ở dạng đơn chất, các halogen tồn tại dới dạng phân tử X2.. Với số oxi hóa +1 halogen tồn tại ở dạng HOX axit hipohalogenơ và muối MOX hipohalogenit.. Với số oxi hóa +3 halogen tồn tại ở
Trang 1Hóa học phi kim
Chơng 5: Nhóm halogen
A Tóm tắt lí thuyết
i cấu hình electron
Các nguyên tố nhóm VIIA (còn gọi là nhóm halogen) có cấu hình eletron chung lớp ngoài cùng là: ns2np5
Ví dụ: F (Z = 9) : 2s22p5
Cl (Z = 17): 3s23p5
Nhóm halogen có bán kính nguyên tử bé nhất, độ âm điện lớn nhất so với các nguyên tố thuộc cùng chu kì
ii lí tính
Cả 4 halogen đều tồn tại ở dạng phân tử X2 với 2 nguyên tử X nối vơí nhau bằng 1 nối đơn
Ví dụ: F - F, Cl - Cl, Br - Br, I - I.
Giữa các phân tử X2 chỉ có lực hút Van der Waals yếu nên các halogen hoặc ở trạng thái khí (F2, Cl2) hoặc ở trạng thái lỏng (Br2) dễ bay hơi, cũng có thể ở trạng thái rắn(I2) dễ thăng hoa
iii hóa tính
Nhóm halogen với 7 điên tử ở lớp ngoài cùng và độ âm điện lớn, nguyên tử halogen X dễ dàng lấy 1 điện tử tạo ra X- có cấu hình khí trơ bền vững
X + 1e → X− 1
ns2np5 → ns2np6
Do đó tính chất quan trọng nhất của nhóm halogen là tính oxi hóa, tính này
giảm dần từ F2 (chất oxi hóa mạnh nhất) đến I2 (chất oxi hóa trung bình)
Các bậc oxi hóa đặc trng của các halogen là: -1, 0, + 1, +3, + 5, + 7
ở dạng đơn chất, các halogen tồn tại dới dạng phân tử X2 Có bậc oxi hóa trung gian là 0 là bậc oxi hóa trung gian Nên nó vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể hiện tính khử
-1 0 +1 +3 +5 +7
1 Tính oxi hóa 2.Tính khử
3 Tính tự oxi hóa khử
1 Tính oxi hóa mạnh
X2 + 2.1e → 2X
-Tính oxi hóa: F2 > Cl2 > Br2 > I2
0
Trang 2a) Tác dụng với kim loại → muối halogenua
2M + nX2 → 2MXn
(n: là hóa trị cao nhất của kim loại M)
- F2: Oxi hóa đợc tất cả các kim loại
Ca + F2 → CaF2 (Caxiflorua)
- Cl2: Oxi hóa đợc hầu hết các kim loại, phản ứng cần đun nóng
2Fe + 3Cl2 →t0 2FeCl3 (Sắt (III) clorua)
Cu + Cl2 →t0 CuCl2 (Đồng (II) clorua)
- Br2: Oxi hóa đợc nhiều kim loại, phản ứng cần đun nóng
2Fe + 3Br2 →t0 2FeBr3 (Sắt (III) bromua)
- I2: Oxi hóa đợc nhiều kim loại, phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc khi
có mặt của chất xúc tác
2Al + 3I2 H →2o 2AlI3 (Nhôm iotua)
b) Tác dụng với phi kim.
