Tiêu đề Bài 21. Nhóm halogen - HS.docx ✅

F Cl Br I At Ts Chu kì 2 3 4 5 6 7 Tên Fluorine Chlorine Bromine Iodine Astatine Tennessine I. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN:  Halogen trong tự nhiên không tồn tại ở dạng đơn chất, chủ yếu tồn tại dưới dạng muối của các ion halide (F – , Cl – , Br – , I – ). Ion fluoride được tìm thấy trong các khoáng chất như fluorite (CaF 2 ); fluorapatite (Ca 5 (PO 4 ) 3 F) và cryolite (Na 3 AlF 6 ). Ion chloride có nhiều trong nước biển, trong quặng halite (NaCl, thường gọi là muối mỏ), sylvite (KCl). Ion bromide có trong quặng bromargyrite (AgBr); ion iodide trong iodargyrite (AgI), … các ion này cũng có trong nước biển và các mỏ muối. Hình. Một số khoáng chất chứa ion halide
Ví dụ 1. Nối các thông tin ở cột A với cột B sao cho phù hợp. Tên quặng Thành phần chính 1. Quặng halite (thường gọi là muối mỏ) a. AgI 2. Quặng fluorapatite b. AgBr 3. Quặng sylvite c. NaCl.KCl 4. Quặng bromargyrite d. Ca 5 (PO 4 ) 3 F 5. Quặng Iodargyrite e. NaCl Ví dụ 2. Giải thích vì sao các nguyên tố halogen không tồn tại ở dạng đơn chất trong tự nhiên. Ví dụ 3. Khoảng 71% bề mặt Trái Đất được bao phủ bởi biển và đại dương, phần còn lại là các lục địa và đảo. Theo em, hàm lượng nguyên tố halogen nào nhiều nhất trong tự nhiên? II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ, PHÂN TỬ: - Lớp electron ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố halogen đều có 7 electron: phân lớp s có 2 electron, phân lớp p có 5 electron. - Do có 7 electron ở lớp ngoài cùng, chưa đạt cấu hình bền vững như khí hiếm, nên ở trạng thái tự do, hai nguyên tử halogen góp chung một cặp electron để hình thành phân tử. Với X là kí hiệu các nguyên tố halogen. Công thức cấu tạo của phân tử halogen: X – X. - Dễ nhận thêm 1 electron để đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm gần nhất: ns 2 np 5 + 1e  ns 2 np 6 - Do vậy, số oxi hoá đặc trưng của các halogen trong hợp chất là -1. - Tuy nhiên, khi liên kết với các nguyên tố có độ âm điện lớn, các halogen có thể có các số oxi hoá dương: +1, +3, +5, +7 (trừ fluorine có độ âm điện lớn nhất, nên fluorine luôn có số oxi hoá bằng -1 trong mọi hợp chất). Hình. Cấu hình ion halide Đơn chất halogen tồn tại ở dạng phân tử X 2 , liên kết trong phân tử là liên kết cộng hoá trị không phân cực. KẾT LUẬN Ví dụ 1. Tra cứu số liệu Bảng 6.1, Bảng 6.2 và Hình 6.2 để hoàn thành bảng mô tả một số đặc điểm cấu tạo của các nguyên tử halogen theo mẫu sau: Nguyên tử Lớp electron ngoài cùng Bán kính nguyên tử Độ âm điện Fluorine ? ? ?
