10. Kim loại kiềm 308. b) So sánh năng lượng ion hóa của hidro và của các kim loại kềm. Từ đó rút ra kết luận về khả năng khử của các nguyên tố đó? Ion H+ có khả năng hidrat hóa tạo ra H3O+ , còn các ion kim loại kiềm không có khả năng đó. Hidro có khả năng kết hợp electron để tạo ra các hợp chất hidrua với kim loại mạnh; đồng thời hidro dễ dàng tạo ra liên kết cộng hóa trị có cực hoặc không có cực. 310. Các hằng số vật lí đều có điểm bất thường ở Li. 311.a) Vì ion Li+ có bán kính bé hơn các ion kim loại kiềm khác, nên liên kết bền hơn với các phân tử nước hidrat hóa, do đó ion Li+ có năng lượng hidrat hóa lớn hơn, tạo điều kiện cho sự chuyển dịch cân bằng Li ⇌ Li+ + e về phía phải. b) Các kim loại kiềm giữ electron hóa trị của mình khá yếu, do đó liên kết kim loại trong mạng lưới của các kim loại đó là liên kết yếu, vì vậy các kim loại kiềm mềm dễ cắt. - Nhiệt độ nóng chảy phụ thuộc mạnh vào năng lượng mạng lưới tinh thể. Khi chuyển từ Li đến Cs, bán kính nguyên tử tăng, do đó đã làm giảm tương tác giữa các nguyên tử, chính điều đó đã làm giảm nhiệt độ nóng chảy của các kim loại kiềm. Cần chú ý là các kim loại kiềm đều có cấu trúc tinh thể giống nhau. 312.a) Nếu lấy độ dẫn điện của Hg là đơn vị thì độ dẫn điện của Li là 11; Na là 21; của K là 14; của Rb là 8 và Cs là 5. Tuy nhiên với Ag là 59, của Cu là 56,9, của Au là 39,6; điều đó không có nghĩa là các kim loại kiềm hoạt động kém hơn Cu, Ag, Au. Vì rằng độ dẫn điện phụ thuộc vào số nguyên tử kim loại trong mạng tinh thể, nói cách khác phụ thuộc vào số nguyên tử có trong 1cm3 kim loại ở trạng thái rắn, chúng ta có thể tính được số nguyên tử kim loại trong một cm3 ở trạng thái rắn, ví dụ như: Khối lượng một nguyên tử Li = = 1,16.10-23 g. Số nguyên tử Li trong một cm3: = = 4,5.1022 nguyên tử Li So với Ag: Khối lượng một nguyên tử Ag = = 17,9.10-23 g. Số nguyên tử Ag trong 1cm3 = = 5,8.1022 nguyên tử Ag. Như vậy trong 1cm3 kim loại ở trạng thái rắn, số nguyên tử Ag lớn hơn số nguyên tử Li. b) Cũng tương tự như thế có thể giải thích nguyên nhân kim loại Na có độ dẫn điện cao hơn các kim loại kiềm khác. 313.a) ở trạng thái hơi phân tử của các kim loại kiềm gồm 2 nguyên tử M2. Chúng có thể được hình thành do tạo ra liên kết cộng hóa trị từ electron ns (các obitan nguyên tử ns chưa được ghép đôi). b) Khi bị kích thích các electron tiếp thu năng lượng và chuyển ra các obitan xa nhân hơn, các obitan càng xa nhân có năng lượng càng lớn, vì vậy các electron đó dễ chuyển về các obitan gần nhân hơn, trong quá trình này phát ra các bức xạ khác nhau trong vùng nhìn thấy của quang phổ, do đó có màu sắc khác nhau. 314.b) có thể dùng phản ứng hóa học theo phương pháp nhiệt kim để khử các ion kim loại kiềm, ví dụ: KCl (nóng chảy) + Na → K + NaCl 2RbCl + Ca 2Rb + CaCl2 2CsCl + Ca 2Cs + CaCl2 Các phản ứng đó đều thực hiện trong chân không. 315.b) Điện phân hỗn hợp nóng chảy gồm NaCl + 25% NaF + 12% KCl thu được Na kim loại. Hỗn hợp NaF + KCl hoặc các muối khác như CaCl2… làm giảm nhiệt độ nóng chảy của chất điện phân từ 8000C (NaCl) xuống 500 - 6000C. 316.a) Tất cả đều phản ứng trực tiếp với kim loại kiềm, trừ trường hợp với cacbon và silic thì chỉ có Liti mới phản ứng trực tiếp được. Na và K không phản ứng trực tiếp với cacbon, do đó không thể thay thế cho Li được. 317. Các kim loại kiềm được bảo quản trong dầu hỏa khan và trung tính, ở chỗ kín; không cho tiếp xúc với axit, với H2O, với hợp chất có chứa Clo như CCl4, với CO2 rắn. 318.a) Thế điện cực của quá trình H2 + 2e ⇌ 2H- là -2,25V do đó các hidrua kim loại kiềm là chất khử mạnh. Các hidrua kim loại kiềm có bản chất ion có tính dẫn điện khi nóng chảy và nóng chảy ở nhiệt độ cao. b) Về tính chất NaH giống với HCl hơn NaCl. 319. a) 2LiH + 3N2 → 2LiN3 + H2 320.b) Li2O điều chế bằng phương pháp phân hủy LiOH, Li2CO3 hay LiNO3. Na2O, K2O điều chế bằng phương pháp đun nóng peoxit hoặc hidroxit với kim loại kiềm tương ứng. Ví dụ: 2NaOH + 2Na → 2Na2O + 2H2 KO2 + 3K → 2K2O 321.b) Quá trình tạo ra peoxit hoặc Supeoxit dễ hay khó phụ thuộc vào kích thước và năng lượng ion hóa của các kim loại. Vì ái lực electron của phân tử oxi tương đối bé = 0,87eV (ái lực electron của nguyên tử oxi là 1,46eV) nên không có khả năng kết hợp electron của các kim loại. Với các kim loại kiềm có thế ion hóa bé hơn và kích thước lớn hơn so với các kim loại khác, do đó có thể electron hóa trị của mình cho phân tử oxi. Chẳng hạn Na2O2. Nguyên nhân đó đã gây ra khả năng chuyển 2 electron hóa trị của 2 nguyên tử Na cho phân tử oxi để tạo ra ion O22- hình thành phân tử ion Na2O2. Với Li không có khả năng đó vì thế ion hóa của Li khá cao, kích thước lại bé nên phân tử O2 không thể hút electron của Li về phía mình. 322.a) Phản ứng thủy phân Na2O2: Na2O2 + 2H2O ⇌ 2NaOH + H2O2 là phản ứng thuận nghịch (H2O2 là một axit với hằng số điện li K1 = 2,5.10-12) nhưng quá trình thủy phân tạo ra môi trường kiềm nên H2O2 bị phân hủy do đó cân bằng chuyển theo chiều thuận. b) Dựa vào phản ứng tái sinh O2 khi Na2O2 hoặc hỗn hợp Na2O2 + KO2 tác dụng với CO2 để giải thích. (Chú ý đến thể tích O2 được tái sinh so với thể tích CO2 tham gia vào phản ứng ). 326.a) Cho tác dụng với Ag2O trong dung dịch nước. b) Viết các phương trình phản ứng xảy ra trên bề mặt điện cực khi điện phân dung dịch KI, sau đó xét các sản phẩm được tạo ra đã tác dụng với các thuốc thử như thế nào, sẽ thấy được hiện tượng thay đổi về màu sắc của dung dịch ở 2 điện cực. 327.b) Tinh thể KOH cũng như tinh thể CsOH là tinh thể ion. Khi hòa tan trong nước, các tinh thể đó chuyển thành ion, với độ điện li thực là bằng đơn vị. Tuy nhiên độ điện li biểu kiến của 2 chất đó không như nhau vì ion K+ tương tác với ion OH- mạnh hơn Cs+. c) LiOH dễ bị nhiệt phân tạo ra Li2O còn các hidroxit của các kim loại kiềm khác không có khả năng đó vì ion Li+ chỉ có 2 electron và kích thước bé nên dễ hút nguyên tử oxi từ OH- về phía mình. Còn các ion kim loại kiềm khác có 8 electron lớp ngoài cùng, kích thước lại lớn nên khả năng trên rất khó xảy ra. 328. Dựa vào sự chuyển dịch cân bằng tan của NaCl để giải thích. 