Lý thuyết và bài tập nhóm Halogen - Trường THPT Chuyên Chu Văn An

(Coi thể tích dung dịch không đổi). Bài 2) Một dung dịch có hòa tan hai muối là NaCl và NaBr. Nồng độ % của mỗi muối trong dung dịch đều bằng nhau và bằng C%. Xác định tên của halogen [r]

LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP NHÓM HALOGEN- TRƯỜNG THPT CHUYÊN CHU VĂN AN

§: KHÁI QUÁT VỀ NHÓM HALOGEN I) Vị trí trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Nhóm halogen (nhóm VIIA) gồm 5 nguyên tố: Flo (ô số 9, chu kì 2), clo (ô 17, chu kì 3), brom (ô 35, chu

kì 4), iot (ô 53, chu kì 5) và atatin (ô 85, chu kì 6)

Atatin là nguyên tố phóng xạ, không gặp trong tự nhiên, nó được điều chế nhân tạo bằng các phản ứng

hạt nhân

II) Cấu hình electron nguyên tử và cấu tạo phân tử của các nguyên tố trong nhóm halogen

Halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng, có dạng ns2 np5

Ở trạng thái cơ bản, nguyên tử các halogen đều có 1 electron độc thân

↑↓ ↓↑ ↑

↑↓

Lớp electron ngoài dùng của flo là lớp thứ hai nên không có phân lớp d Nguyên tử clo, brom, iot có phân lớp d nên khi được kích thích thì 1, 2 hoặc 3 electron có thể chuyển đến những obitan d còn trống:

↑

↑↓ ↑ ↑

↑↓

↑ ↑

↑ ↑ ↑

↑↓

↑ ↑ ↑

↑ ↑ ↑

↑

Do đó, ở trạng thái kích thích, nguyên tử Cl, Br, I có thể có 3, 5 hoặc 7 electron độc thân  Điều này

giải thích trong hợp chất: Cl, Br, I có nhiều trạng thái số oxi hóa nhưng F chỉ có 1 mức số oxi hóa duy

nhất

Đơn chất halogen không phải là những nguyên tử riêng lẻ mà là những phân tử X2 liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị không cực

Năng lượng liên kết X-X của phân tử X2 không lớn (từ 151 đến 243kJ/mol) nên các phân tử halogen

tương đối dễ tách thành hai nguyên tử

III) Khái quát về tính chất vật lí của halogen

Từ flo đến iot:

 Trạng thái tập hợp: từ thể khí chuyển sang thể lỏng và thể rắn

 Màu sắc: đậm dần

 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần

 Độ âm điện tương đối lớn và giảm dần

IV) Khái quát về tính chất hóa học của halogen

Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hóa mạnh Khả năng oxi hóa của các

halogen giảm dần từ flo đến iot

F có độ âm điện lớn nhất nên trong tất cả các hợp chất nó chỉ có số oxi hóa – 1 nhưng Cl, Br, I ngoài số

oxi hóa – 1 còn có thêm các số oxi hóa +1, +3, +5, +7

§: FLO I) Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên

 Flo là chất khí màu lục nhạt, rất độc

 Do Flo là phi kim điển hình, tính oxi hóa rất mạnh nên trong tự nhiên flo chỉ tồn tại ở dạng hợp chất như CaF2 hoặc Na3AlF6 (criolit)

II) Tính chất hóa học

Flo có độ âm điện (χ) lớn nhất nên là phi kim mạnh nhất

1) F 2 oxi hóa đƣợc tất cả các kim loại tạo muối florua

Ca + F2  CaF2

2Fe + 3F2  2FeF3

2) F 2 oxi hóa đƣợc hầu hết các phi kim

S + 3F2  SF6

F2↑ + H2↑  2HF↑; ∆H = – 288,6kJ (Phản ứng gây nổ ngay ở nhiệt độ rất thấp – 250oC và trong

bóng tối)

