SÁNG KIẾN HOÀN CHỈNH 2018

PHẦN I: MỞ ĐẦU
I. Lí do chọn đề tài
Bộ môn Hóa học là một trong các bộ môn khoa học cơ bản, rất quan trọng. Mỗi
mảng kiến thức đều vô cùng rộng lớn. Đặc biệt là những kiến thức giành cho học sinh
giỏi cấp tỉnh, cấp khu vực, cấp Quốc Gia, Quốc tế. Trong đó hoá học về các nguyên tố
phi kim là một trong các nội dung rất quan trọng. Phần này thường có trong các đề thi
học sinh giỏi lớp 10, 11, 12 khu vực; Olympic 30/4; hay gắn với các kiến thức phần
kim loại trong các đề thi học sinh giỏi. Tuy nhiên, trong thực tế giảng dạy ở các trường
phổ thông nội dung kiến thức lí thuyết chưa đủ để trang bị cho học sinh, chưa đáp ứng
được yêu cầu của các kì thi học sinh giỏi các cấp. Tài liệu tham khảo về mặt lí thuyết
thường được sử dụng là các tài liệu ở bậc đại học, cao đẳng đã được biên soạn, xuất
bản từ lâu. Khi áp dụng những tài liệu này cho học sinh phổ thông trở thành rất rộng.
Giáo viên và học sinh thường không đủ thời gian nghiên cứu do đó khó xác định được
nội dung chính cần tập trung là vấn đề gì.
Để khắc phục điều này, tự thân mỗi giáo viên dạy đội tuyển thường phải tự vận
động, mất rất nhiều thời gian và công sức bằng cách cập nhật thông tin từ mạng
internet, trao đổi với đồng nghiệp, tự nghiên cứu tài liệu…Từ đó, giáo viên tự biên
soạn nội dung chương trình dạy và xây dựng hệ thống bài tập để phục vụ cho công
việc giảng dạy của mình.
Xuất phát từ thực tiễn đó, khi tham gia bồi dưỡng học sinh giỏi tôi rất mong có
được một nguồn tài liệu có giá trị và phù hợp để giáo viên giảng dạy - bồi dưỡng học
sinh giỏi các cấp và cũng để cho học sinh có được tài liệu học tập, tham khảo. Trong
năm học này tôi tập trung biên soạn bài tập về phi kim và trước hết là nhóm halogen.
Và tôi đã chọn đề tài:
“Xây dựng hệ thống bài tập bồi dưỡng học sinh giỏi chương halogen”.

II. Mục đích nghiên cứu
Sưu tầm, lựa chọn, phân loại và xây dựng hệ thống bài tập mở rộng và nâng cao về
nhóm halogen để làm tài liệu phục vụ cho giáo viên giảng dạy, ôn luyện, bồi dưỡng
học sinh giỏi các cấp và làm tài liệu học tập cho học sinh giỏi về nhóm halogen. Ngoài
ra còn là tài liệu tham khảo mở rộng và nâng cao cho giáo viên môn hóa học và học

sinh yêu thích môn hóa học nói chung.

1


III. Nhiệm vụ
1- Nghiên cứu chương trình hóa học phổ thông nâng cao và chuyên hóa học, phân tích
các đề thi học sinh giỏi cấp tỉnh, khu vực, cấp quốc gia và đi sâu về nhóm halogen.
2- Sưu tầm, lựa chọn trong tài liệu giáo khoa, trong các tài liệu tham khảo có nội dung
liên quan; phân loại, xây dựng các bài tập lí thuyết và tính toán về các đơn chất
halogen và hợp chất của chúng.
3- Xây dựng hệ thống bài tập liên quan đến kỹ năng thực hành, kỹ năng vận dụng lý
thuyết vào thực tiễn của học sinh với phương châm “học đi đôi với hành”.
4- Đề xuất phương pháp xây dựng và sử dụng hệ thống bài tập dùng cho việc giảng
dạy, bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp ở trường THPT.