329. Nhiệt độ nóng chảy từ NaF đến NaI giảm. Tinh thể của chúng đều là tinh thể ion nên có độ nóng chảy cao nhưng bán kính ion của các halogenua tăng, do đó mức độ ion của liên kết giảm, vì vậy nhiệt độ nóng chảy giảm. 330.b) Dựa vào độ tan của sản phẩm phản ứng để trả lời. 331.b) Dựa vào hằng số điện li của các axit được tạo ra trong quá trình thủy phân để giải thích. 332.a) Tính pH của dung dịch Na2CO3 và NaHCO3 sẽ dẫn đến kết luận dung dịch Na2CO3 có tính kiềm lớn hơn. b) Vì rằng phản ứng Na2CO3 + CO2 + H2O ⇌ 2NaHCO3 có bản chất thuận nghịch. Quá trình phân hủy NaHCO3 xảy ra khi đun nóng, nhưng ở nhiệt độ thường (và ngay cả trong dung dịch ) đã có sự phân hủy chậm, và gây ra một áp suất nào đó của CO2 trên bề mặt chất rắn. 334.a) Có thể có những phương pháp sau: 1) Na2SO4 + 4C + CaCO3 → Na2CO3 + CaS + 4CO 2) Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl NaCl + CO2 + NH3 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl 3)Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2NaOH 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O b) KHCO3 dễ tan trong nước. 335.a) Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2NaOH NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O 2NaCH3COO + H2SO4 → 2CH3COOH + Na2SO4 Đun nóng dung dịch cho CH3COOH bay hơi, cân bằng sẽ chuyển sang phải, thu được Na2SO4. 337.b) Tan cực đại ở 340C. c) Từ dung dịch bão hòa ở 500C: Khi tăng nhiệt độ đến 700C: Na2CO3 tách ra một phần ở trạng thái rắn và dung dịch bão hòa Na2CO3. Khi hạ nhiệt độ xuống 400C: Na2CO3 ở trạng thái tan trong dung dịch vì chưa bão hòa. Hạ nhiệt độ xuống 300C: dung dịch bão hòa chứa khoảng 32% Na2CO3. Hạ nhiệt độ xuống 200C: tinh thể Na2CO3 tách ra ở trạng thái rắn và dung dịch bão hòa chứa 17,8%Na2CO3. Đ11. Kim loại kiềm thổ 338.a) Đều là các nguyên tố họ s, nhưng các obitan nguyên tử ns ở các kim loại kiềm thổ đã được lấp đầy. b) Biến đổi đều từ Ca đến Ba; năng lượng ion hóa cao và cao nhất ở Be; thế điện cực của Ca, Sr, Ba gần tương đương. ở Be có giá trị cao hơn nhiều so với các nguyên tố còn lại, trong khi đó ở Li lại có giá trị thấp hơn nhiều so với các kim loại kiềm cón lại. 339.b) Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, khối lượng riêng đều cao và cao hơn kim loại kiềm. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi biến đổi không đều như trong kim loại kiềm; độ dẫn điện cao. 340.a) Mặc dù năng lượng ion hóa I2 > I1 nhưng năng lượng hidrat hóa của ion M2+ khá cao, bù cho năng lượng ion hóa cao, do đó kim loại kiềm thổ dễ mất 2 electron để tạo ra ion M2+. b) Mặc dù năng lượng ion hóa của kim loại kiềm thổ lớn hơn kim loại kiềm, nhưng năng lượng hidrat hóa của ion kim loại kiềm thổ lớn hơn nhiều so với kim loại kiềm nên cân bằng M ⇌ M2+ + 2e dễ dàng bị chuyển dịch. Vì vậy thế điện cực của kim loại kiềm thổ có giá trị tương đương với kim loại kiềm. 341. Muốn tạo ra phân tử 2 nguyên tử M2 , các nguyên tử kim loại kiềm thổ phải thường xuyên ở trạng thái kích thích s2 → sp. Tuy nhiên năng lượng được tạo ra khi hình thành liên kết giữa 2 nguyên tử không đủ bù lại cho năng lượng cần cung cấp để gây ra trạng thái kích thích, vì vậy các kim loại kiềm thổ không tạo ra phân tử M2. 342.a) Trong kim loại kiềm thổ có liên kết kim loại mạnh hơn trong kim loại kiềm nên kim loại kiềm thổ có độ cứng lớn hơn. b) Tnc và Tsôi phụ thuộc vào cấu trúc của mạng tinh thể. Vì tinh thể của các kim loại kiềm thổ không cấu tạo cùng một mạng tinh thể nên năng lượng mạng lưới khác nhau. Do đó nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thay đổi không đều như trong họ kim loại kiềm. 343. Trong các kim loại kiềm thổ vùng hóa trị ns đã được lấp đầy nên sự kích thích electron từ vùng đó lên vùng tự do khó thực hiện. Có thể giải thích rằng trong tinh thể kim loại kiềm thổ, năng lượng các vùng ns, np… được xen phủ vào nhau. Nói cách khác 2 electron ns có năng lượng nằm trong vùng khá rộng chưa đủ electron để tạo ra chất cách điện, do đó các kim loại kiềm thổ có tính dẫn điện khá cao. 344. Với Li có năng lượng hidrat hóa cao hơn nhiều so với các kim loại kiềm khác, bù lại cho năng lượng ion hóa nên Li có thế điện cực thấp hơn nhiều so với các kim loại kiềm. Trái lại, Beri mặc dù có năng lượng hidrat hóa cao nhưng không thể bù lại năng lượng ion hóa cao và năng lượng mạng lưới cao của Beri, vì vậy Beri có thế điện cực cao hơn các kim loại kiềm thổ khác. 346. Xem bài 321. 349. a) Quá trình đốt cháy ngoài MgO còn tạo ra Mg3N2 . b) Magiê có thể đốt cháy trong Cl2, CO2, SO2. 350.a) Khả năng cháy của Mg khác với các kim loại khác là do nhiệt tạo thành của MgO khá lớn: 2Mg + O2 → 2MgO ∆H = -146 Kcal/mol Chính nhiệt lượng đó đã đốt nóng mạnh các hạt MgO được tạo nên, làm phát ra ánh sáng chói. b) Khi Mg cháy không thể dập tắt bằng nước hoặc bằng CO2, SiO2, vì khi đốt nóng Mg đều có khả năng phản ứng với H2O, CO2, SiO2. 351.a) H2 không có khả năng phản ứng trực tiếp với Mg, nhưng oxi và nitơ thì phản ứng dễ dàng, do đó phải dùng H2 làm bầu khí trơ. 353.a) Không dùng NH4OH để kết tủa ion Mg2+ thành Mg(OH)2 vì có phản ứng thuận nghịch. Chẳng hạn: MgCl2 + 2NH4OH ⇌ Mg(OH)2 + 2NH4Cl b) Do ảnh hưởng của ion đồng dạng NH4+ nên làm giảm quá trình điện li của NH4OH, vì vậy nồng độ ion OH- không đủ để đạt đến tích số tan của Mg(OH)2. 354.b) Hòa tan trong NH4Cl kém hơn, vì NH4OH có độ điện li lớn hơn H2O. 355.b) Có thể hòa tan MgCO3 bằng dung dịch đậm đặc (NH4)2CO3 c) cho hỗn hợp tác dụng với dung dịch kiềm dư. 357. 1) CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 2) CaH2 + O2 → CaO + H2O 3) BaH2 + CO2 → C + Ba(OH)2 358. b) Tích số tan của BaF2 là 1,1.10-6, còn BaSO4 là 1,1.10-10 nên có thể dùng H2SO4 đặc chuyển BaF2 thành BaSO4, sau đó nung ở 14000 cho BaO. Làm nguội từ từ đến 4000 BaO kết hợp với oxi tạo ra BaO2. c) 1) BaO2 + 4HCl (đặc) → BaCl2 + Cl2 + 2H2O 2) BaO2 +2HCl → BaCl2 + H2O2 3) BaO2 + KI + 4HCl → BaCl2 + 2KCl + I2 +2H2O 4) BaO2 + 2AgNO3 → 2Ag + O2 + Ba(NO3)2 5) BaO2 + MnO2 → BaMnO4 360. b) So sánh tác dụng phân cực hóa của ion M1+ ( kim loại kiềm) và các ion M2+ ( kim loại kiềm thổ) đối với nguyên tử oxi trong nhóm OH-. 