2P + 5F2  2PF5

3) F 2 tác dụng dễ dàng với H 2 O

2F2 + 2H2O  4HF + O2

Lưu ý : axit flohiđric là axit yếu nhưng có tính chất đặc biệt là ăn mòn thủy tinh nên được dùng để khắc

chữ lên thủy tinh (thành phần chính của thủy tinh là SiO2) Vì vậy, người ta đựng axit HF trong các chai

lọ bằng chất dẻo chứ không đựng trong chai lọ thủy tinh

SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O

Silic tetraflorua

III) Ứng dụng

 Sản xuất chất dẻo như floroten (-CF2-CFCl-)n, teflon (-CH2-CF2-)n

 NaF dùng làm thuốc chống sâu răng

 Flo được dùng làm chất oxi hóa cho nhiên liệu lỏng dùng trong tên lửa

 Trước đây freon CF2Cl2 (viết tắt CFC) được dùng làm chất sinh hàn trong tủ lạnh và máy điều hòa

nhiệt độ nhưng từ năm 1996 đã bị cấm sử dụng do phá hủy tầng ozon

IV) Sản xuất flo trong công nghiệp

Vì flo có tính oxi hóa mạnh nhất nên phương pháp duy nhất để điều chế flo là dùng dòng điện để oxi hóa ion F- trong florua nóng chảy (phương pháp điện phân) Trong công nghiệp, người ta điện phân hỗn hợp

chất lỏng KF và HF (tonc 70oC)

2HF KF H2↑ + F2↑

IV) Một số hợp chất của flo

1) Hiđro florua và axit flohiđric

Vì phản ứng của H2 và F2 quá mãnh liệt nên phương pháp thường dùng nhất để điều chế hiđro florua là

cho canxi florua tác dụng với axit H2SO4 đặc ở 250o

C: CaF2 + H2SO4 đặc 250

o C

 CaSO4 + 2HF Hiđro florua tan vô hạn trong nước tạo thành dung dịch axit flohiđric

Tính axit của HF < HCl < HBr < HI

Các muối florua đều độc AgF dễ tan trong nước (khác với AgCl, AgBr, AgI: đều kết tủa)

2) Hợp chất của flo với oxi

Vì độ âm điện của flo lớn hơn oxi nên trong hợp chất OF2, flo có số oxi hóa -1 còn oxi có số oxi hóa +2 Oxi florua (OF2) được điều chế bằng cách cho F2 qua dung dịch NaOH loãng (2%) và lạnh

2F2 + 2NaOH  2NaF + OF2 + H2O

OF2 là chất khí không màu, mùi đặc biệt, rất độc

OF2 là chất oxi hóa mạnh, tác dụng với hầu hết kim loại và phi kim tạo oxit và florua

Ví dụ: 3OF2 + 4Al  Al2O3 + 2AlF3

§: CLO I) Tính chất vật lí

 Clo là khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc, nó phá hoại niêm mạc đường hô hấp

 Khí clo nặng hơn không khí (

2 /

71 2,5 29

Cl kk

 Khí clo tan trong nước tạo thành nước clo có màu vàng nhạt Clo tan nhiều trong dung môi hữu cơ,

nhất là hexan và cacbon tetraclorua

 Dưới áp suất thường, clo hóa lỏng ở – 33,6o

C và hóa rắn ở – 110oC; clo rất dễ hóa lỏng ở áp suất cao

II) Tính chất hóa học

 Trong hợp chất với O hoặc F thì Cl có số oxi hóa dương +1, +3, +5, +7 còn trong hợp chất với những nguyên tố khác thì Cl có số oxi hóa –1

 Khi phản ứng, Cl dễ nhận thêm 1 electron tạo thành ion Cl–  Tính chất hóa học cơ bản của clo là

tính oxi hóa mạnh Ngoài ra, trong một số phản ứng, clo còn thể hiện thêm tính khử

1) Tác dụng với kim loại tạo muối clorua

Clo oxi hóa được hầu hết các kim loại tạo muối clorua Phản ứng xảy ra nhanh và tỏa nhiều nhiệt