Chlorine ? ? ? Bromine ? ? ? Iodine ? ? ? Từ bảng số liệu thu được, hãy: a) Giải thích tại sao nguyên tử halogen có xu hướng nhận 1 electron từ nguyên tử kim loại, hoặc góp chung 1 electron với nguyên tử phi kim, để hình thành liên kết. b) Nêu và giải thích xu hướng biến đổi bán kính nguyên tử, độ âm điện của các nguyên tử halogen. Từ đó dự đoán xu hướng biến đổi tính oxi hóa từ F đến I. c) Dựa vào cấu hình electron lớp ngoài cùng và độ âm điện, giải thích tại sao nguyên tử fluorine chỉ có số oxi hóa -1 trong các hợp chất? Ví dụ 2. Tham khảo Bài 12 (Liên kết cộng hóa trị) hãy: a) Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử halogen bằng công thức electron b) Liên kết trong phân tử halogen là liên kết cộng hóa trị phân cực hay không phân cực? c) Dựa vào bán kính nguyên tử (Hình 6.2), hãy dự đoán xu hướng biến đổi độ dài liên kết trong dãy các phân tử halogen. Ví dụ 3. a) Xác định số oxi hóa của chlorine trong các chất sau: Cl 2 , HCl, HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 . b) Từ các số oxi hóa của chlorine, hãy giải thích tại sao Cl 2  vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử? III. TÍNH CHẤT VẬT LÍ: - Các halogen ít tan trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ không phân cực như hexane (C 6 H 14 ), carbon tetrachloride (CCl 4 ), … - Bromine gây bỏng sâu khi tiếp xúc với da. Hít thở không khí có chứa halogen với nồng độ vượt ngưỡng cho phép làm tổn hại niêm mạc đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở. - Ở nhiệt độ cao, iodine thăng hoa, chuyển từ thể rắn sang thể hơi dưới áp thường. Bảng. Một số đặc điểm của các nguyên tố nhóm halogen Đơn chất (X 2 ) F 2 Cl 2 Br 2 I 2 Màu sắc Lục nhạt Vàng lục Nâu đỏ Tím đen Bán kính nguyên tử (nm) 0,072 0,100 0,114 0,133 Nguyên tử khối trung bình 18,99 35,45 79,90 126,90 Độ âm điện 3,98 3,16 2,96 2,66 Thể (20°C) Khí Khí Lỏng Rắn Nhiệt độ nóng chảy (°C) -220 -101 -7 114 Nhiệt độ sôi (°C) -188 -35 59 184 Độ tan trong nước ở 25°C (mol/ lít) Mãnh liệt 0,0620 0,2100 0,0013
Từ fluorine đến iodine: − Trạng thái tập hợp của đơn chất ở 20 o C thay đổi: fluorine và chlorine ở thể khí, bromine ở thể lỏng, iodine ở thể rắn. − Màu sắc đậm dần từ fluorine đến iodine. − Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của đơn chất halogen bị ảnh hưởng bởi tương tác van der Waals giữa các phân tử. Từ fluorine đến iodine, khối lượng phân tử và bán kính nguyên tử tăng, làm tăng tương tác van der Waals, dẫn đến nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng. . KẾT LUẬN Ví dụ 1. Từ Bảng 21.2, nhận xét xu hướng biến đổi màu sắc, thể các chất ở điều kiện thường, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của các halogen và giải thích. Đơn chất Trạng thái Màu sắc t nc (°C) t s (°C) Độ tan trong nước (mol/L) (ở 25 °C) F 2 Khí Vàng nhạt -219,6 -188,1 - Cl 2 Khí Vàng lục -101,0 -34,1 0,091 Br 2 Lỏng Nâu đỏ -7,3 59,2 0,21 I 2 Rắn Tím đen 113,6 185,5 0,0013 Ví dụ 2. Hãy dự đoán về thể (trạng thái) của đơn chất astatine ở điều kiện thường. Giải thích. Ví dụ 3. Tại sao đơn chất halogen ít tan trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ không phân cực như hexane (C 6 H 14 ), carbon tetracholoride ( CCl 4 )? IV. TÍNH CHẤT HÓA HỌC: - Halogen có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns 2 np 5 , nên nguyên tử có xu hướng nhận thêm 1 electron hoặc dùng chung electron với nguyên tử khác để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm tương ứng. - Sơ đồ tổng quát: X + 1e  X − - Tính chất hoá học đặc trưng của halogen là tính oxi hoá mạnh, tính oxi hoá giảm dẩn từ fluorine đến iodine. 1. Tác dụng với kim loại: Fluorine tác dụng được với tất cả kim loại. Ví dụ: 2Ag + F 2  2AgF Chlorine tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt). Ví dụ: 2Fe + 3Cl 2  2FeCl 3 Bromine phản ứng với nhiều kim loại, nhưng khả năng phản ứng yếu hơn so với fluorine và chlorine. Ví dụ: 2Na + Br 2  2NaBr Iodine phản ứng với kim loại yếu hơn so với bromine, chlorine và fluorine. Ví dụ: trong phản ứng với aluminium, bromine phản ứng mạnh ở điều kiện thường, iodine cần nước làm xúc tác để phản ứng xảy ra: 2Al + 3I 2 2AlI 3