361. Từ Be2+ đến Ba2+, tác dụng phân cực hóa của cation M2+ đến anion SO42- giảm (do bán kính ion tăng từ Be2+ dến Ba2+) nên độ bền nhiệt tăng từ BeSO4 đến BaSO4. 362. Độ tan của các muối phụ thuộc và 2 yếu tố: năng lượng mạng lưới của tinh thể muối và năng lượng hidrat hóa của cation. Năng lượng mạng lưới giảm, độ hòa tan của muối tăng; năng lượng hidrat hóa của cation giảm, độ hòa tan giảm. Từ CaSO4 đếnBaSO4: yếu tố ảnh hưởng chính đến độ tan là năng lượng hidrat hóa. Từ Ca2+ đến Ba2+ năng lượng hidrat hóa giảm (từ 377 Kcal/mol ở Ca2+ đến 308 Kcal/mol ở Ba2+) nên độ tan giảm. Từ CaF2 đến BaF2: yếu tố quyết định đến độ tan là năng lượng mạng lưới. Từ CaF2 đến BaF2 năng lượng mạng lưới giảm (từ 624 Kcal/mol ở CaF2 đến 566 Kcal/mol ở BaF2) nên độ tan tăng. 363. Ví dụ độ tan của BaF2 là 8,3.10-3 mol/l ở 250C; còn độ tan của BaCO3 là 1,1.10-4 mol/l ở cùng nhiệt độ. Yếu tố quyết định đến độ tan của chúng là năng lượng mạng lưới. Năng lượng mạng lưới của BaF2 (566 Kcal/mol) bé hơn của BaCO3 (625 Kcal/mol) nên độ tan của BaF2 lớn hơn độ tan của BaCO3. 364.a) Khi phân hủy nhiệt các muối cacbonat xảy ra sự tách nguyên tử oxi ra khỏi nguyên tử trung tâm của anion và sau đó là kết hợp nguyên tử oxi vào cation. Quá trình đó gây ra sự chuyển dịch mật độ điện tích của electron và làm biến dạng ation do điện trường của cation, nghĩa là các anion bị các cation phân cực. Kết quả là CaCO3 bị nhiệt phân tạo ra CaO và CO2. Từ BeCO3 đến BaCO3, tác dụng phân cực của cation giảm nên khả năng bị nhiệt phân giảm (MgCO3 bị nhiệt phân ở 6000C nhưng BaCO3 bị nhiệt phân ở 13600C). b) Khi áp suất giảm và nhiệt độ tăng, cân bằng chuyển sang phải. Thổi khí CO2 (cho p giảm)đồng thời tăn nhiệt độ để cho hiệu suất nung vôi tăng. Khi nhiệt độ giảm CaO kết hợp với CO2 tạo ra CaCO3 (quá trình vôi sống hóa cacbonat) . 367. So sánh tích số tan của các chất không tan tạo ra trong dung dịch. 369. Năng lượng hidrat hóa của ion kim loại kiềm thổ lớn hơn ion kim loại kiềm nên dễ tạo ra các hidrat tinh thể. 370.b) Nung thạch cao ở 14000C tạo ra CaO, sau đó chuyển CaO thành CaCl2. Điện phân muối CaCl2 nóng chảy thu được Ca kim loại. Đ12. Nhôm 372. Lớp electron thứ 2 kể từ ngoài vào ở các nguyên tố nhóm này đều có số electron khác nhau. Với Al có lớp 3d còn trống; Ga, In nằm ngay sau các nguyên tố họ d với lớp thứ 2 có 18 electron; Tali không những nằm sau các nguyên tố họ d mà còn nằm sau các nguyên tố họ f, lớp electron thứ 2 kể từ ngoài vào cũng có 18e. Tóm lại Ga, In, Tl đều là các nguyên tố sau chuyển tiếp, tính chất của các nguyên tố này gây ra bởi cấu trúc đó. 373. Bán kính nguyêt tử tăng đột ngột từ B đến Al, sau đó giảm một ít khi chuyển từ Al đến Ga và từ Ga lại tăng. Thế ion hóa thay đổi không đều, giảm mạnh từ B đến Al và sau đó tăng không đáng kể. Từ Al đến Ga có sự thay đổi đó là do ảnh hưởng của hiện tượng co d (Ga đứng sau các nguyên tố họ d). Cũng vậy, ngoài ảnh hưởng của sự co d, sự co f cũng có ảnh hưởng mạnh, nên từ In đến Tl kích thước nguyên tử tăng lên không đáng kể. 374. Tinh thể Bo có cấu tạo đặc khít. Nó bao gồm những hình hai chục mặt B12 (cứ 12 nguyên tử B tạo ra một tế bào tinh thể hai chục mặt). Liên kết giữa các nguyên tử Bo là liên kết cộng hóa trị, do đó Bo rất khó nóng chảy. Trái lại, tinh thể Gali có mạng lưới phân tử, tại mắt mạng lưới là các phân tử Ga2, vì vậy Gali có nhiệt độ nóng chảy thấp, nhưng nhiệt độ bay hơi lại cao là do khi sôi phân tử Ga2 phải phân hủy thành Ga nguyên tử. 375.a) Bo là nguyên tố không kim loại nhưng Nhôm là một kim loại hoạt động. Do sự biến đổi đột ngột về kích thước nguyên tử từ 0,83Ǻ ở Bo đến 1,26Ǻ ở Nhôm và do năng lượng hidrat hóa của ion Al3+ rất lớn (1200Kcal/mol), vì vậy khuynh hướng tạo thành ion Al3+ dễ dàng hơn. 376. Borua là hợp chất của B với kim loại. Các borua kim loại thường có công thức phân tử và cấu tạo không phù hợp với quan điểm hóa trị bình thường, có thành phần và cấu trúc phức tạp, chẳng hạn các borua của Niobi: Nb2B, Nb4B2, NbB, Nb3B4 … Hợp chất của Bo với hidro gọi chung là các boran, ví dụ: B2H6, B4H10 … B O HO O O B B O O B OH Borat là muối của axit boric, chẳng hạn như borac - một loại borat ứng với công thứcNa2B4O7.10H2O. Các borat thường có cấu trúc phức tạp vàảơ dạng polime. Muối đó có thể ứng với axit tetraboric (K1=2.10-4 và K2=2.10-3) với công thức sau: Muối boryl là một loại muối bazơ trong đó chứa gốc boryl BO+ (hóa trị một) tương tự tianyl, zirconyl. Ví dụ (BO)PO3 là muối của axit metaphotphoric hoặc boryl asenat (BO)AsO3. Những hợp chất này thường bị thủy phân hoàn toàn trong nước. Ví dụ: BOPO3 + H2O → HBO2 + HPO3 Như vậy, có thể xem các muối Boryl là sản phẩm của axit boric ở dạng bazơ B(OH)3 tương tác với axit tương ứng, mặc dù tính bazơ của H2BO3 ở mức độ không đáng kể. 377. Phân tử BF3 có dạng tam giác đều. Trong phân tử đó nguyên tử B ỏ trạng thái lai hóa sp2 ba obital lai hóa này tạo nên liên kết σ với 3 obital 2p của 3 nguyên tử Flo. Một obital trống còn lại của B vuông góc với các obital lai hóa tạo nên liên kết π với một obital 2p khác có cặp electron tự do của một trong 3 nguyên tử Flo. 378.a) ở lớp vỏ ngoài cùng của nguyên tử B trong phân tử BH3 có 3 cặp electron và một obital tự do, vì vậy nguyên tử B có tính chất "nhận", nghĩa là có khuynh hướng kết hợp một cặp electron. Khi không có phân tử lạ có chứa cặp electron tự do, thì sự lấp đầy obital còn trống của nguyên tử B chỉ có thể đạt được khi hai phân tử BH3 kết hợp với nhau tạo ra B2H6, trong đó có một cặp electron của phân tử BH3 nàyđặt vào obital tự do của nguyên tử B trong phân tử BH3 kia, kết quả tạo ra liên kết 3 tâm. Trong phân tử B2H6, nguyên tử B ở trạng thái lai hóa sp3 (lai hóa tứ diện). Hai obital lai hóa sp3 tạo liên kết hai tâm với hai nguyên tử H, nghĩa là liên kết được hình thành do sự ghép chung cặp electron của 2 nguyên tử. Cặp electron còn lại tạo ra do obital lai hóa thứ ba và obital 1s của nguyên tử H được đặt vào obital còn trống của nguyên tử B bên cạnh tạo ra liên kết ba tâm B - H - B, nghĩa là hình thành hai liên kết nhưng chỉ có một cặp electron. H Bo H H H H H B Hình 1: Cấu tạo của B2H6 với