2Na + Cl2

o t

 2NaCl

Mg + Cl2

o t

 MgCl2 2Al + 3Cl2

o t

 2AlCl3 2Fe + 3Cl2

o t

 2FeCl3

2) Tác dụng với hiđro

Ở nhiệt độ thường và trong bóng tối, clo oxi hóa chậm hiđro Nhưng nếu được chiếu sáng mạnh hoặc hơ nóng, phản ứng xảy ra nhanh Đặc biệt, tỉ lệ số mol Cl2 : H2 = 1 : 1 thì hỗn hợp sẽ nổ mạnh

Cl2↑ + H2↑ as 2HCl↑ (khí hiđro clorua); ∆H = – 184,6kJ

3) Tác dụng với nước

Khi tan vào nước, một phần clo tác dụng chậm với nước theo phản ứng thuận nghịch sau:

Cl H O H Cl H Cl O



  

Axit clohiđric mạnh axit hipoclorơ yếu

Trong phản ứng trên, Cl2 vừa thể hiện tính oxi hóa, vừa thể hiện tính khử

Do HClO có tính oxi hóa rất mạnh nên nước clo có tính tẩy màu, sát trùng, diệt khuẩn

4) Tác dụng với dung dịch kiềm

Cl 2NaOH Na Cl Na Cl O H O

Trong phản ứng trên, Cl2 vừa thể hiện tính oxi hóa, vừa thể hiện tính khử Đây là phản ứng tự oxi hóa –

khử

Dung dịch hỗn hợp muối NaCl và NaClO gọi là nước Gia-ven

5) Tác dụng với muối của các halogen khác

Clo không oxi hóa được ion F

trong các muối florua nhưng oxi hóa dễ dàng ion Br- trong muối bromua

và ion I- trong muối iotua

2 2

Cl 2Na Br 2Na Cl Br

2 2

Cl 2Na I 2Na Cl I

 Tính oxi hóa của Cl2 > Br2 > I2

6) Tác dụng với các chất khác

Cl S O 2H O H S O 2H Cl

Cl 2 Fe Cl 2 Fe Cl

III) Ứng dụng

 Clo được dùng để sát trùng nước trong hệ thống cung cấp nước sạch, xử lí nước thải

 Clo dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy

 Clo là nguyên liệu để sản xuất nhiều hợp chất vô cơ như sản xuất axit clohiđric, nước Gia-ven, clorua vôi,…Gần 70% lượng clo được dùng trong sản xuất các hóa chất hữu cơ như dung môi đicloetan, cacbon tetraclorua được dùng để chiết chất béo, khử dầu mỡ trên kim loại; thuốc diệt côn trùng bảo vệ thực vật;

chất dẻo, sợi tổng hợp, cao su tổng hợp, da giả,…

IV) Điều chế Cl 2

Nguyên tắc điều chế clo là oxi hóa ion Cl- thành Cl2

1) Điều chế Cl 2 trong phòng thí nghiệm

Dùng MnO2 oxi hóa axit HCl đặc, đun nóng hoặc dùng KMnO4, KClO3 oxi hóa axit HCl đặc ngay ở

nhiệt độ thường

MnO2 + 4HCl đặc

o t

 MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl đặc  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O

KClO3 + 6HCl đặc  KCl + 3Cl2 + 3H2O

2) Sản xuất Cl 2 trong công nghiệp

Điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn:

2NaCl + 2H2O đpdd cmn2NaOH + H2↑ + Cl2↑

Nếu không có màng ngăn thì Cl2 sẽ tác dụng với NaOH tạo thành nước Gia-ven

V) Trạng thái tự nhiên

 Do clo là phi kim hoạt động mạnh nên chỉ tồn tại ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối clorua

 Khối lượng chủ yếu của natri clorua chứa trong nước biển và đại dương (1 lit nước biển có khoảng 30g NaCl) NaCl còn được thấy ở dạng rắn gọi là muối mỏ

