Tiêu đề CHỦ ĐỀ 7. NHÓM HALOGEN ĐỀ.docx ✅

1 CHỦ ĐỀ 7: NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA (NHÓM HALOGEN TÓM TẮT LÍ THUYẾT HALOGEN  Khái quát nhóm halogen Nhóm halogen (nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn) bao gồm 5 nguyên tố: fluorine (F); chlorine (Cl); bromine (Br); iodine (I); astatine (At), tennessine (Ts) (astatine và tennessine là nguyên tố phóng xạ). - Lớp electron ngoài cùng có 7 electron, cấu hình electron chung lớp ngoài cùng: ns 2 np 5 . - Ở trạng thái cơ bản, các nguyên tử halogen đều có 1 electron độc thân. - Tồn tại ở trạng thái phân tử X 2 . Bảng 7.1. Một số thông tin cơ bản về các nguyên tố nhóm halogen Fluorine (Z = 9) Chlorine (Z = 17) Bromine (Z = 35) Iodine (Z = 53) Cấu hình electron 1s 2 2s 2 2p 5 [Ne] 3s 2 3p 5 [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5 Bán kính nguyên tử (nm) 0,072 0,100 0,114 0,133 Độ âm điện 3,98 3,16 2,96 2,66  Trạng thái tự nhiên Trong tự nhiên, các nguyên tố halogen tồn tại ở dạng hợp chất. Muối mỏ (NaCl) Nước biển (NaCl, NaBr, NaI) Quặng Fluorite (CaF 2 ) Khoáng cryolite Quặng Fluorapatite Quặng sylvinite (Na 3 AlF 6 ) (Ca 5 (PO 4 ) 3 F) (NaCl.KCl) Hình 7.1. Một số dạng tồn tại trong tự nhiên của các halogen  Tính chất vật lí của các halogen Bảng 7.2. Tính chất vật lí của các đơn chất halogen Fluorine (Z = 9) Chlorine (Z = 17) Bromine (Z = 35) Iodine (Z = 53) Đơn chất (X 2 ) F 2 Cl 2 Br 2 I 2 Màu sắc Lục nhạt Vàng lục Nâu đỏ Tím đen Trạng thái tồn tại Khí Khí Lỏng Rắn
2 Nhiệt độ nóng chảy (°C) -220 -101 -7 114 Nhiệt độ sôi (°C) -188 -35 59 184 Nhận xét: Trạng thái của các halogen ở điều kiện thường biến đổi từ khí (fluorine và chlorine) đến lỏng (bromine) và rắn (iodine) phù hợp với sự tăng khối lượng phân tử và sự tương tác giữa các phân tử. Màu sắc cũng biến đổi theo xu hướng đậm dần từ fluorine đến iodine. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần do kích thước của các phân tử X 2 tăng, khối lượng phân tử tăng và theo đó tương tác van der Waals giữa các phân tử cũng tăng mạnh. Các halogen đều có độc tính, không khí có chứa halogen với nồng độ vượt ngưỡng cho phép làm tổn hại niêm mạc tế bào đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở. Bromine gây bỏng sâu khi tiếp xúc với da. Ở nhiệt độ cao, iodine có khả năng thăng hoa, chuyển từ thể rắn sang thể hơi dưới áp suất thường. Hình 7.2. Các halogen rất độc  Tính chất hóa học Để thỏa mãn quy tắc Octet, halogen có xu hướng nhận thêm 1 electron hoặc góp chung 1 electron với nguyên tử khác. Xu hướng tạo liên kết trong các phản ứng hóa học • Xu hướng 1: Nhận thêm 1 electron từ nguyên tử khác. • Xu hướng 2: Góp chung electron hóa trị với nguyên tử nguyên tố khác. Tác dụng với kim loại Ví dụ: 2Fe + 3Cl 2 o t  2FeCl 3 2Al + 3I 2 2HO 2AlI 3