hai liên kết ba tâm B - H - B Phân tử diboran có cấu tạokhông gian như hình dưới đây, trong đó các nguyên tử B và các nguyên tử H ở hai đầu nằm trong cùng một mặt phẳng. Hai nguyên tử H tham gia liên kết ba tâm nằm đối xứng nhau qua trục B - B. Hai nhóm BH3 hình thành hai tứ diện lệch có cạnh chung. b) Vì diboran không phải là một muối nên phản ứng thủy phân diboran không theo cơ chế thủy phân muối: B2H6 + 6H2O → 2H3BO3 + 6H2 Hình 2: Cấu tạo tứ diện lệch của hai nhóm BH4 trong phân tử B2H6 379.b) Vì dễ tạo ra mạch cao phân tử. 380.b) Axit octoboric là chất tinh thể có mạng lớp, các phân tử H3BO3 trong mỗi lớp liên kết với nhau bằng lực liên kết hidro, còn các lớp nối với nhau bằng lực Van der Waals. Vì vậy chúng ở trạng thái rắn là những vẩy nhờn. Axit H3BO3 không phân li proton như axit khác, mà do nguyên tử B còn có một obitan tự do có khả năng nhận một cặp electron vì vậy khi tương tác với H2O, nó kết hợp với nhóm OH- và giải phóng proton của nước: H3BO3 + H2O ⇌ [B(OH)4]- + H+ K= 10-9 381.b) Vì ion Al3+ có năng lượng hidrat hóa rất lớn nên Al dễ dàng chuyển thành dạng ion Al3+. 382.a) Khi đun nóng bột nhôm với S tạo ra Al2S3. Chất này chỉ ở trạng thái rắn, không có trong dung dịch vì dễ bị thủy phân tạo ra: Al2S3+ H2O → Al(OH)3 + H2S Al4C3 được tạo ra khi cho bột nhôm kim loại tác dụng với cacbon trong khí quyển hidro. Là chất bột màu vàng khi tác dụng với H2O tạo ra CH4. Khi cho phèn nhôm tác dụng với N2 hoặc NH3 ở 13000K - 15000K tạo ra AlN. Bị phân hủy trong nước nóng và nguội, axit, kiềm. Tổng hợp từ các nguyên tử Al và P tạo ra AlP. Nhôm không tạo ra hợp chất với silic. Nhôm tác dụng với Clo và Brom ở nhiệt độ thường, với Iot khi đun nóng và có H2O làm xúc tác. 383.a) 2Al + Na2CO3 + 7H2O → 2Na[Al(OH)4] + CO2 ↑ + 3H2 ↑ Nhôm cũng như các kim loại hoạt động đều có khả năng tạo ra hỗn hống. Hỗn hống nhôm tương tác với H2O tạo ra H2và Al(OH)3. b) 2Al + Cr2O72- + 14H+ → 2Al3+ + 2Cr3+ + 7H2O 5Al +3MnO4- + 24H+ → 5Al3+ + 3Mn2+ + 2H2O 387. Corundum là Al2O3 ở dạng tinh thể có trong tự nhiên. Rất trơ, không tan trong nước, trong axit, trong kiềm. Tan được trong NaOH nóng chảy; với Na2CO3, K2S2O7 ở nhiệt độ cao (10000C). Al2O3 + NaOH (nc) → NaAlO2 + H2O Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2 Al2O3 + 3K2S2O7 → Al2(SO4)3 + 3K2SO4 Alumogen là dạng thù hình γ của Al2O3 được điều chế khi khử nước của Al(OH)3.nH2O ở 5500C; dùng làm chất hấp thụ bề mặt như silicagen. 388.a) Dựa vào cân bằng thủy phân của Al3+ để giải thích. Tạo ra khí NH3 và kết tủa Al(OH)3. b) Ion axetat liên kết với ion H+ được tạo ra do quá trình thủy phân Al3+ làm tăng cường quá trình thủy phân, kết quả tạo ra Al(OH)3 và CH3COOH. 2Al3+ + 6CH3COO- + 6H2O → 2Al(OH)3 + 6CH3COOH c) Al3+ + H2O ⇌ Al(OH)2+ + H+ CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- H+ + OH- ⇌ H2O Do cân bằng tạo H2O nên đã làm tăng cường quá trình thủy phân Al3+ tạo ra Al(OH)3 và tăng cường quá trình thủy phân CO32- tạo ra CO2 muối cacbonat Al3+ không được tạo ra trong điều kiện đó vì Al(OH)3 có độ tan bé hơn. 389. Phèn là loại muối kép có công thức chung là M2ISO4.M2II(SO4)3.24H2O, trong đó: MI: kim loại hóa trị I như Na, K, Rb, Cs, NH4, Tl MII: kim loại hóa trị III như Al, Cr, Fe, Ga, In, Tl, Co. Al Cl Al Cl Cl Cl Cl Cl 390.a) ở trạng thái hơi và trong một số dung môi hữu cơ, các nhôm halogenua AlCl3, AlBr3, AlI3 ở dạng phân tử dime Al2X6 có cấu hình không gian như diboran, nhưng là cấu tạo tứ diện đều, kép với một cạnh chung. Liên kết cầu nối giữa Cl và 2 nguyên tử nhôm Al - Cl - Al không phải là liên kết 3 tâm như trong diboran; trong đó có liên kết cộng hóa trị do sự ghép chung electron của nguyên tử Clo và nguyên tử nhôm; liên kết còn lại là liên kết "cho - nhận" trong đó nguyên tử Clo là chất "cho", nhôm là chất "nhận". AlCl3 khan bốc khói mạnh trong không khí ẩm giải phóng hidro clorua: AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl ↑ HCl tác dụng với NH3 tạo ra khói NH4Cl. c) AlCl3 ở trạng thái rắn có cấu tạo ion, còn ở trạng thái nóng chảy có phần chuyển sang dạng hợp chất phân tử. 391. Gali tác dụng với axit tương tự Al. Tali tan trong HNO3 đặc nóng tạo ra hợp chất Tl3+, HNO3 loãng oxi hóa tali đến trạng thái hóa trị I. Tali tác dụng với HCl tạo ra TlCl. Ga tan trong dung dịch kiềm tương tự nhôm: 2Ga + 2NaOH +6H2O → 2Na[Ga(OH)4] + 3H2 Còn In và Tl không phản ứng với dung dịch kiềm. 392. ở Ga(OH)3 chức bazơ và chức axit thể hiện với mức độ gần như nhau; ở In(OH)3 tính bazơ trội hơn tính axit; còn ở Tl(OH)3 thể hiện chức axit rất yếu. 393. Muối kim loại yếu hơn dễ bị thủy phân hơn. Cùng một kim loại, ion kim loại với mức oxi hóa cao hơn dễ bị thủy phân hơn. 394.a) Vì bán kính của ion Tl+ tương tự bán kính các ion kim loại kiềm (=1,44Ǻ; =1,33Ǻ) nên dễ kết tinh tạo phèn. b) Tính chất khử là chủ yếu. Các hợp chất Ga(I), In(I) đều là chất khử mạnh. Tl(I) có tính khử kém hơn, chỉ chuyển thành Tl(III) khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh. Như vậy hợp chất Tl3+ ít bền hơn, còn hợp chất Tl cộng lại bền hơn. Đ13.Gecmani - thiếc - chì 395.b) Vì tổng năng lượng ion hóa khá cao nên không thể hình thành các ion 4+ và ái lực electron của các nguyên tử đó không đủ để tạo ra các ion 4-. Bản chất liên kết trong các hợp chất là cộng hóa trị. 396.a) Cũng như các nguyên tố khác thuộc họ p, trong phân nhóm Ge khi số thứ tự nguyên tử tăng lên, thì các obitan d và f có ảnh hưởng lớn đến việc hình thành liên kết hóa học. Nói cách khác, khi chuyển từ Ge đến Pb tính trơ của các electron ns2 tăng lên, vai trò tham gia vào việc hình thành liên kết của các electron ns2 giảm xuống, vì vậy trong dãy đó khuynh hướng cho mức oxi hóa +4 giảm xuống, và khuynh hướng tạo ra mức oxi hóa +2 tăng lên. Vídụ: PbO2 là chất oxi hóa mạnh, nhưng tính oxi hóa của GeO2, SnO2 là không đặc trưng; GeCl2, SnCl2 là chất khư mạnh, GeCl2 phản ứng ngay tức khắc với Clo, SnCl2 phản ứng nhanh ở nhiệt độ thường, nhưng PbCl2 không phản ứng với Clo ở nhiệt độ đó. 397.a) Kim cương và silic có cấu trúc tinh thể tương tự nhau, mỗi nguyên tử liên kết công hóa trị với 4 nguyên tử khác bao quanh, kiểu