 Kali clorua cũng khá phổ biến trong tự nhiên, có trong các khoáng vật như cacnalit KCl.MgCl2.6H2O

và xinvinit NaCl.KCl

§: BROM I) Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên

 Brom là chất lỏng, màu nâu đỏ, dễ bay hơi

 Brom và hơi brom rất độc Khi rơi vào da, brom sẽ gây bỏng nặng

 Brom tan trong nước tạo thành nước brom

 Trong tự nhiên, brom tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất, ví dụ NaBr, KBr, MgBr2

II) Tính chất hóa học

Brom có tính oxi hóa mạnh nhưng yếu hơn so với flo và clo

1) Br 2 oxi hóa được nhiều kim loại tạo thành muối bromua

2Na + Br2

o t

 2NaBr 2Al + 3Br2

o t

 2AlBr3

2) Br 2 oxi hóa H 2 (phản ứng cần đun nóng)

Br2 + H2

o t

 2HBr

3) Br 2 tác dụng chậm với nước nhưng khó khăn hơn so với clo tác dụng với nước

Br H O H Br H Br O



Axit bromhiđric (mạnh) axit hipobromơ (axit yếu)

3Br 3H O 5H Br H Br O

o



Axit bromic

 Br2 vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử

4) Br 2 tác dụng với khí Cl 2 trong dung dịch

5Cl2 + Br2 + 6H2O  10HCl + 2HBrO3 (axit bromic)

III) Ứng dụng

 Sản xuất dược phẩm như C2H5Br và C2H4Br2

 Sản xuất AgBr tráng lên phim ảnh

Lưu ý: 2AgBr as 2Ag↓ + Br2↑

 Sản xuất phẩm nhuộm…

IV) Sản xuất brom trong công nghiệp

Nguồn chính để điều chế brom là nước biển Sau khi đã lấy muối ăn (NaCl) khỏi nước biển, phần còn lại

có chứa nhiều muối bromua của natri và kali Để thu được brom, người ta cho khí clo sục qua dung dịch bromua:

Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2

Cl2 + 2KBr  2KCl + Br2

V) Một số hợp chất của brom

1) Hiđro bromua và axit bromhiđric

Để điều chế hiđro bromua, người ta thủy phân photpho tribromua:

PBr3 + 3H2O  H3PO3 + 3HBr

Trong thực tế, 2P + 3Br2 + 6H2O  2H3PO3 + 6HBr

Ở nhiệt độ thường, HBr là chất khí, không màu, bốc khói trong không khí ẩm và dễ tan trong nước Dung dịch HBr trong nước được gọi là axit bromhiđric Axit bromhiđric là một axit mạnh và mạnh hơn axit

HCl

Tính khử của HBr cũng mạnh hơn HCl

2

2H Br H S O đ Br S O 2H O

Dung dịch HBr không màu, để lâu trong không khí trở nên có màu vàng nâu vì bị oxi hóa (dung dịch HF

và HCl không có phản ứng này):

2

4H Br O 2 Br 2 H O

Trong các muối bromua thì AgBr được sử dùng nhiều Chất này khi gặp ánh sáng bị phân giải thành bạc kim loại dạng phân tán có màu đen:

2AgBr as 2Ag + Br2

Vì vậy AgBr được dùng chế tạo phim ảnh

2) Hợp chất chứa oxi của brom

Axit hipobromơ (HBrO) có thể được điều chế tương tự axit hipoclorơ:

Br2 + H2O  HBr + HBrO

Tính bền, tính oxi hóa và tính axit của HBrO đều kém hơn HClO

Axit bromic (HBrO3) được điều chế bằng cách cho nước clo oxi hóa brom:

5Cl2 + Br2 + 6H2O  10HCl + 2HBrO3

§: IOT I) Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên

 Ở nhiệt độ thường, iot là tinh thể, màu đen tím có vẻ sáng kim loại

 Khi đun nóng, tinh thể iot chuyển thành hơi màu tím mà không qua trạng thái lỏng, gọi là hiện tương

thăng hoa

 Iot tan rất ít trong nước nhưng tan nhiều trong xăng, benzen, ancol etylic, clorofom,…

 Trong tự nhiên iot tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất như NaI, KI,…Iot còn có trong tuyến giáp của

người, tuy với lượng rất nhỏ nhưng có vai trò rất quan trọng: nếu thiếu iot người ta sẽ bị bệnh bứu cổ

II) Tính chất hóa học

Iot cũng là một chất oxi hóa mạnh nhưng yếu nhất trong nhóm halogen

1) I 2 oxi hóa đƣợc nhiều kim loại khi đun nóng hoặc có mặt chất xúc tác

2Al + 3I2 xt H O2 2AlI3

Fe + I2 t o FeI2

2) I 2 oxi hóa H 2 ở nhiệt độ cao và có mặt chất xúc tác

I2 + H2 350 500

o C Pt





3) I 2 hầu như không tác dụng với nước

4) I 2 tác dụng với khí Cl 2 , Br 2 trong dung dịch

5Cl2 + I2 + 6H2O  10HCl + 2HIO3

5Br2 + I2 + 6H2O  10HBr + 2HIO3

5) I 2 tác dụng với dung dịch kiềm

3I2 + 6KOH  5KI + KIO3 + 3H2O

Lưu ý: Trong môi trường kiềm tồn tại cân bằng: 3XO-  2X

+ XO3

-Ion ClO- và BrO- phân hủy rất chậm ở nhiệt độ thường và phân hủy nhanh khi đun nóng còn ion IO- phân hủy ở tất cả các nhiệt độ, kể cả ở nhiệt độ thường

III) Ứng dụng

 Iot được dùng nhiều dưới dạng cồn iot (dung dịch iot 5% trong ancol etylic) để làm chất sát trùng

 Sản xuất dược phẩm

 Muối iot dùng để phòng tránh các rối loạn do thiếu iot (Muối iot chứa chủ yếu là NaCl, khoảng 95%

và một lượng nhỏ KI hoặc KIO3) Thiếu iot làm não bị hư hại nên người ta trở nên đần độn, chậm chạm,

có thể điếc, câm, liệt chi, bướu cổ, trẻ sẽ lùn, thiểu năng Nhưng thừa muối khiến cơ thể khát nước, khô tế bào, suy thận vì hoạt động liên tục để bớt muối, thừa muối lâu dài còn bị cao huyết áp

IV) Sản xuất iot trong công nghiệp

Để điều chế iot, người ta phơi khô rong biển, đốt thành tro, ngâm tro trong nước, gạn lấy dung dịch đem

cô cho đến khi phần lớn muối clorua và sunfat lắng xuống, còn lại muối iotua ở lại trong dung dịch Sục

khí clo hoặc dung dịch brom vào dung dịch để oxi hóa ion I- thành I2 hoặc cho muối iotua tác dụng với

H2SO4 đặc

Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2↓

Br2 + 2NaI  2NaBr + I2↓

2NaI + 2H2SO4đặc  Na2SO4 + I2↓ + SO2↑ + 2H2O

2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 đặc  2Na2SO4 + I2↓ + 2NO↑ + 2H2O

V) Một số hợp chất của iot

1) Hiđro iotua và axit iothiđric

Trong các hiđrohalogenua thì hiđroiotua (HI) kém bền nhiệt hơn cả Ở 300oC nó đã bị phân hủy đáng kể 2HI 300o C H2 + I2

Hiđro iotua dễ tan trong nước tạo thành axit iothiđric Axit HI mạnh hơn cả HBr và HCl Tính khử của HI cũng mạnh hơn HBr

