Title CHUYÊN ĐỀ 6.1. PHI KIM - HALOGEN.pdf ✅

+ 3⁄43⁄4® 0 2 3 t 2Fe 3Br 2FeBr (Iron (III) bromide) - I2: Oxi hóa được nhiều kim loại, phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc khi có mặt của chất xúc tác. 2Al + 3I2 3⁄4H3⁄42O® 2AlI3 (Aluminium iodide) ) Tác dụng với phi kim: Các halogen tác dụng được với hầu hết các phi kim trừ N2, O2, C (kim cương)). + 3⁄43⁄4® 0 2 3 t 2P 3Cl 2PCl (Phosphorus trichloride) + 3⁄43⁄4® 0 2 5 t 2P 5Cl 2PCl (Phosphorus pentachloride) + 3⁄4 ®3⁄4 0 2 2 2 t 2S Cl S Cl + ®2 6 S 3F SF ) Tác dụng với hydrogen ® khí hydrogen halide. Phản ứng Điều kiện Đặc điểm phản ứng H2 + F2 → 2HF Phản ứng ngay ở nhiệt độ phòng và trong bóng tối Nổ mạnh H2 + Cl2 → 2HCI Ánh sáng hoặc to Gây nổ H2 + Br2→2HBr ~200°C, xúc tác Pt không gây nổ H2 + I2  2HI Ở ~300 °C, xúc tác Pt Thuận nghịch Chú ý: Khí HX tan trong nước tạo ra dung dịch acid HX, đều là các dung dịch acid mạnh (trừ HF). Mức độ phản ứng của các halogen với hydrogen giảm dần khi đi từ fluorine đến iodine, phù hợp với tính oxi hoá của các halogen giảm dần từ F2 đến I2. b. 2. Tính tự oxi hóa - khử. ) Với H2O - F2 chỉ có tính oxi hóa mạnh, không có tính khử F2 + H2O ® HF + O2 - Cl2: Phản ứng không hoàn toàn ở nhiệt độ thường Cl H O HCl HClO 2 2 + + ‡ˆˆ ˆˆ† (hypochlorous acid) - Br2: Phản ứng ở nhiệt độ thường, chậm hơn chlorine. Br H O HBr HBrO 2 2 + + ‡ˆˆ ˆˆ† (Hypobromorous acid) - I2: Hầu như không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch iodide kim loại kiềm: KI I KI 2 3 + ® ) Với dung dịch base + ® + + 2 2 144424443 Nöôùc Gia -ven Cl 2NaOH NaCl NaClO H O ° + 3⁄43⁄43⁄4® + + 70 C 2 3 2 3Cl 6NaOH 5NaCl NaClO 3H O + 3⁄43⁄43⁄4® + 0 2 2 2 2 30 Cl Ca(OH) CaOCl H O C + ® + + 2 3 2 3Br 6NaOH 5NaBr NaBrO 3H O + ® + + 2 3 2 3I 6NaOH 5NaI NaIO 3H O Chú ý: Nước Javel, CaOCl2 đều là chất oxi hóa mạnh, tác nhân oxi hóa là +1 Cl . Chúng có tính tẩy màu và sát trùng. )Tác dụng với dung dịch halide Chlorine có thể oxi hoá ion Br– trong dung dịch muối bromide và ion I- trong dung dịch muối iodide, bromine có thể oxi hoá ion I- trong dung dịch muối iodide. Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Br2+ 2Nal → 2NaBr + I2 Trong công nghiệp, phản ứng giữa chlorine và ion bromide được ứng dụng để điều chế bromine từ nước biển. Chú ý:
- Halogen có tính oxi hóa mạnh hơn đẩy được halogen có tính oxi hóa yếu hơn ra khỏi dung dịch muối (trừ F2). Thí dụ: + ® + Cl 2NaBr 2NaCl Br 2 2 Nếu NaBr hết, Cl2 còn: + + ® + 2 2 2 3 5Cl Br 6H O 2HBrO 10HCl Với F2: + ® +  2 2 2 F H O 2HF O b.3. Tính khử Theo dãy: - - - 2 2 2 2 F Cl Br I tính khử tăng dần. - Cl2: Khử được F2: Cl F 2ClF 2 2 + ® – Br2: Khử được Cl2: + + ® + 2 2 2 3 5Cl 6H O Br 10HCl 2HBrO - I2: Khử được Cl2, Br2. + + ® + 2 2 2 3 5Cl 6H O I 10HCl 2HIO + + ® + 2 2 2 3 5Br 6H O I 10HCl 2HIO b.3. Tác dụng với một số hợp chất có tính khử 2 2 F H S 2HF S + ® + Cl H S 2HCl S 2 2 + ® + 2 2 3 3FeCl 3Cl 2FeCl + ® 2 2 I H S 2HI S + ® + 2 2 3 2 2 4 I Na SO H O Na SO 2HI + + ® + - Nước chlorine, bromine có tính oxi hóa rất mạnh 2 2 2 4 3Cl S 4H O 6HCl H SO + + ® + Cl SO 2H O 2HCl H SO 2 2 2 2 4 + + ® + 2 2 2 2 4 4Cl H S 4H O 8HCl H SO + + ® + + + ® + Br SO 2H O 2HBr H SO 2 2 2 2 4 (phản ứng nhận biết khí SO2). Br H S 2HBr S 2 2 + ® + 3. ĐIỀU CHẾ a. Điều chế F2 Điện phân hỗn hợp KF + HF (không có mặt H2O). 