Các halogen tác dụng đợc với hầu hết các phi kim trừ N2, O2, C (kim cơng) 2P + 3Cl2 →t0 2PCl3 (Photpho triclorua)
2P + 5Cl2 →t0 2PCl5 (Photpho pentaclorua)
2S + Cl2 →t0 S2Cl2
X2 + H2 → 2HX
Khả năng phản ứng giảm dần từ F2 → I2
- F2: Phản ứng ngay trong bóng tối, ở t0 = - 2520C, gây nổ mạnh
F2 + H2 → − 250 0 2HF
- Cl2: Phản ứng cần chiếu sáng, nổ mạnh
Cl2 + H2 →as 2HCl
- Br2: Câng nhiệt độ cao
Br2 + H2 300 → 0 2HBr
- I2: Cần nhiệt độ cao, phản ứng không hoàn
I2 + H2 → 450 0 2HI
Ghi nhớ: Khí HX tan trong nớc tạo ra dung dịch axit HX, đều là các dung dịch
axit mạnh (trừ HF)
d) Tác dụng với hợp chất có tính khử:
F2 + H2S → 2HF + S
F2 + H2O → HF + O2
Cl2 + H2S → 2HCl + S
3FeCl2 + 3Cl2 → 2FeCl3
←
Trang 3Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2
Br2 + H2 → 2HBr
Br2 + 2NaI → 2NaBr + I2
I2 + H2S → 2HI + S
Ghi nhớ: - Halogen có tính mạnh hơn đấy đợc halogen có tính oxi hóa yếu hơn ra
khỏi dung dịch muối (trừ F2)
VD: F2 + dd NaCl → không xảy ra phản ứng: F2 + 2NaCl →
2NaF + Cl2
mà xảy ra phản ứng : F2 + H2O → HF + O2 ↑
- Nớc clo, brom có tính oxi hóa rất mạnh → luôn oxihóa chất khử lên bậc oxi hóa cao nhất
3Cl2 + S + 4H2O → 6HCl + H2SO4
Cl2 + SO2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4
4Cl2 + H2S + 4H2O → 8HCl + H2SO4
3Br2 + S + 4H2O → 6HBr + H2SO4
Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 (phản ứng nhận biết khí SO2)
4Br2 + H2S + 4H2O → 8HBr + H2SO4
2 Tính khử.
Theo dãy: F2 - Cl2 - Br2 - I2 tính khử tăng dần
- Cl2 : Khử đợc F2
Cl2 + F2 → 2ClF
- Br2: Khử đợc Cl2
5Cl2 + 6H2O + Br2 → 10HCl + 2HBrO3
- I2: Khử đợc Cl2, Br2
5Cl2 + 6H2O + I2 → 10HCl + 2HIO3
5Br2 + 6H2O + I2 → 10HCl + 2HIO3
3 Tính tự oxi hóa - khử.
a) Với H 2 O.
- Cl2: Phản ứng không hoàn toàn ở nhiệt độ thờng
Cl2 + H2O → HCl + HClO (axit hipocloro)
- Br2: ở ứng ở nhiệt độ tờng, chậm hơn clo
Br2 + H2O → HBr + HBrO (axit hipobromo)
- I2: Hầu nh không phản ứng
b) Với dung dịch bazơ.
←
←
Trang 4Cl2 + 2NaOH t →thuong NaCl + NaClO + H2O
nớc gia ven
3Cl2 + 6NaOH 70 → 0 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 → 30 0 CaOCl2 + H2O
(cloruavôi)
3Br2 + 6NaOH → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
Ghi nhớ: Nớc gia ven, cloruavôi đều là chất oxi hóa mạnh, tác nhân oxi hóa là
Cl+1 Chúng có tính tẩy màu và sát trùng
iv Điều chế.
1 Điều chế F 2 : Vì F2 có tính oxi hóa mạnh nhất, nên muốn chuyển F- thành F2
phải điện phân hỗn hợp KF + HF (không có mặt H2O)
2HF →dp H2 + F2
2 Điều chế Cl 2 :
a) Trong phòng thí nghiệm: Cho axit HCl đặc (hay hỗn hợp NaCl + H2SO4 đặc), tác dụng với các chất oxi hóa mạnh nh MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2, KClO3, CaOCl2, NaClO, …
MnO2 + 4HCl →t0 MnCl2 + Cl2 ↑ + 2H2O
MnO2 + 4NaCl + 4H2SO4 →t0 MnCl2 + 4NaHSO4 + Cl2 ↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl →t0 2MnCl2 + Cl2 ↑ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl →t0 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 ↑ + 7H2O
CaOCl2 + 2HCl →t0 CaCl2 + H2O + Cl2 ↑
2NaClO + 2HCl →t0 2NaCl + Cl2 ↑ + H2O
b) Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl, có màng ngăn.