2

8H I H S O đ 4 I H S 4H O

2

2H I 2 Fe Cl 2 Fe Cl 2HCl I

Để điều chế HI, người ta thủy phân photpho triiotua: PI3 + 3H2O  H3PO3 + 3HI

Hoặc H2S (k) + I2 (dd)  S↓ + 2HI (dd)

2) Một số hợp chất khác

Muối iotua dễ tan trong nước trừ AgI↓ màu vàng, PbI2↓ màu vàng, HgI2↓ màu đỏ

Muối iotua bị oxi hóa bởi clo hoặc brom

2 2

Cl 2Na I 2Na Cl I

Br 2Na I 2Na Br I

§: HIĐRO CLORUA – AXIT CLOHIĐRIC – MUỐI CLORUA I) Hiđro clorua

1) Cấu tạo phân tử

Công thức phân tử: HCl

Công thức cấu tạo: H – Cl

∆χ = 3,16 – 2,2 = 0,96 nên HCl là hợp chất cộng hóa trị có cực, cặp electron chung bị lệch về phía Cl

2) Tính chất vật lí

 Hiđro clorua là khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí, rất độc

 Trong không khí ẩm, nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù Hiđro clorua hóa lỏng ở -85,1o

C và hóa rắn ở -114,2oC

 Hiđro clorua tan rất nhiều trong nước tạo thành dung dịch axit clohiđric

II) Axit clohiđric

1) Tính chất vật lí

 Chất lỏng không màu, mùi xốc, bốc khói trong không khí ẩm do tạo thành những hạt nhỏ li ti

 Dung dịch HCl đặc nhất có nồng độ 37% và có khối lượng riêng D = 1,19g/ml

 Khi đun nóng dung dịch HCl đặc, đầu tiên hiđro clorua bay ra cùng với một lượng nhỏ hơi nước Đến khi nồng độ dung dịch còn 20,2% thì HCl và H2O tạo thành hỗn hợp đẳng phí, sôi ở 110oC

2) Tính chất hóa học

a) Axit HCl là axit mạnh, có đầy đủ 5 tính chất hóa học chung của axit

 Làm quì tím hóa đỏ

 Tác dụng với kim loại đứng trước hiđro trong dãy hoạt động hóa học giải phóng H2↑

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2

Lưu ý: Cu, Ag, Au, Hg, Pt đứng sau H không phản ứng với HCl Mặc dù Pb đứng trước H nhưng Pb

cũng không phản ứng với HCl vì PbCl2↓ bao bọc lấy Pb ngăn không cho Pb tiếp xúc với HCl

 Tác dụng với bazơ tạo muối + H2O

KOH + HCl  KCl + H2O

Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O

Fe(OH)3 + 3HCl  FeCl3 + 3H2O

 Tác dụng với oxit bazơ tạo muối + H2O

Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O

FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O

Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O

Fe3O4 + 8HCl  2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

 Tác dụng với muối  Muối mới kết tủa hoặc axit mới yếu hơn

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O

FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S↑

b) Axit HCl đặc có thêm tính khử

2

Mn O 4H Cl đ t o Mn Cl Cl 2H O

2

2K Mn O 16H Cl đ 2KCl 2 Mn Cl 5Cl 8H O

2

K Cl O 6H Clđ KCl 3Cl 3H O

K Cr O 14H Cl đ 2KCl 2 Cr Cl 3Cl 7H O

3) Điều chế HCl

a) Trong phòng thí nghiệm (phương pháp sunfat)

NaCl rắn + H2SO4đặc 250

o C



NaHSO4 + HCl↑

2NaCl rắn + H2SO4đặc 400

o C



Na2SO4 + 2HCl↑

b) Trong công nghiệp

H2 + Cl2

o t

 2HCl (phương pháp tổng hợp) hoặc 2NaCl rắn + H2SO4 đặc 400

o C



Na2SO4 + 2HCl↑ (phương pháp sunfat)

III) Muối clorua và nhận biết ion clorua

1) Một số muối clorua

 Muối AgCl, CuCl, PbCl2, Hg2Cl2 không tan (riêng PbCl2 tan nhiều trong nước nóng)

