Bài giảng Hóa vô cơ, chương Halogen

3/2/2018

GROUP VIIA
The Halogens
Halogens (Greek hals, “salt”; genes, “born”)

CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA

Department of Inorganic Chemistry - HUT

X
ns2np5

The Lewis dot structure
  


2
ns np4nd1:

ClF3

 
   
ns2np3nd2: BrF5

  







  

  

ns2np2nd3: IF7

Department of Inorganic Chemistry - HUT


3/2/2018

-1

0

+1

+3

HX
OF2
O2F2

X2

Cl2O
Br2O

HClO
HBrO
HIO

HClO2
HBrO2
HIO2

Tính chất hoá học
1. Tính oxi hoá
Từ F, Cl, Br, I tính oxi hoá giảm dần:
Cl2 + 2KBr  2KCl + Br2
Br2 + 2KI  2KBr + I2

+5

+7

HClO3 HClO4
HBrO3 HBrO4
HIO3
HIO4
I2O5

Tính chất lý học
-Ở điều kiện thường
Flo và Clo - khí, không màu (F), vàng lục (Cl)
Brôm - lỏng màu nâu đỏ
Iốt - rắn màu tím sẫm
- Các halogen ít tan trong nước trừ Flo phân huỷ hoàn

toàn trong nước ở nhiệt độ thường
- I2 dễ hoàn tan trong dung dịch KI tạo thành KI3:
I2 + KI = KI3

- Flo là phi kim hoạt động nhất:
phản ứng với hầu hết các đơn chất, nhiều hợp
chất và các khí hiếm như Kr, Xe, Rn…; phản ứng
xảy ra rất mãnh liệt:


3/2/2018

- Phản ứng giữa X với H2: X2 + H2  2HX
F2+ H2 = 2HF

-

- Phản ứng của halogen với nước:

nổ mạnh ở t thấp (-252oC)

Cl2 + H2 = 2HCl chỉ nổ khi đun nóng hoặc
dưới tác dụng của ánh sáng giàu tia tử ngoại
Br2 + H2 = 2HBr HBr bị phân ly

ở t= 200oC và trên 700oC

I2 + H2 ⇆ 2HI
- t > 200oC mới bắt đầu xảy
ra và luôn thuận nghịch.

Ho, KJ.mol-1

HF

HCl

HBr

HI

-288,6

-92,3

-35,98

25,9

Ở nhiệt độ thường F oxi hoá nước theo phản ứng:
F2 +2H2O  4HF + O2
Còn các halogen khác : X2 + H2O  HX + HXO, khả năng phản
ứng giảm từ Cl2 đến I2
- Phản ứng với dung dịch kiềm:
Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O
Nước Javen

2Cl2 + Ca(OH)2 CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Clorua vôi

2. Tính khử

3. Các phương pháp điều chế

Không đặc trưng đối với halogen, tính khử tăng dần
từ trên xuống trong nhóm (trừ F) từ Cl2 đến I2. (Br2, I2)
Ví dụ:
Cl2 + 2KI  2KCl + I2
5Cl2 + I2 + 6H2O
 2HIO3 + 10HCl

- Điều chế Cl2:

Cl2 + 2KBr  2KCl + Br2
5Cl2 + Br2 + 6H2O  2HBrO3 + 10HCl

* Trong công nghiệp:

Axit HNO3 cũng có thể oxi hoá I2 thành axit Iođic
I2 + HNO3(l)  HIO3 + NO + H2O

* Trong phòng thí nghiệm: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7 tác
dụng với HCl đặc
MnO2 + 4HCl
 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl  2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

đpnc

2NaCl

 2Na + Cl2
đpdd

2NaCl + 2H2O  2NaOH + Cl2 + H2


3/2/2018

4. Ứng dụng

- Điều chế Br2 và I2:
Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
Cl2 + 2KI  2KCl + I2, dùng lượng Cl2 nghiêm ngặt
Vì nếu dư Cl2: 5Cl2 + I2 + 6H2O  2HIO3 + 10HCl
Nếu thiếu Cl2: I2 + I I 3- Điều chế F2:
Phương pháp duy nhất để điều chế F là điện phân
nóng chảy muối florua. Vì sao?

- Tính chất lý học
+ Ở điều kiện thường đều là các chất khí không màu, có mùi
sốc.

Tnc

Teflon, freon CF2Cl2 và

+ Br2 dùng để chế hoá một số dược phẩm, thuốc
nhuộm, AgBr dùng trong nhiếp ảnh
+ I2 dùng trong y tế làm thuốc sát trùng, cầm máu,
chế tạo một số dược phẩm

- Tính axít khi hoà tan trong nước: HF là axit trung
bình yếu, HCl, HBr, HI là các axit mạnh

Hợp chất halogenua: HF, HCl, HBr, HI

, oC

+ F2 dùng để điều chế:
CFCl3…

Tính chất hoá học

Hợp chất của halogen

tS, oC

+ Clo được ứng dụng rộng rãi nhất để tổng hợp chất
dung môi hữu cơ như CCl4, thuốc trừ sâu, diệt cỏ,
chất dẻo, cao su, sợi tổng hợp, các chất tẩy trắng, tẩy
trùng nước…

HF

HCl

HBr

HI

19,5

-84,9

-66,7

-35,8

-83

-114,2

-88

-50,8

+ Các halogenua có khả năng hoà tan trong nước rất nhiều.