2NaCl + 2H2O dpdd , → mn 2NaOH + H2 ↑ + Cl2 ↑
(K) (A)
Nếu không có màng ngăn thì khí clo thoát ra sẽ phản ứng với NaOH tạo ra
n-ớc gia ven
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
3 Điều chế Br 2 , I 2
a) Trong phòng thí nghiệm: Dùng chất oxi hóa mạnh nh MnO2 oxi hóa ion I−,
Br− trong môi trờng axit H2SO4
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 →t0 MnSO4 + I2 + Na2SO4 + 2H2O 2NaBr + MnO2 + 2H2SO4 →t0 MnSO4 + Br2 + Na2SO4 + 2H2O Hoặc: Có thể điều chế Br2, I2 bằng cách dùng Cl2 (vừa đủ) oxi hóa ion I−, Br
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2
Trang 5b) Trong công nghiệp:
- Nguồn chính để sản xuất Br2 trong công nghiệp nớc biển và nớc hồ muối,
đ-ợc axit hóa bằng H2SO4, sau đó cho khí Cl2 (vừa đủ) sục qua
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
- Nguồn chính để sản xuất I2 trong công nghiệp là rong biển và nớc của lỗ khoan dầu mỏ
iv hợp chất
Các hợp chất của halogen chứa các halogen có số oxi hóa từ -1(thấp nhất) đến +7 (cao nhất)
1 Số oxi hóa -1.
Với số oxi hóa -1 halogen tồn tại ở dạng HX hoặc muối halogenua
a) Hiđrohalogenua và axit halogenic.
Theo dãy:
HF - HCl - HBr - HI
Tính axit tăng, tính khử tăng
1.1.Tính axit.
ở điều kiện thờng các HX đều là chất khí, dễ tan trong nớc cho ra dung dịch axit HX
Vì độ bền của liên kết H - X giảm dần từ H - F đến H - I, độ mạnh của axit
HX tăng dần từ HF (axit yếu) đến HI Các axit HCl, HBr, HI đều là các axit mạnh, trong nớc phân li hoàn toàn
HCl → H+ + Cl
HBr → H+ + Br
HI → H+ + I
-⇒ Các axit HCl, HBr, HI thể hiện đầy đủ tính chất của một axit mạnh
- Làm quỳ tím hóa đỏ
- Tác dụng với bazơ → muối + nớc.
2HCl + Cu(OH)2 → CuCl2 + 2H2O
HBr + NaOH → NaBr + H2O
hợp nhiều bazơ (chẳng hạn NaOH + Ba(OH)2) thì để đơn giản ta nên thay hỗn hợp axit bằng H+ và hỗn hợp bazơ bằng OH-
H+ + OH- → H2O
nH +
= nHCl + 2nH2SO4 ; nOH −
= nNaOH + 2nBa (OH)2
- Tác dụng với oxit bazơ → muối + nớc
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
Trang 62HI + Na2O → 2NaI + H2O
Ghi nhớ: Với oxit bazơ Fe3O4 khi tác dụng với axit HX (X:Cl, Br, I) tạo ra hai muối
8HCl + Fe3O4 → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
8HBr + Fe3O4 → 2FeBr3 + FeBr2 + 4H2O
8HI + Fe3O4 → 2FeI3 + FeI2 + 4H2O
- Tác dụng với kim loại → Muối có hóa trị thấp + H2
2M + 2nHX → 2MXn + nH2 ↑
ĐK: M đứng trớc H2 (K → Pb); n: hóa trị thấp của M
VD: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 ↑
Fe + 2HBr → FeBr2 + H2 ↑
hợp nhiều kim loại (chẳng hạn Na, Mg, Zn, Fe, Al) thì để đơn giản ta nên thay hỗn hợp axit bằng H+
Na + H+ → Na+ + 1/2H2
Mg + 2H+ → Mg2+ + H2
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2
Fe + 2H+ → Fe2+ + H2
2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2
- Tác dụng với dung dịch muối
Có hai kiểu phản ứng
● Do quan hệ đẩy: axit mạnh đẩy axit yếu hơn ra khỏi muối
VD: BaCO3 + 2HCl → BaCl2 + CO2 ↑ + H2O
Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S↑(mùi trứng thối)
ĐK: Muối tham gia phải tan, sản phẩm tạo thành phải có chất kết tủa không tan trong axit sinh ra
VD: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
(trắng)
1.2.Tính khử.