 Các muối clorua khác dễ tan

 Một số muối clorua có ứng dụng quan trọng, chẳng hạn, NaCl làm muối ăn và làm nguyên liệu sản

xuất Cl2, NaOH, HCl KCl dùng làm phân kali ZnCl2 dùng để chống mục gỗ và bôi lên bề mặt kim loại

trước khi hàn vì nó có tác dụng tẩy gỉ, làm chắc mối hàn AlCl3 là chất xúc tác quan trọng trong tổng hợp hữu cơ BaCl2 dùng để trừ sâu bệnh trong nông nghiệp,…

2) Nhận biết ion clorua Cl - trong muối clorua hoặc axit HCl

Dùng thuốc thử là dung dịch AgNO3, hiện tượng là xuất hiện kết tủa màu trắng

Ví dụ:

AgNO3 + NaCl  AgCl↓ + NaNO3

AgNO3 + HCl  AgCl↓ + HNO3

§: HỢP CHẤT CÓ CHỨA OXI CỦA CLO I) Các oxit và axit có oxi của clo

Tuy không tác dụng trực tiếp với oxi nhưng clo tạo ra một loạt oxit được điều chế bằng con đường gián

tiếp Ví dụ: Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7

Clo cũng tạo ra các axit có oxi nhưH Cl O1



: axit hipoclorơ,H Cl O3 2



: axit clorơ,H Cl O5 3



: axit cloric,

4

H Cl O



: axit pecloric

Do oxi có độ âm điện lớn hơn clo (3,44 > 3,16) nên trong các hợp chất trên, O có số oxi hóa âm còn Cl có

số oxi hóa dương

Tính bền và tính axit của HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

Khả năng oxi hóa của HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4

II) Nước Gia-ven

1) Định nghĩa

Nước Gia-ven là dung dịch hỗn hợp muối NaCl và NaClO

2) Tính chất của nước Gia-ven

 Nước Gia-ven có tính oxi hóa mạnh nên có tính tẩy màu, tẩy trắng vải, sợi, giấy và sát trùng

 NaClO là muối của axit yếu (HClO yếu hơn H2CO3) nên xảy ra phản ứng:

NaClO + H2O + CO2  NaHCO3 + HClO

2NaClO + 2HCl  2NaCl + Cl2 + H2O

3) Điều chế nước Gia-ven

 Điều chế nước gia-ven trong phòng thí nghiệm

Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O

 Điều chế nước gia-ven trong công nghiệp

NaCl + H2O đpdd, k có màng ngan NaClO + H2

II) Clorua vôi

1) Định nghĩa

Clorua vôi là muối của canxi với hai loại gốc axit là Cl- và ClO- Như vậy, clorua vôi là muối hỗn tạp

CaCl2 và Ca(ClO)2, được viết gọn lại thành CaOCl2

2) Tính chất hóa học

 Clorua vôi có tính oxi hóa mạnh nên được dùng để tẩy trắng vải sợi và tẩy uế chuồng trại, hố rác, cống rãnh

 CaOCl2 là muối hỗn tạp của 2 axit: HCl mạnh và HClOyếu

2CaOCl2 + H2O + CO2  CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

CaOCl2 + 2HCl  CaCl2 + Cl2 + H2O

3) Điều chế clorua vôi

2Cl2 + 2Ca(OH)2  CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2H2O

Hay viết gọn lại thành: Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2 + H2O

III) Kali clorat

1) Định nghĩa

Kali clorat là muối kali của axit cloric, có công thức KClO3

2) Điều chế KClO 3

a) Cho khí clo tác dụng với dung dịch kiềm nóng

3Cl2 + 6KOH 100o C 5KCl + KClO3 + 3H2O

Lưu ý: Ở nhiệt độ thường: Cl2 + 2KOH  KCl + KClO + H2O

b) Điện phân dung dịch KCl 25% không có màng ngăn ở nhiệt độ 70-75o

C