+ Từ HF đến HI năng lượng liên kết H-X giảm dần
và đó là nguyên nhân chủ yếu làm tăng khả năng
phân ly H+ của HX, tức là làm tăng tính axit.
EH-X, KJ.mol-1

HF

HCl

HF

HI

565

431

364

297

Tính axit của HF giảm một cách đột ngột so với các HX
khác là do hiện tượng liên hợp giữa các phân tử HF gây ra
do liên kết hydro : nHF  (HF)n (n= 26)


3/2/2018

- Trừ HF, các HX đều có tính khử và tính khử tăng dần
từ HCl, HBr, HI
+ Ví dụ: HCl bị oxi hoá bởi các chất oxy hoá mạnh
như: KMnO4, MnO2, nhưng không bị oxi hoá bởi H2SO4
đặc, còn HBr và HI phản ứng theo các phương trình
sau:
2HBr + H2SO4  SO2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO4

 H2S + 4I2 + 4H2O

+ HI còn bị oxi hoá bởi Fe3+:
2FeCl3 + 2HI  2FeCl2 + I2 + 2HCl

Hợp chất chứa oxi
* Các hợp chất HXO là phân tử có góc HOX = 109o, đều không bền
-Axit hipoflorơ tạo ra khi khí F2 đi qua nước ở 0oC, ở t thường đã phân huỷ
thành HF và O2:
2HFO = 2HF + O2
- Axit hipoclorơ HClO được tạo ra do phản ứng thuỷ phân của Cl2 trong
nước:
Cl2 + HOH ⇆ HCl + HClO
+ Dễ bị phân huỷ theo các phương trình sau:
as
2HClO  2HCl + O2
to
3HClO
 2HCl + HClO3

- Riêng HF có tính đặc biệt khác:
6HF + SiO2 H2[SiF6] + 2H2O, dùng HF để
khắc lên thuỷ tinh

- Điều chế:
CaF2(r) + H2SO4(đ) CaSO4 + 2HF(k)

to
H2(k) + Cl2(k)  2HCl(k)
PX3 + 3HOH  H3PO4 + 3HX
(HBr, HI)

Hợp chất chứa oxi

• Các hợp chất HXO

- Đều là các axit yếu, tính axit giảm dần: Ka(HClO) =
3,4.10-8; Ka(HBrO)= 2.10-9; Ka(HlO) = 1.10-11
- Muối của axit hipoclorơ bền hơn là hipoclorit, tạo ra
do phản ứng:
Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO+ 2H2O
Trong môi trường kiềm, bị phân huỷ theo phản ứng:
3XO- ⇆ 2X- + XO3(X= Cl, Br, I)


3/2/2018

* Hợp chất chứa oxi HXO3
- HClO3, HBrO3 và HIO3 đều là các axit mạnh và tính
axit giảm dần theo dãy trên.
+ HClO3 và HBrO3 kém bền và chỉ tồn tại trong dung
dịch loãng, HIO3 được tách ra dưới dạng tinh thể
+ Được tạo ra do sự phân huỷ của các hợp chất với
số oxi hoá +1 trong môi trường kiềm:
3XO-

⇄

2X- +

XO3

-

Phản ứng này tăng dần từ Cl đến I: đối với ClO- xảy
ra ở t= 80oC, BrO- ở 0oC còn đối với IO- phản ứng

phân huỷ xảy ra ở t thấp hơn nữa

Điều chế muối KClO3
+ Trong công nghiệp KClO3 được điều chế bằng điện phân
dung dịch KCl không màng ngăn ở 80oC
đp
KCl + H2O
Cl2 + 2KOH



KOH + Cl2 + H2

= KClO + KCl + H2O

KClO ⇄ KClO3 + KCl
KClO3 được tách ra bằng cách làm lạnh

Nhiệt phân muối KClO3
2KClO3(r) 2KCl + 3O2(k) ở t= 250oC có mặt xúc tác MnO2
4KClO3 

3KClO4 + KCl đun nóng không có mặt xúc tác

ClO3-, BrO3-, IO3- đều có tính oxi hoá mạnh và giảm
dần trong môi trường trung tính và môi trường kiềm
ClO3- + 6e + 6H+  Cl- + 3H2O


εClO /Cl

3

0,059 [ClO3 ][H ]6
ε 
lg
6
[Cl ]
o