Trong phân tử HX, số oxi hóa của X là -1, thấp nhất → thể hiện tính khử Theo dãy: HF - HCl - HBr - HI → tính khử của các HX tăng dần do độ bền liên kết H - X
giảm dần ( vì dH-X tăng) → độ bền phân tử giảm dần
- HF: Không thể hiện tính khử ở điều kiện thờng, chỉ có thể oxi hóa bằng dòng điện Vì phân tử HF rất bền
Trang 7- HCl: Khi đặc, thể hiện tính khử yếu, chỉ tác dụng với các chất oxi hóa mạnh
nh MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2, KClO3, CaOCl2, NaClO … Vì phân tử HCl
t-ơng đối bền
MnO2 + 4HCl →t0 MnCl2 + Cl2 ↑ + 2H2O
MnO2 + 4NaCl + 4H2SO4 →t0 MnCl2 + 4NaHSO4 + Cl2 ↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl →t0 2MnCl2 + Cl2 ↑ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl →t0 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 ↑ + 7H2O
CaOCl2 + 2HCl →t0 CaCl2 + H2O + Cl2 ↑
2NaClO + 2HCl →t0 2NaCl + Cl2 ↑ + H2O
PbO2 + 4HCl →t0 PbCl2 + Cl2 ↑ + 2H2O
- HBr, HI: Đều là những chất khử mạnh, vì phân tử tơng đối kém bền
2HBr (k) + H2SO4 (đ) → Br2 + SO2 ↑ + 2H2O
8HI(k) + H2SO4 (đ) → 4I2 + H2S↑ + 4H2O
4HBr + O2 → Br2 + 2H2O
4HI + O2 → I2 + 2H2O
MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O
MnO2 + 4HI → MnI2 + I2 ↑ + 2H2O
Ghi nhớ: HF có tính chất đặc biệt là ăn mòn thủy tinh (SiO2)
4HF + SiO2 → SiF4 ↑ + 2H2O
Phản ứng trên đợc dùng để khắc thủy tinh
1.3 Điều chế HX.
● HF: CaF2(rắn) + H2SO4(đ) → CaSO4 + 2HF↑
● HCl: NaCl(rắn) + H2SO4(đ) → 250 0 NaHSO4 + HCl↑
2NaCl(rắn) + H2SO4(đ) > → 250 0 Na2SO4 + 2HCl↑
● HBr, HI: Vì hai axi này có tính khử mạnh, phản ứng với H2SO4 đặc nên không thể dùng phơng pháp sunfat để điều chế nh điều chế HF và HCl
2NaBr (k) + 2H2SO4 (đ) → Br2 ↑ + SO2 ↑ + 2H2O + Na2SO4
8NaI(k) + 5H2SO4 (đ) → 4I2 ↑ + H2S↑ + 4H2O + 4Na2SO4
Có thể điều chế HBr, HI bằng các phản ứng:
PBr3 + 3H2O → 3HBr + H3PO3
PI3 + 3H2O → 3HI + H3PO3
H2S + I2 → S↓ + 2HI
(khí) (dd) (dd)
b) Muối halogenua.
• Các halogenua kim loại đều tan nhiều trong nớc trừ halogenua của Ag+,
Pb+,Hg(I)
Trang 8Độ tan này giảm dần từ clorua đến iođua.
AgCl > AgBr > AgI
Độ tan giảm dần
• Nhận biết ion Cl−, Br −, I−: Dùng dung dịch muối Ag+ (thờng là AgNO3) làm thuốc thử
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
(trắng)
NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3
(vàng nhạt)
NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3
( vàng)
2 Số oxi hóa +1.
Với số oxi hóa +1 halogen tồn tại ở dạng HOX (axit hipohalogenơ) và muối MOX (hipohalogenit)
NaOCl: natri hipoclorit HOX có CTCT là H - O - X Trong CTCT không có O liên kết cho nhận với Clo nên HOCl là axit yếu
Dung dịch muối MClO bị thủy phân mạnh cho ra dung dịch có môi trờng bazơ
HOX và MOX không bền, dễ mất oxi:
2HOX → 2HX + O2
HOX và MOX đều có tính oxi hóa mạnh
3 Số oxi hóa +3.
Với số oxi hóa +3 halogen tồn tại ở dạng HXO2 (axit halogenơ) và muối MXO2 (halogenit)
NaClO2: natri clorit
Tồn tại dạng axit có CTCT:
H - O - X → O Lúc này trong công thức chỉ có 1 oxi liên kết cho nhận nên đây cũng chỉ là một axit yếu, độ mạnh của axit giảm dần từ HClO2 đến HIO2
Với số oxi hóa trung gian +3, HXO2 và MXO2 có cả hai tính chất oxi hóa và khử
4 Số oxi hóa +5
Với số oxi hóa +5 halogen tồn tại ở dạng HXO3 (axit halogenic) và muối MXO3 (muối halogenat)
Trang 9Ví dụ: HClO3: axit cloric
KClO3: kali clorat
Có CTCT:
O
H - O - X Với 2 oxi tham gia liên kết cho nhận với X nên
đây là một axit mạnh
O Tồn tại ở số oxi hóa trung gian +5, các hợp chất có cả hai tính chất oxi hóa và khử, đặc biệt còn cho phản ứng tự oxi hóa khử:
Ví dụ: 4KClO3 →t0 3KClO4 + KCl
Quá trình oxi hóa: Cl+5 + 2e → Cl+7
Quá trình khử: Cl+5 - 6e → Cl-1
5 Số oxi hóa +7
Dạng tồn tại: HXO4 (axit pehalogenic) và muối MXO4 (muối pehalogenat)
Ví dụ: HIO4: axit peiođic
KIO4: kali peiođat Trong dạng này halogen tồn tại ở số oxi hóa cao nhất nên các hợp chất chỉ có tính chất oxi hóa chứ không thể hiện tính khử
B Câu hỏi trắc nghiệm
1 Phát biểu nào sau đây là đúng ?
A Các halogen đều là những phi kim điển hình
B Tất cả các halogen đều rất độc, tan đợc trong benzen
C Từ flo đến atatin nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần
D Trong phản ứng với nớc X2 đóng vai trò vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử
2 Phát biểu nào sau đây là đúng ?
Trong nhóm halogen, theo số hiệu nguyên tử tăng dần
A bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng dần, cờng độ màu giảm dần
B bán kính nguyên tử tăng và cờng độ mầu tăng dần
C ái lực electron của nguyên tử các nguyên tố tăng dần, khối lợng riêng của
đơn chất tăng dần
D ái lực electron của nguyên tử các nguyên tố giảm dần, khối lợng riêng của
đơn chất giảm dần
3 ở điều kiện phòng thí nghiệm, đơn chất nào có cấu tạo mạng tinh thể phân tử?
Trang 10A Iot B Brom C Clo D Flo
4 Trong dãy nào dới đây các chất đã không đợc xếp theo trật tự tăng dần độ mạnh
tính axit từu trái sang phải ?
A HClO, HClO2, HClO3, HClO4 B HI, HBr, HCl, HF
C H3PO4, H2SO4, HClO4 D NH3, H2O, HF
5 Theo dãy : F2 - Cl2 - Br2 - I2 thì
A tính oxi hoá tăng dần, tính khử giảm dần
B tính oxi hoá giảm dần, tính khử tăng dần
C tính oxi hoá giảm dần, tính khử giảm dần
D tính oxi hoá tăng dần, tính khử tăng
6 Theo dãy: HF - HCl - HBr - HI thì
A tính axit giảm, tính khử tăng B tính axit tăng, tính khử tăng
C tính axit tăng, tính khử giảm D tính axit giảm, tính khử giảm
đ-ợc là 1,2 mol thì số mol HCl đã dùng là
A 1,2 mol hoặc 2,4 mol B 2,4 mol
C 0,39 mol D 0,27 mol hoặc 0,39 mol
Khi phản ứng xảy ra hoàn toàn thì khối lợng kết tủa thu đợc bằng
A 9,0 gam B 7,2 gam C 10,7 gam D 16,0 gam
9 Khẳng định nào sau đây không đúng ?
A Axit flohiđric đợc dùng để khắc tủy tinh do có phản ứng :
SiO2 + 4HF → SiH4 + 2 F2O
B AgBr trớc đây đợc dùng để chế tạo phim ảnh do có phản ứng :
2AgBr →as 2Ag + Br2
C Nớc Gia - ven có tính oxi hóa mạnh là do có phản ứng :
NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO
D KClO3 đợc dùng để điều chế oxi trong phòng thí nghiệm theo phản ứng : 2KClO3 MnO , → 2 t o 2KCl + 3O2
10 Trộn 60 ml dung dịch HCl x mol/l với 80 ml dung dịch NaOH 0,15 M thì thu
đợc dung dịch có pH = 2 Giá trị của x là
A 0,15 B 0,20 C 0,25 D 2,00
11 Để hòa tan hết 0,1 mol mỗi oxit FeO, Fe3O4, Fe2O3 bằng dung dịch HCl, thì l-ợng HCl cần dùng là
A 0,6 mol B 1,6 mol C 0,8 mol D 1,2 mol
