1,01^365 = 37,8 (Mỗi nỗ lực, dù là nhỏ nhất, đều có Ý nghĩa)

NGUYÊN TỐ VÀ ĐƠN CHẤT HALOGEN

1. Khái quát về nhóm halogen

♦ Vị trí: Nhóm halogen thuộc nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn, bao gồm các nguyên tố: fluorine (F), chlorine (Cl), bromine (Br), iodine (I), astatine (At) và tennessine (Ts). At và Ts là các nguyên tố phóng xạ.

♦ Trạng thái tự nhiên: Trong tự nhiên, halogen chỉ tồn tại ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối halide.

♦ Cấu tạo nguyên tử, phân tử:

–  Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố halogen có dạng: ns²np⁵ ⇒ Halogen đều là các phi kim, có 7 electron ở lớp ngoài cùng nên dễ nhận thêm hoặc góp chung 1 electron để đạt được cấu hình electron bền vững của khí hiếm gần nhất.

⇒ Trong các hợp chất F chỉ có SOH -1; các nguyên tố khác ngoài SOH -1 còn có các SOH +1, +3, +5, +7.

– Phân tử halogen (X₂) hình thành do hai nguyên tử halogen góp chung 1 electron.

Công thức electron → Công thức Lewis → Công thức cấu tạo

– Từ F → Cl → Br → I: Tính phi kim, độ âm điện của các nguyên tố giảm dần, bán kính nguyên tử tăng dần.

1. Đơn chất halogen
2. Tính chất vật lí

– Từ F₂ đến I₂ trạng thái chuyển từ khí → lỏng → rắn, màu sắc đậm dần, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần. I₂ có khả năng thăng hoa (chuyển từ rắn sang khí không qua trạng thái lỏng).

– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các đơn chất halogen tăng dần từ F₂ đến I₂ là do khối lượng phân tử tăng, tương tác Van der Waals giữa các phân tử tăng.

– Ở điều kiện thường, các halogen ít tan trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ như ancohol, benzene. Các đơn chất F₂, Cl₂, Br₂ có độc tính cao.

1. Tính chất hóa học

– Các halogen đều có tính oxi hóa. Tính oxi hóa giảm dần: F₂ → Cl₂ → Br₂ → I₂

w Tác dụng với kim loại: + Với F₂, Cl₂, Br₂  Muối (KL có hóa trị cao)

                                           + Với I₂  Muối (KL có hóa trị thấp)

w Tác dụng với H₂.      

⇒ Khả năng phản ứng với H₂ của các halogen giảm dần từ F₂ đến I₂.

w Tác dụng với nước

– F₂ phản ứng mãnh liệt với nước: 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑

– Cl₂, Br₂, I₂ phản ứng chậm với nước mức độ giảm dần từ Cl₂ đến I₂.

Cl₂     +      H₂O              HCl       +         HClO

                                                                       (hydrochloric acid) (hypochlorous acid)

HClO sinh ra có tính oxi hóa mạnh nên chlorine trong nước có khả năng diệt khuẩn, tẩy màu dùng để khử trùng nước sinh hoạt.

w Tác dụng với dung dịch kiềm (pư tự oxi hóa – khử)

– Ở điều kiện thường: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Dung dịch hỗn hợp NaCl, NaClO (sodium hypochlorite) được gọi là nước Javel có tính oxi hóa mạnh được dùng làm chất tẩy màu và sát trùng.

                                    2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

                           Hay    Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaOCl₂ + H₂O

CaOCl₂ (calcium oxychloride) có tính oxi hóa mạnh được dùng làm chất tẩy màu và sát trùng.

– Khi đun nóng: 3Cl₂ + 6KOH  5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Potassium chlorate (KClO₃) là chất oxi hóa mạnh dùng để chế tạo thuốc nổ, đầu que diêm, …

– Phản ứng xảy ra tương tự khi thay Cl₂ bằng Br₂.

w Tác dụng với muối halide

– Trừ F₂, halogen mạnh hơn đẩy halogen yếu ra khỏi dung dịch muối.

                                           Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂ (dung dịch chuyển sang vàng nâu)

                                           Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂ (xuất hiện chất rắn màu tím)

w Phản của iodine với hồ tinh bột (tính chất riêng của iodine)

– Iodine có khả năng tác dụng với hồ tinh bột tạo thành hợp chất màu xanh đặc trưng ⇒ Phản ứng dùng để nhận biết iodine.