2HF 3⁄43⁄4dp® H2 + F2 b. Điều chế Cl2 ) Trong phòng thí nghiệm: Cho acid HCl đậm đặc (hay hỗn hợp NaCl + H2SO4 đặc), tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như MnO , KMnO , K Cr O , PbO , KCIO , CaOCl , NaClO 2 4 2 2 7 2 3 2 , .... + 3⁄43⁄4® +  + 0 t MnO 4HCl MnCl Cl 2H O 2 2 2 2 0 2 2 4 2 4 2 t MnO 4NaCl 4H SO MnCl 4NaHSO Cl 2H O2 + + + +  + 3⁄43⁄4® 0 t 4 2 2 2 2KMnO 16HCl 2MnCl 5Cl 2KCl 8H O + 3⁄43⁄4® +  + + 0 t K Cr O 14HCl 2KCl 2CrCl 3Cl 7H O 2 2 7 3 2 2 + 3⁄43⁄4® + +  + 0 t CaOCl 2HCl CaCl H O Cl 2 2 2 2 + 3⁄43⁄4® + +  0 t 2 2 2NaClO 2HCl 2NaCl Cl H O + 3⁄43⁄4® +  + b) Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl, có màng ngăn. ñieän phaân dung dòch 2 2 2 maøng ngaên 2NaCl 2H O 2NaOH H Cl + 3⁄43⁄43⁄43⁄43⁄43⁄4® +  + 
Lưu ý Khi không có màng ngăn thì khí chlorine thoát ra sẽ phản ứng với NaOH tạo ra nước Javel. Cl 2NaOH NaCl NaClO H O 2 2 + ® + + c. Điều chế Br2, I2 ) Trong phòng thí nghiệm: Dùng chất oxi hóa mạnh như MnO2 oxi hóa ion I- , Br- trong môi trường acid H2SO4 0 2 2 4 t 4 2 2 4 2 2NaI MnO 2H SO MnSO I Na SO 2H O + + 3⁄43⁄4® + + + 0 2 2 4 t 4 2 2 4 2 2NaBr MnO 2H SO MnSO Br Na SO 2H O + + 3⁄43⁄4® + + + Hoặc: Có thể điều chế Br2, I2 bằng cách dùng Cl2 (vừa đủ) oxi hóa ion I- , Br- Cl 2NaBr 2NaCl Br 2 2 + ® + Cl 2NaI 2NaCl I 2 2 + ® + ) Trong công nghiệp: - Nguồn chính để sản xuất Br2 trong công nghiệp nước biển và nước hồ muối, được acid hóa bằng H2SO4 , sau đó cho khí Cl2 (vừa đủ) sục qua. Cl 2NaBr 2NaCl Br 2 2 + ® + - Nguồn chính để sản xuất I2, trong công nghiệp là rong biển và nước của lỗ khoan dầu mỏ. II. HỢP CHẤT HYDROGEN HALIDE VÀ HYDROHALIC ACID Theo dãy HX: H F H C l H B r H I uuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuur - - - Tính acid , tính khử  1. Tính acid - Ở điều kiện thường các hydrogen halide đều là chất khí, dễ tan trong nước cho ra dung dịch acid hydrohalic acid. - Vì độ bền của liên kết H - X giảm dần từ H - F đến H - I, Giữa các phân tử HF có khả năng tạo LHH, còn các HX khác không ® HF là acid yếu, các HX khác là acid mạnh, từ độ mạnh của acid HX tăng dần từ HF đến HI Các acid HCl, HBr, HI đều là các acid mạnh, trong nước phân li hoàn toàn. HF ƒ H+ + F- HX ® H+ + X- Þ Các acid HCl, HBr, HI thể hiện đầy đủ tính chất của một acid mạnh. - Làm quỳ tím hóa đỏ - Tác dụng với base ® muối + nước + ® + 2 2 2 2HCl Cu(OH) CuCl 2H O HBr NaOH NaBr H O2 + ® + Chú ý: Nếu có hỗn hợp nhiều acid (chẳng hạn HCl + H2SO4) tác dụng với hỗn hợp nhiều base (chẳng hạn + NaOH Ba(OH)2 ) thì để đơn giản ta nên thay hỗn hợp acid bằng H+ và hỗn hợp base bằng OH- . + - H OH H O + ® 2 H HC1 H SO NaOH Ba(OH) 4 2 OH n n 2n ; n n 2n - Þ = + = + + - Tác dụng với basic oxide ® muối + nước + ® +2 2 2HCl CuO CuCl H O + ® + 2 2 2HI Na O 2NaI H O Chú ý: Với basic oxide Fe3O4 khi tác dụng với acid HCl, HBr tạo ra hai muối. 3 4 3 2 2 8HCl Fe O 2FeCl FeCl 4H O + ® + + 3 4 3 2 2 8HBr Fe O 2FeBr FeBr 4H O + ® + +