tứ diện đều, vì vậy chúng đều là những chất khó nóng chảy; tuy nhiên khoảng cách C- C trong kim cương là 1,545 Ǻ , còn Si - Si là 2,34 Ǻ đồng thời liên kết C- C có độ bền lớn hơn nhiều so với liên kết Si - Si. b) Từ Si đến Pb, kiểu liên kết hóa học biến đổi từ cộng hóa trị đến liên kết kim loại, do đó Tnc giảm. 398.a) Tinh thể Ge có cấu trúc kiểu kim cương nên cứng; Sn, Pb có kiểu liên kết kim loại trong tinh thể nên mềm. b) So sánh bán kính nguyên tử và cấu trúc của tế bào nguyên tố tinh thể Si, Ge và Pb sẽ dẫn đến kết luận Si và Ge hòa tan không hạn chế vào nhau, các nguyên tử có thể thay thế cho nhau trong mạng lưới tinh thể. 399.a) Gecmani không tan trong HCl và H2SO4 loãng nhưng tan trong H2SO4 đặc và HNO3 tạo ra axit gecmanic H2GeO3 (xGeO2.yH2O). Ví dụ: Ge + 4HNO3 → H2GeO3.H2O + 4NO2 Thiếc tan được trong HCl và H2SO4 loãng. Trong HNO3 loãng tạo ra Sn(NO3)2, nhưng trong HNO3 đặc tạo ra axit stanic: Sn + 4H2SO4 (đặc) → Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O 3Sn + 8HNO3 (loãng) → 3Sn(NO3)2 + 4NO + 4H2O Sn + 4HNO3 (đặc) → H2SnO3.H2O + 4NO2 + 2H2O (xSnO2.yH2O) b) Vì có phản ứng tạo ra chất tan: PbCl2 + 2HCl → H2PbCl4 PbSO4 + H2SO4 → Pb(HSO4)2 400.a) Độ bền của AH4 giảm xuống từ C đến Pb do khuynh hướng lai hóa sp3 của A giảm dần từ Si đến Pb. 401. Trong phân tử CO2 có liên kết π(p - p) là một trong những liên kết bền. Phân tử CO2 tương tác với nhau bằng lực Van der Waals là lực khá yếu; còn silic không tạo ra liên kết kép như trong phân tử CO2; SiO2 có cấu tạo 3 chiều trong đó silic và oxi có số phân tử là 4 và 2 tương ứng. Năng lượng liên kết Si - O khá lớn và do đó tinh thể rất bền có nhiệt độ nóng chảy cao (Xem thêm bài 260). Chì dioxit dễ bị nhiệt phân khi đun nóng mất dần oxi biến thành các oxit thấp hơn: PbO2 Pb2O3 Pb3O4 PbO (nâu đen) (Vàng đỏ) (đỏ nâu) (vàng) Sự phân hủy đó có thể giải thích một cách thô sơ là do đặc tính oxi hóa mạnh của cation Pb4+ đối với anion O2-, mặc dù liên kết trong phân tử có đặc tính cộng hóa trị. Tuy vậy cách giải thích đó cũng chứng minh được khuynh hướng tổng quát chuyển về trạng thái hóa trị II tăng lên từ Ge đến Pb. 402. Từ SiO2 đến PbO2 tính bền giảm; PbO2 dễ bị phân hủy tạo ra PbO bền. 403. Từ Ge(OH)2 đến Pb(OH)2 tính bazơ tăng, tính axit giảm. Từ X(OH)2 đến X(OH)4 tính bazơ giảm. 405. So sánh nhiệt tạo thành các oxit trên và nhiệt tạo thành của nước. 406.1) SnCl2 chuyển thành Sn(OH)2và sau đó cho mất nước Na2SnO2 + 2H2O → 2NaOH + Sn(OH)2 Sn(OH)2 → SnO + H2O 3)PbO2 + SO2 → PbSO4 407. Khi tan trong dung dịch kiềm: PbO2 + 2KOH + 2H2O → K2[Pb(OH)6] Và trong kiềm nóng chảy: 4NaOH + PbO2 → Na4PbO4 + 2H2O natri octoplombat 408.a) Cho Pb3O4 tác dụng với dung dịch loãng của H2SO4 hoặc HNO3 tạo nên PbO2 và muối Pb2+: Pb3O4 + 4HNO3 → 2Pb(NO3)2 + PbO2 +2H2O chì octoplombat 410.a) SnCl2 dễ bị thủy phân tạo ra kết tủa trắng: SnCl2 + H2O ⇌ Sn(OH)Cl ↓ + HCl b) So sánh thế tiêu chuẩn E0 Sn2+/Sn và E0 Sn4+/Sn. c) SnCl2 là chất khử mạnh, có thể khử Hg2+ thành Hg; Fe3+ thành Fe2+. 411.a) Vì có tạo ra các phức chất tan: PbI2 + 2KI → K2[PbI4] b) SnCl4 tạo ra tinh thể phân tử, còn tinh thể SnCl2 ở dạng polime trong đó có các nhóm: 412. Khi cho axit tác dụng vào PbCO3 sẽ có các quá trình sau: PbCO3 ⇌ Pb2+ + CO32- CO32- + H+ ⇌ HCO3- HCO3- + H+ ⇌ H2CO3 H2CO3 ⇌ H2O + CO2 nhờ đó xảy ra quá trình tan của PbCO3. Trái lại PbCrO4 là muối của axit mạnh, nên cân bằng tan: PbCrO4 ⇌ Pb2+ + CrO42- không chuyển dịch. 413. 1) SnCl4 + 2Zn → 2ZnCl2 + Sn 2) 2SnCl2 + O2 → SnO2 + SnCl4 3) PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O 4) 2KI + Pb3O + 4H2SO4→3PbSO4 + I2 + K2SO4 + 4H2O 5) 2MnSO4 + 5Pb3O4 + 26HNO3 → 2HMnO4 + + 13Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 12H2O 6) Sn +H2SeO4 (loãng) → SnSeO4 + H2 ↑ 7) Pb + 2H2SO4 (đặc) → PbSeO4 + SeO2 + 2H2O 415.a) So sánh tính số tan của SnS và PbS. b) SnS có khả năng bị amoni polisunfua oxi hóa đến disunfua, sau đó disunfua tan trong amonisunfua tạo ra amoni tiostanat tan. PbS không có khả năng đó. SnS + (NH4)2S2 → SnS2 + (NH4)2S SnS2 + (NH4)2S → (NH4)2SnS3 416.a) SnCl2 + H2S → SnS + 2HCl SnS + (NH4)2S2 → (NH4)2SnS3 SnS32- + 2H+ → SnS2 +H2S b) "Vàng giả" là SnS2 tan được trong kiềm và trong axit: SnS2 + 16HNO3 (đặc) → H2SnO3 + 2H2SO4 + 16NO2 + 5H2O SnS2 + 6KOH → 2K2SnS2 + K2[Sn(OH)6] (kali tiostanit) b) PbS và SnS không tan trong những dung dịch axit loãng, tan trong dung dịch HNO3 và HCl đậm đặc Đ14. Đồng - Bạc - Vàng 417.a) Cu, Ag, Au là hững nguyên tố thuộc họ d gần cuối cùng trong các chu kì tương ứng. Dáng lẽ cấu trúc electron hai lớp ngoài cùng của các nguyên tố này phải là (n - 1)d9ns2 (n ứng với số thứ tự của chu kỳ). Tuy nhiên ở lớp (n - 1)d đã gần hoàn thành, nên việc chuyển 1 electron ở lớp ns2 sang lớp (n - 1)d sẽ thuận lợi hơn về mặt năng lượng. Vì vậy, cấu trúc các lớp electron ngoài cùng của 3 nguyên tố Cu, Ag, Au sẽ là (n -1)d10ns1. b) Năng lượng ion hóa thứ nhất (eV) và ái lực electron (eV) như sau: Cu Ag Au Năng lượng ion hóa X0 → X+(eV) 7,73 7,57 9,22 ái lực electron (eV) 2,4 2,5 2,1 Năng lượng ion hóa giảm từ Cu đến Ag và sau đó tăng lên đến Au. ái lực electron tăng từ Cu đến Ag và sau đó giảm. So với các kim loại kiềm thì năng lượng ion hóa của Cu, Ag, Au cao hơn; nhưng ái lực electron thì lại cao hơn rất nhiều so với kim loại kiềm và lớn hơn cả oxi, lưu huỳnh và một số nguyên tố không kim loại khác như N, P … c) Do có một electron ns1 ở lớp ngoài cùng nên có khả năng hình thành phân tử hai nguyên tử như các kim loại kiềm (Cu2, Ag2, Au2). Tuy nhiên năng lượng phân li tương đối lớn so với phân tử của kim loại kiềm trong cùng chu kì. Phân tử M2 của các kim loại này bền hơn các kim loại kiềm là do có hai liên kết π bổ xung được hình thành do cơ chế "cho" gây nên (các cặp electron d tự do và các obital còn trống). 