3 Tác dụng với hydrogen Phản ứng Điều kiện phản ứng H 2 (g) + F 2 (g) → 2HF(g) Nổ mạnh ngay cả trong bóng tối hoặc ở nhiệt độ rất thấp. H 2 (g) + Cl 2 (g) a/s 2HCl(g) Nổ khi đun nóng. Cần chiếu sáng hoặc đun nóng. H 2 (g) + Br 2 (g) o t  2HBr(g) Cần đun nóng để phản ứng diễn ra. Phản ứng diễn ra chậm. H 2 (g) + I 2 (g) o t,xt   2HI(g) Cần đun nóng để phản ứng diễn ra, phản ứng thuận nghịch, tạo hỗn hợp gồm HI sinh ra và lượng H 2 , I 2 còn lại. Tác dụng với dung dịch kiềm Halogen phản ứng với dung dịch kiềm, sản phẩm tạo thành phụ thuộc vào nhiệt độ phản ứng. Ví dụ: Cl 2 (aq) + 2NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaOCl (aq) + H 2 O(l) 3Cl 2 (aq) + 6NaOH(aq) o70 5NaCl(aq) + NaClO 3 (aq) + 3H 2 O(l) Nước Javel: NaCl, NaClO, H 2 O. Tác dụng với nước 2F 2 (aq) + 2H 2 O(l) → O 2 (g) + 4HF(aq) Fluorine tác dụng mãnh liệt với nước. Cl 2 (aq) + H 2 O(l)   HCl(aq) + HClO(aq) Phản ứng thuận nghịch với nước. Br 2 (aq) + H 2 O(l)   HBr(aq) + HBrO(aq) Phản ứng thuận nghịch với nước. Iodine tan rất ít và hầu như không phản ứng với nước. Nước chlorine: HCl, HClO, Cl 2 , H 2 O. 4. Tác dụng với dung dịch muối halide Cl 2 (aq) + 2NaBr(aq) → 2NaCl(aq) + Br 2 (aq) Br 2 (aq) + 2NaI(aq) → 2NaBr(aq) + I 2 (aq) Trong dung dịch các halogen có tính oxi hóa mạnh hơn sẽ phản ứng với muối halide của halogen có tính oxi hóa yếu hơn (trừ Fluorine).  Điều chế chlorine Chlorine được điều chế bằng cách cho HCl đậm đặc tác dụng với chất oxi hóa mạnh: MnO 2 , KClO 3 , KMnO 4 , … MnO 2 (r) + 4 HCl (đặc) o t  MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O KMnO 4 (r) + 16HCl (đặc) o t  2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O HYDROGEN HALIDE  Tính chất vật lí của hydrogen halide (HX) Bảng 7.3. Nhiệt độ sôi của các hydrogen halide Hydrogen halide Nhiệt độ sôi (°C) Hydrogen fluoride (HF) 19,5 Hydrogen chloride (HCl) -84,9
4 Hydrogen bromide (HBr) -66,7 Hydrogen iodide (HI) -35,8 Ở điều kiện thường hydrogen halide là chất khí. Nhiệt độ sôi tăng dần từ HCl đến HI do: + Khối lượng phân tử tăng từ HCl đến HI. + Sự tăng kích thước và số lượng electron trong các phân tử từ HCl đến HI → tăng tương tác van der Waals giữa các phân tử. HF có nhiệt độ sôi cao do giữa các phân tử HF có tạo liên kết hydrogen với nhau. Hình 7.3. Sự tạo thành liên kết hydrogen giữa các phân tử hydrogen fluoride  Hydrohalic acid Các hydrogen halide tan trong nước, tạo thành hydrohalic acid tương ứng. Tính acid của các hydrohalic acid: HF < HCl < HBr < HI (Do sự giảm dần độ bền liên kết trong phân tử HX, càng dễ phân li ra H + thì tính acid càng mạnh). Hydrofluoric acid (HF) là acid yếu, nhưng có khả năng ăn mòn thuỷ tinh: SiO 2 + 4HF → SiF 4  + 2H 2 O Tính acid của các hydrohalic acid Zn +2HCl →ZnCl 2 + H 2 NaHCO 3 + HCl → NaCl + H 2 O + CO 2 NaOH + HCl → NaCl + H 2 O Tính khử của một số ion halide X - Phương trình hóa học Một số dấu hiệu NaCl(s)+ H 2 SO 4 (l) → NaHSO 4 (s)+ HCl(g) Tạo khí HCl có mùi hắc. 2NaBr(s)+ 3H 2 SO 4 (l) → 2NaHSO 4 (s)+ Br 2 (g) + SO 2 (g) + 2H 2 O(g) Tạo khí SO 2 có mùi hắc, hơi Br 2 màu nâu đỏ. 8NaI(s)+ 9H 2 SO 4 (l) → 8NaHSO 4 (s)+ 4I 2 (g) + H 2 S(g) + 4H 2 O(g) (Sản phẩm khử có thể là H 2 S hoặc SO 2 tùy theo tỉ lệ số mol). Tạo hơi I 2 có màu tím, khí H 2 S có mùi trứng thối. Khi phản ứng với sulfuric acid đặc, Cl - không thể hiện tính khử, Br - thể hiện tính khử nhưng yếu hơn I - . Tính khử của các ion halide tăng theo chiều F – < Cl – < Br – < I – .  Ứng dụng của hydrogen halide