III. Điều chế chlorine

– Trong PTN: Cho HCl đặc tác dụng với MnO₂ t^o, KMnO₄, KClO₃, …

                             MnO₂ + 4HCl_đặc  MnO₂ + Cl₂ + 2H₂O

                            2KMnO₄ + 16HCl_đặc → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

– Trong CN: Điện phân dung dịch NaCl: 2NaCl + 2H₂O  2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

HYDROGEN HALIDE VÀ MUỐI HALIDE

1. Hydrogen halide

♦ Cấu tạo phân tử

– Hydrogen halide là hợp chất của hydrogen với halogen, công thức: HX (HF, HCl, HBr, HI).

– Phân tử hydrogen halide (HX) gồm 1 liên kết cộng hóa trị phân cực, các phân tử HX là các phân tử phân cực.       Công thức electron → Công thức Lewis → Công thức cấu tạo

♦ Tính chất vật lí

– Ở điều kiện thường, các hydrogen halide đều là các chất khí, không màu, tan tốt trong nước tạo thành hydrohalic acid tương ứng.

– Từ HCl đến HI nhiệt độ sôi tăng dần do khối lượng phân tử tăng và lực tương tác van der Waals giữa các phân tử tăng.

– HF có nhiệt độ sôi cao bất thường do giữa các phân tử HF có thêm liên kết hydrogen:

• ••H – F ••• H – F ••• H – F •••

1. Hydrohalic acid

♦ Tính chất hóa học

– Hydrohalic acid có tính acid và tính khử.

(a) Tính acid

– Từ HF đến HI tính acid tăng dần, HF là acid yếu, HI là acid rất mạnh.

w Đổi màu quì tím → đỏ.

w Tác dụng với kim loại → Muối (KL hóa trị thấp) + H₂.

w Tác dụng với basic oxide, base → Muối + H₂O.

w Tác dụng với muối → muối mới + acid mới.

w Riêng HF có phản ứng hòa tan thủy tinh (SiO₂): SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

(b) Tính khử

Tác dụng với các chất oxi hóa mạnh: MnO₂, KMnO₄, KClO₃, K₂Cr₂O₇ …

                             MnO₂ + 4HCl_đặc  MnO₂ + Cl₂ + 2H₂O

                            2KMnO₄ + 16HCl_đặc → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

♦ Ứng dụng

III. Muối halide và nhận biết ion halide

♦ Tính tan

– Hầu hết các muối halide đều tan trừ muối của Ag và Pb: AgF tan, AgCl↓ trắng, AgBr↓ vàng nhạt, AgI↓ vàng.

♦ Tính chất hóa học

(a) Phản ứng trao đổi nhận biết ion halide (F^–, Cl^–, Br^–, I^–)

Thuốc thử: AgNO₃. Hiện tượng: AgCl↓ trắng, AgBr↓ vàng nhạt, AgI↓ vàng.

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ _trắng + NaNO₃

NaBr + AgNO₃ → AgBr↓ _{vàng nhạt} + NaNO₃

NaI + AgNO₃ → AgI↓ _vàng + NaNO₃

(b) Tính khử của ion halide

– Khi cho các muối halide khan phản ứng với H₂SO₄ đặc thì:

+ Cl^– không thể tính khử, chỉ xảy ra phản ứng trao đổi: NaCl + H₂SO₄  NaHSO₄ + HCl↑

+ Br^– khử S⁺⁶ về S⁺⁴: 2NaBr + 3H₂SO₄ → 2NaHSO₄ + Br₂ + SO₂ + 2H₂O

+ I^– khử S⁺⁶ về S⁺⁴, S⁰ hoặc S^-2: 8NaI + 9H₂SO₄ → 8NaHSO₄ + 4I₂ + H₂S + 4H₂O

⇒ Tính khử của các ion halide tăng dần theo thứ tự: Cl^– < Br^– < I^–.

♦ Muối ăn

– Vai trò của muối ăn:

 – Tinh chế muối ăn: Muối ăn sản xuất từ nước biển bằng phương pháp kết tinh nhờ quá trình bay hơi nước biển ⇒ Để đạt độ tinh khiết làm thức ăn cho con người hoặc dùng trongy học thì muối ăn cần kết tinh lại nhiều lần.