418. Với Cu và Ag thì mặc dù phân lớp d được điền đầy đủ nhờ một electron s ở lớp ngoài cùng nhuyển vào nhưng cấu trúc chưa phải đã bền hoàn toàn, do đó nguyên tử có thể bị kích thích chuyển thành trạng thái (n-1)d9s1p1, kết quả tạo ra ba electron không cặp đôi, và như vậy có một hoặc hai electron d tham gia vào quá trình hình thành liên kết hóa học: Do đó cấc nguyên tố phân nhóm đồng ứng với các mực oxi hóa +1, +2, +3. Với vàng thì trạng thái oxi hóa +3 là đặc trưng, ở đây cả 2 electron d đều tham gia vào quá trình hình thành liên kết. Với đồng thì trạng thái đặc trưng là +2; còn với bạc là +1. Tính bền của trang thái +1 ở bạc là do cấu hình 4d10 có tính bền tương đối lớn, vì rằng cấu hình đó đã được hình thành từ nguyên tố đứng trước bạc là paladi (Pd): 4d105s0. Cũng từ cấu trúc đó chúng ta hiểu được tại sao năng lượng ion hóa của Ag lại bé hơn của Cu. 419.a) bán kính nguyên tử của nguyên tố nhóm đồng bé hơn nhiều so với các kim loại kiềm, do đó lớp 18 e ở sát lớp ngoài cùng, vì vậy các nguyên tố này có thế ion hóa cao hơn các kim loại kiềm; điều đó đã giải thích nguyên nhân và sự khác nhau về tính chât của các kim loại nhóm đồng so với các kim loại kiềm. 422.a) Ag và Au không bị Oxi oxi hóa vì sản phẩm phản ứng không bền; ở điều kiện thường các oxi đó không được tạo ra, còn ở nhiệt độ cao thì bị phân hủy. b) Oxi nguyên tử có hoạt tính hóa học lớn hơn oxi phân tử, có khả năng phản ứng với bạc ở ngay nhiệt độ thường, tạo ra trên bề mặt một lớp oxi Ag2O hoặc AgO. 423.a) Mặc dù hợp chất Cu (II) bền hơn hợp chất Cu(I), chẳng hạn quá trình phân hủy CuF2 và CuCl2 thành CuF và CuCl và halogen ở nhiệt độ cao, nhưng do tính khử mạnh của ion I- nên CuI2 bị phân hủy ngay ở điều kiện thường do đó có phản ứng: 2CuSO4 + 4KI → 2CuI + I2 + 2K2SO4 b) Quá trình kết hợp nguyên tử halogen vào phân tử CuX (X là halogen ) chỉ có thể xảy ra sau khi kích thích nguyên tử đồng 3d104s1 → 3d94s1p1. Với Iot có ái lực electron bé hơn và bán kính lớn hơn so với các halogen còn lại, do đó khi tạo thành liên kết Cu - I năng lượng được giải phóng ra bé hơn so với sự tạo thành liên kết tương tự với nguyên tử halogen khác, năng lượng đó không đủ để gây ra trạng thái kích thích trên. 425. So sánh tích số tan của Cu(OH)2, CuS và hằng số không bền của ion phức [Cu(NH3)4]2+ để trả lời: (Tích số tan của Cu(OH)2 : = 5.10-20; của CuS: = 6,3.10-36; hằng số không bền của phức [Cu(NH3)4]2+ ứng với quá trình: [Cu(NH3)4]2+ ⇌ Cu2+ + 4NH3 là K = 9,33.10-13 ). 427. So sánh hằng số không bền của ion phức:[Cu(NH3)4]2+ ⇌ Cu2+ + 4NH3 K = 9,33.10-13 và tích số tan của CuCN là 3,2.10-20. Kali xianua là chất khử mạnh, có thể khử được Cu2+ thành CuCN và (CN)2. 428.a) Biết rằng khi nhúng một thành kim loại vào nước thì trên bề mặt thành kim loại đó có một lượng ion kim loại nào đó tương ứng với vị trí kim loại trong dãy thứ tự điện thế. Cân bằng Cu + H+ ⇌ Cu+ + H sẽ chuyển dịch về bên phải khi có lượng dư ion CN- tạo ra ion phức [Cu(CN)2]- , nồng độ ion Cu+ nằm trong cân bằng với kim loại sẽ lớn hơn so với cân bằng điện li của ion phức [Cu(CN)2]- , do đó Cu có thể tan được trong dung dịch KCN theo phản ứng: 2Cu + 4KCN + 2H2O → 2K[Cu(CN)2] + 2KOH + H2 Với Ag và Au đứng bên phải Cu trong dãy thứ tự điện thế nên nồng độ ion kim loại Ag+ và Au+ chuyển từ kim loại vào dung dịch bé hơn so với cân bằng điện li của các ion phức [Ag(CN)2]- và [Au(Cn)2]- , do đó không có khả năng tan trong dung dịch KCN. b) Tuy nhiên khi có mặt chất oxi hóa, chẳng hạn oxi của không khí, thì cân bằng M + H+ ⇌ M+ + H sẽ chuyển dịch sang phải do quá trình oxi hóa hidro, vì vậy Ag và Au tan trong KCN khi có mặt chất oxi hóa: 4Ag + 8KCN + 2H2O + O2 → 4K[Ag(CN)2] + 4KOH Với Au cũng có phản ứng tương tự. 429.a) So sánh tích số tan của HgI (8,3.10-17) và hằng số không bền của [Ag(NH3)2]+ (5,89.10-8) và của [Ag(CN)2]- (1,0.10-21). b) Độ tan giảm do tích số tan từ AgCl đến AgI giảm. 430. Có các quá trình: [Ag(NH3)2]+ ⇌ Ag+ + 2NH3 HNO3 → H+ + NO3- NH3 + H+ ⇌ NH4+ Trong dung dịch có ion Cl- do sự điện li cầu ngoại: [Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]- + Cl- Nhờ quá trình tạo ra ion NH4+ , nên đã làm tăng quá trình điện li ion phức, và nồng độ ion Ag+ sẽ đủ để đạt đến tích số tan: Ag+ + Cl- ⇌ AgCl ↓ 431.a) So sánh tích số tan của AgCl và AgI. b) So sánh tích số tan của AgCrO4 và AgCl. 433.a) SO2 sẽ khử CuBr2 tạo ra CuBr (Tích số tan của CuBr là 5,3.10-9) theo phương trình: 2CuBr2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr +CuBr ↓ b) Từ CuSO4 chuyển thành CuBr2, chẳng hạn theo phản ứng: CuSO4 + BaBr2 → BaSO4 ↓ + CuBr2 Sau đó cho khí SO2 đi qua dung dịch nước lọc có chứa CuBr2, phản ứng xảy ra như trên. 434.a) Các halogenua MX không tan trong nước và axit nhưng tan trong dung dịch đậm đặc của các axit halogen hidric hay các dung dịch halogenua tạo ra các phức chất tan: AgI + KI → K[AgI2] b) Vì có khả năng tạo ra phức chất tan có hằng số không bền bé: AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr Hằng số không bền của phức [Ag(S2O3)2]3- là 3,5.10-14. c) Tạo ra kết tủa Ag2S. (Tích số tan của Ag2S là 6,3.10-50). 435. Au(OH)3 tan trong NaOH , HNO3 và HCl tạo ra các phức chất: Au(OH)3 + NaOH → Na[Au(OH)4] Au(OH)3 + 4HNO3 → H[Au(NO3)4] + 3H2O Au(OH)3 + 4HCl → H[AuCl4] + 3H2O Đ15. Kẽm - cadimi - thủy ngân 436.a) Có lớp (n - 1)d hoàn toàn bền vững với 10 electron. b) Các kim loại Zn, Cd, Hg có bán kính bé hơn các kim loại kiềm thổ cùng chu kì, nên khi hình thành liên kết giữa các nguyên tử ở trạng thái kích thích, năng lượng được giải phóng ra lớn hơn so với quá trình tương tự của các kim loại kiềm thổ, nên các phân tử Zn2, Cd2, Hg2 có khả năng tồn tại. 437.a) Do tính bền đặc biệt của cấu hình 6s2 nên thế ion hóa của thủy ngân rất cao vì vậy thế tiêu chuẩn cao. 438.a) Chỉ có kẽm tác dụng với dung dịch kiềm. Kẽm và cadimi tan được trong dung dịch HCl và H2SO4 loãng, thủy ngân không phản ứng. Các kim loại đó đều phản ứng với các dung dịch HNO3 đặc hoặc loãng và đều tan dễ dàng. Riêng thủy ngân khi phản ứng với HNO3 đặc thu được Hg(NO3)2. Hg + 4HNO3 → Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Và với HNO3 loãng khi Hg dư sẽ thu được Hg2(NO3)2: 6Hg + 8HNO3 → 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O 439.a) Vì bề mặt có phủ một lớp oxit không tan trong nước nên kẽm không đẩy được H2 ra khỏi nước. b) Cho thêm CuSO4 vào dung dịch để tạo ra cặp pin Ganvani: Cu - Zn, khí H2 sẽ thoát ra nhanh hơn. 440.a) Trong môi trường kiềm, tính khử của kim loại kẽm thể hiện mạnh hơn, vì khi có mặt ion OH- trên bề mặt của kẽm sẽ mất lớp bảo vệ (Thế điện cực của kẽm trong môi trường axit là - 0,76V, nhưng trong môi trường kiềm là - 1,22V). b) Dung dịch nóng ZnCl2 bị thủy phân tạo ra môi trường axit, nên có khả năng làm tan Zn kim loại. c) 1) Zn + 2NaOH + 2H2O → H2 ↑ + Na2[Zn(OH)4] 2) Zn + 4NH4OH → H2 + [Zn(NH3)4](OH)2 + 2H2O 3) Zn + 2NH4Cl + 2H2O → ZnCl2 + H2 + 2NH4OH 441.a) Những kim loại mà nhiệt tạo thành của oxit kim loại đó phải lớn hơn nhiệt tạo thành của CO2. b) Có thể bằng cách đun nóng hỗn hợp, HgO sẽ bị phân hủy: 2HgO → 2Hg + O2 Hòa tan oxit kẽm và cadimi còn lại trong axit HCl. Cho khí H2S đi qua dung dịch, CdS sẽ kết tủa, còn lại muối kẽm trong dung dịch. Từ dung dịch muối kễm cho kết tủa ở dạng hidroxit, nung kết tủa tạo ra ZnO. Từ Hg chuyển thành HgO và từ CdS tìm cách chuyển thành CdO (CdS không tan trong axit loãng). 443.a) Khi cho dung dịch các muối kẽm và cadimi tác dụng với kiềm mạnh. Các hidroxit Zn(OH)2, Cd(OH)2 sẽ thoát ra dưới dạng kết tủa trắng. Hg(OH)2 sẽ bị phân hủy ngay khi mới được tạo thành: Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO + 2KNO3 + H2O do đó khi cho muối thủy ngân tác dụng với dung dịch kiềm mạnh sẽ sinh ra thủy ngân oxit màu vàng. HgO không tan trong kiềm dư. Hidroxit Zn(OH)2 tan trong kiềm dư còn Cd(OH)2 khó tan. b) Tính axit giảm Hg(OH)2 hầu như không có tính axit. có thể giải thích do quá trình tạo phức: M(OH)2 + OH- ⇌ [M(OH)3]- M(OH)2 + 2OH- ⇌ [M(OH)4]2- Ion Hg2+ có bán kính lớn hơn ion Zn2+ do đó kết hợp với phối tử OH- yếu hơn so với ion Zn2+. Vì thế, ion phức [Hg(OH)4]2- có độ bền bé hơn so với ion phức [Zn(OH)4]2- nên trong thực tế không tạo ra trong dung dịch ngay cả khi nồng độ ion OH- khá lớn. 444.a) Khi hòa tan Natri zincat trong nước xảy ra các quá trình sau: Na2[Zn(OH)4] ⇌ 2Na+ + [Zn(OH)4]2- [Zn(OH)4]2- ⇌ [Zn(OH)3]- + OH- [Zn(OH)3]- ⇌ Zn(OH)2 + OH- cân bằng sẽ chuyển dịch mạnh về bên phải do nồng độ ion OH- khá bé. Các phân tử H2O làm nhiệm vụ thay thế các phối tử OH- trong cầu nội của phức chất. 445. So sánh tích số tan của ZnCO3 và ZnS. 446. Có thể lấy muối Pb(NO3)2 và ZnSO4. 447.a) Có phản ứng trao đổi tạo ra HgCl2 là chất điện li kém. b) Hg có độ điện âm tương đối lớn nên liên kết trong các hợp chất đó có bản chất cộng hóa trị ở mức độ khá lớn. 448.a) Một trong những nguyên nhân gây ra khả năng tạo phức là do bán kính bé của các kim loại phân nhóm kẽm, nhờ vậy các phối tử có khả năng liên kết bền với các ion kim loại đó. b) Thủy ngân tác dụng với Iod ngay ở nhiệt độ thường. Với dung dịch I2 + KI tạo ra ion phức [HgI4]2-: Hg + I2 + 2KI → K2[HgI4] Đ16. Crom - Mangan - Sắt 450.a) Lớp (n - 1)d chưa hoàn chỉnh; bán kính nguyên tử tăng từ Crom đến Molibden, nhưng gần như không đổi khi chuyển từ Molibden đến vonfram do có hiện tương co lantanit. Thế ion hóa tăng vì các lớp vỏ electron của nguyên tử bị co lại đặc biệt mạnh khi chuyển từ Mo đến W. Vì những lí do đó nên Mo và W có tính chất hóa học giống nhau hơn so với crom. 451.b) So sánh thế điện cực chuẩn: E0Cr2+/Cr và E0Cr3+/Cr 452.a) Có tính khử mạnh, ngay trong dung dịch khi không có chất oxi hóa cũng bị nước phân hủy dần: 2CrCl2 + 2H2O → 2Cr(OH)Cl2 + H2 b) Tránh hiện tượng oxi của không khí oxi hóa CrCl2. 453.a) Chỉ thể hiện tính bazơ: tan trong axit. b) 4CrCl2 + 2H2O + O2 → 4Cr(OH)Cl2 c) Trong môi trường axit, oxi của không khí oxi hóa CrCl2: 4[Cr(H2O)6]2+ + O2 + 4H+ → 4[Cr(H2O)6]3+ + 2H2O 454. ở mức oxi hóa cao, cấu hình electron của S6+ và Cr6+ tương tự nhau, do đó hợp chất có chứa S6+ và Cr6+ có tính chất tương tự nhau. 456.a) (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O Hòa tan hỗn hợp trong nước thu được Cr2O3. b) Cr2O3 + 3K2S2O7 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O chứng minh tính lưỡng tính của Cr2O3 tinh thể. 457.b) Có thể bằng cách sau: cho hỗn hợp KCrO2 và KAlO2 thủy phân trong môi trường axit, sau đó cho axit dư chuyển thành muối Cr3+ và Al3+. Cho thêm chất oxi hóa, chẳng hạn HClO oxi hóa Cr3+ thành Cr2O72-. Cho thêm kiềm sẽ có Al(OH)3 xuất hiện. Dung dịch còn lại có chứa hỗn hợp CrO42- và Cr2O72-, từ dung dịch này chuyển thành muối Cr3+ sau đó tạo ra Cr(OH)3. 458. Màu sắc của dung dịch thay đổi theo số lượng phối tử H2O trong cầu nội. Ví dụ: [Cr(H2O)6]Cl3: xanh tím [Cr(H2O)5Cl]Cl2: xanh sáng [Cr(H2O)4Cl2]Cl: xanh tối Số phối tử đó phụ thuộc vào các yếu tố nhiệt độ, nồng độ, pH của dung dịch làm cho thành phần của phức thay đổi. 460.b) Điều chế hỗn hợp sunfocromic bằng cách hòa tan 85 gam CrO3 tan trong 120ml H2O + 500ml H2SO4 98%; hoặc dung dịch 5% (theo trọng lượng) K2Cr2O7 trong H2SO4 98%. 461. Cho CrO3 hòa tan trong dung dịch loãng KOH tạo ra K2CrO4, sau đó axit hóa dung dịch K2CrO4 tạo ra K2Cr2O7. Cho dung dịch K2Cr2O7 tác dụng với chất khử trong môi trường axit tạo ra Cr2(SO4)3 sau đó chuyển thành Cr(OH)3, nhiệt phân Cr(OH)3 tạo ra Cr2O3. 462. 2CrO3 + 6Fe(OH)2 → Cr2O3 + 3Fe2O3 + 6H2O CrO3 + 3Fe(OH)2 + 3H2O → Cr(OH)3 + 3Fe(OH)3 463.a) Giữa CrO42- và Cr2O72- có tồn tai cân bằng sau đây trong dung dịch: 2CrO42- + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O Từ đó ta thấy ion Cr2O72- tồn tại trong môi trường axit; ion CrO42- tồn tại trong môi trường kiềm. b) Khi cho KOH vào dung dịch muối Cr3+ tạo ra kết tủa keo, xanh xám, kết tủa tan trong kiềm dư. Khi cho KOH vào dung dịch K2Cr2O7 cân bằng trên sẽ chuyển sang trái, dung dịch sẽ chuyển từ vàng da cam sang vàng. 464.b) Dùng chất oxi hóa chẳng hạn CaOCl2 hoặc HClO, oxi hóa muối Cr3+ tạo thành Cr2O72- sau đó chuyển thành CrO3. Ví dụ: Cr2(SO4)3 + 3HClO + 4H2O → H2Cr2O7 + 3HCl + 3H2SO4 từ K2Cr2O7 điều chế CrO3: K2Cr2O7 + H2SO4 (đặc) → CrO3 + K2SO4 + H2O 465. Khi đun nóng thế điện cực sẽ thay đổi. Vì vậy khi cho HCl đặc tác dụng với tinh thể K2Cr2O7 và đun nóng sẽ có khí Clo thoát ra, nếu ngừng đun phản ứng sẽ dừng lại. Phản ứng này dùng để điều chế một lượng nhỏ khí Clo, khi ngừng đun khí Clo sẽ không thoát ra nữa. K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + Cl2 + 7H2O 466.a) Dùng những chất có thế tiêu chuẩn lớn hơn thế tiêu chuẩn của Cr2O7-2/Cr3+. b) Từ K2CrO4 chuyển thành K2CrO7, sau đó cho tác dụng với H2SO4 đặc tạo ra CrO3. Cho CrO3 tinh thể tác dụng với khí HCl tạo ra cromylclorua. Hoặc cho H2SO4 đặc tác dụng trực tiếp lên K2CrO4 thu được CrO3, sau đó cho tác dụng với khí HCl: CrO3 + 2HCl → CrO2Cl2 + H2O 467. Dựa và sự chuyển dịch cân bằng: Cr2O72- + H2O ⇌ 2H+ + 2CrO42- để giải thích hiện tượng, đồng thời so sánh tích số tan của Ag2Cr2O7; Ag2CrO4; BaCrO4. 1) Tạo ra kết tủa đỏ nâu Ag2CrO4. 2) Tạo ra kêt tủa vàng BaCrO4 3) Tạo ra kết tủa BaSO4. Chú ý rằng H2CrO4 là một axit mạnh (K1=2.10-1; K2=3.10-7) nhưng yếu hơn H2SO4, BaCrO4 có tích số tan là 1,2.10-10. Vì vậy trong dung dịch có cân bằng: BaCrO4 ↓ ⇌ Ba2+ + CrO42- trong dung dịch H2SO4, cân bằng trên chuyển sang phải do quá trình tạo thành Cr2O72-, trong dung dịch có chứa ion Ba2+ sẽ hình thành kết tủa BaSO4. 468.b) Có thể bằng cách: Cr2O3 + 3K2S2O7 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 tiếp tục oxi hóa Cr2(SO4)3 trong môi trường kiềm khi có mặt ion NH4+. 469. 1) Cr2O72- + 14H+ + 6Br- → 2Cr3+ + 3Br2 + 7H2O 2) Phải có điều kiện 3) Không 4) Cr2O72- + 8H+ + 3H2S → 2Cr3+ + 3S + 7H2O 5) Cr2O72- + 14H+ + 3Hg22+ → 2Cr3+ + 6Hg2++ 7H2O 6) Cr2O72- + 14H+ + 3Cu → 2Cr3+ + 3Cu2+ + 7H2O 7) Không 470. 1) Cr2O72- + 6I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 +7 H2O 2) Cr2O72- + 8H+ + 3H2S → 2Cr3+ + S ↓ + 7H2O 3) 2CrO42- + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4OH- 4) Cr2O72- + 3SO2 + 2H+ → 2Cr3+ + 3SO42- + H2O 5) CrO42- + 3Fe2+ + 8H+ → Cr3+ + 3Fe3+ +4H2O 6) Cr3+ +3[Fe(CN)6]3- +8OH-→CrO42- +3[Fe(CN)6]4-+4H2O 471. 1) 2CrO3 + 3H2O2 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3O2 + 6H2O 2) 2CrBr3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O 3) 2CrO3 + 6HI → 2Cr(OH)3 + 3I2 4) Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O 5) Cr2O3 + 6K3[Fe(CN)6] + 10KOH → 2K2CrO4 + 6K4[Fe(CN)6] + 5H2O 6) Cr2(SO4)3 + 6KMnO4+16KOH→2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O 474.b) Hoạt tính hóa học giảm từ Mn đến Re. c) Mn tan trong HCl và H2SO4 loãng. Các kim loại Re và Tc phản ứng với các axit HNO3 và H2SO4 đặc. Ví dụ: 3Tc + 7HNO3 → 3HTcO4 + 7NO + 2H2O 2Re + 7H2SO4 → 2HReO4 + 7SO2 + 6H2O 475.a) Điện phân dung dịch MnSO4 tương tự như quá trình điện phân dung dịch NiSO4 hoặc CuSO4. b) Có thể điều chế Mn bằng phương pháp nhiệt kim hoặc nhiệt silic: 3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3 MnO2 + Si → Mn + SiO2 476.a) Chuyển MnO thành MnSO4 hoặc MnCl2, sau đó cho dung dịch muối Mn2+ tác dụng với kiềm thu được kết tủa Mn(OH)2 mầu trắng. b) Có thể dùng phản ứng : 2Mn(OH)2 + O2 (không khí) + 2H2O → Mn(OH)4 477. 1) 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2MnO4 + 2KCl + 6H2O + 3K2SO4 2) 2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O 3) MnSO4 + 2H2O2 + 4KOH → K2MnO4 + 4H2O + K2SO4 4) MnSO4 + 2Br2 + 8NaOH → Na2MnO4 + 4H2O + 4NaBr + Mn2SO4 5) MnSO4 + CaOCl2 + 2NaOH → MnO2 + Na2SO4 + CaCl2 + H2O 479.a) Ví dụ phản ứng: 3MnO2 + KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + KCl + 3H2O 2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O 480.a) Có thể cho MnO2 tác dụng với HCl đặc thu được MnCl2: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O Nung hỗn hợp MnO2 + KClO3 + KOH rắn phản ứng tạo ra K2MnO4 (Xem bài 479), hòa tan, lọc dung dịch nước lọc có K2MnO4. Axit hóa dung dịch K2MnO4 thu được KMnO4. Đun nóng dung dịch ở 800C, sau đó làm nguội, tinh thể KMnO4 xuất hiện. Muốn thu được Mn2O7, cho H2SO4 đặc tác dụng với tinh thể KMnO4: 2KMnO4 + H2SO4 → 2HMnO4 + K2SO4 2HMnO4 → Mn2O7 + H2O b) Nung hỗn hợp Ba(OH)2 và MnO2 trong không khí: 2Ba(OH)2 + 2MnO2 + O2 → 2BaMnO4 + 2H2O 3BaMnO4 + 2H2O → Ba(MnO4)2 + MnO2 + 2Ba(OH)2 Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 + H2O lọc và rửa sản phẩm, Ba(MnO4)2 còn lại trong dung dịch. 481. Trong dung dịch có tồn tại cân bằng sau: 3MnO42- + 2H2O ⇌ 2MnO4- + MnO2 + 4OH- từ cân bằng đó có thể thấy được ion MnO42- tồn tại trong môi trường kiềm; MnO4- bền trong môi trường axit. 482.a) Có thể bằng các phản ứng: K2MnO4 + 2H2S + 2H2SO4 → 2S + MnSO4 + K2SO4 + 4H2O 2K2MnO4 + Cl2 →2KMnO4 + 2KCl 4K2MnO4 + O2 + 2H2O → 4KMnO4 + 4KOH b) H2MnO4 không bền nhanh chóng bị phân hủy: K2MnO4 + H2SO4 → H2MnO4 + K2SO4 2H2MnO4 → 2HMnO4 + MnO2 + 2H2O 485. 1) 2KMnO4 + 3MnCl2 + 2H2O → 5MnO2 + 2KCl + 4HCl 3) 2KMnO4 + 10KI + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + 5I2 + 8H2O 4) 2KMnO4 + 6KI + 4H2O → 2MnO2 + 3I2 + 8KOH 486. 1) 2MnCl2 + 4KClO + 8KOH → 2K2MnO4 + 8KCl + 4H2O với phương trình dạng ion: 2Mn2+ + 4ClO- +8OH- → 2MnO42- + 4Cl- + 4H2O theo ví dụ trên, viết phương trình phân tử dựa vào các phương trình ion sau: 2) 2MnO4- + 5NO2- + 6H+ → 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O 3) 3MnO4- + 5Fe + 24H+ → 3Mn2+ + 5Fe3+ + 12H2O 4) 5Mn2+ + 2BrO3- + 4H2O → 5MnO2 + Br2 + 8H- 5) 2MnO4- + H2O2 + 2OH → 2MnO42- + O2 + 2H2O 487. Dựa vào thế tiêu chuẩn để giải thích. 492.a) Phân tử được hình thành theo cơ chế "cho - nhận" nhờ các obital lai hóa dsp3 của nguyên tử Fe. và các cặp electron của 5 phân tử CO (xem bài 262) b) Fe(CO)5 điều chế bằng cách nung bột sắt trong dòng khí CO ở 150 - 2000C với áp suất khoảng 100at. Fe + 5CO → Fe(CO)5 494.a) Trong dung dịch nước ion Fe2+ ở dạng ion phức [Fe(H2O)6]2+ có độ bền kém hơn ion phức [Fe(CN)6]4-, nên [Fe(H2O)6]2+ có tính khử mạnh hơn. b) Xem bài tập 427. 495.b) 2K3[Fe(CN)6] + H2O2 +2KOH→2K4[Fe(CN)6] + O2 +2H2O c) 2K4[Fe(CN)6] + H2O2 + 2HCl → 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl + 2H2O 497. 1) Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O → 2FeSO4 + Na2SO4 + H2SO4 2) 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O 3) 3FeSO4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 3H2SO3 + 2H2O 5) 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO2 499. 3) 6Fe2+ + BrO3- + 6H+ → 6Fe3+ + Br- + 3H2O 4) 5[Fe(CN)6]4- + MnO4 + 8H+ → 5[Fe(CN)6]3- + 4H2O + Mn2+ 5) 2[Fe(CN)6]4- + H2O2 + 2H+ → 2[Fe(CN)6]3- + 2H2O 500. Ví dụ viết theo dạng sau: 2FeCl3 + H2S → S ↓ + 2FeCl2 + 2HCl