IV. Giả thuyết khoa học
Nếu giáo viên xây dựng hệ thống bài tập chất lượng, đa dạng, phong phú đồng
thời có phương pháp sử dụng chúng một cách thích hợp thì sẽ nâng cao được hiệu quả
quá trình dạy- học và bồi dưỡng học sinh giỏi.

V. Phương pháp nghiên cứu
- Nghiên cứu thực tiễn dạy học và bồi dưỡng học sinh giỏi hóa học ở trường THPT.
- Nghiên cứu các tài liệu về phương pháp dạy học hóa học, các tài liệu về bồi dưỡng
học sinh giỏi, các đề thi học sinh giỏi, . . .
- Thu thập tài liệu và truy cập thông tin trên internet có liên quan đến đề tài.
- Đọc, nghiên cứu và xử lý các tài liệu.

VI. Điểm mới của đề tài
- Đề tài xây dựng hệ thống bài tập mở rộng và nâng cao đầy đủ, có phân loại rõ ràng

các dạng câu hỏi lí thuyết, các dạng bài tập vận dụng kỹ năng thực hành, các dạng bài
tập về nhóm halogen để làm tài liệu phục vụ cho giáo viên trường giảng dạy, ôn luyện,
bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp về nhóm halogen. Ngoài ra còn là tài liệu tham khảo
mở rộng và nâng cao cho giáo viên môn hóa học và học sinh yêu thích môn hóa học
nói chung.
- Đề xuất phương pháp xây dựng và sử dụng có hiệu quả hệ thống bài tập hóa học.
- Đặc biệt, đề tài có đề cập đến kỹ năng quan sát hình vẽ thí nghiệm và kỹ năng thao
tác thực hành thí nghiệm nhằm rèn luyện cho học sinh về kỹ năng quan sát thí nghiệm,
quan sát hình vẽ và kỹ năng thao tác thực hành thí nghiệm.

2


B. PHẦN GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
Chương I: Cơ sở lý luận của đề tài nghiên cứu
I.

Cơ sở lý thuyết

I.1. Đơn chất và hợp chất halogen
I.1.1. Cấu tạo đơn chất halogen
- Công thức phân tử: X2
- Năng lượng liên kết: Cl2 > F2 , Cl2 > Br2> I2. Sở dĩ có sự bất thường đó là do trong
phân tử Cl2, Br2, I2 ngoài liên kết xích ma ( δ )còn có một phần liên kết π do dự xen
phủ bên giữa các AO d.

I.1.2. Tính chất của đơn chất halogen
* Tính chất vật lý:
- Trạng thái tồn tại của các halogen ở đk thường: Flo, Clo là chất khíBrom là chất lỏng,
Iot là chất rắn ở điều kiên thường.

- Màu sắc: Đậm dần lên. ( Flo có màu lục nhạt, Clo có màu vàng, Brom có màu nâu
đỏ, iot có màu đen tím)
- Tính tan : ít tan trong nước (do halogen có cấu tạo không phân cực) dễ tan trong các
dung môi hữu cơ.
- Nhiệt độ nóng chảy(t0 nc), nhiệt độ sôi (t0 s) tăng theo chiều tăng phân tử khối.
I.1.3. Tính chất hóa học của Halogen
* Tính oxi hóa mạnh, giảm dần từ Flo đến Iot, được minh họa qua các phản ứng.
-Phản ứng với kim loại: Flo phản ứng được với tất cả các kim loại, Cl 2, Br2 phản ứng
với hầu hết kim loại trừ Au, Pt. I2 phản ứng được với một số kim loại.
- Phản ứng với phi kim: Halogen không phản ứng trực tiếp với O2, N2
- Phản ứng với hợp chất có tính khử: Oxit, axit, muối
Ví dụ:

Br2 + SO2 + H2O →

H2SO4 + 2HBr

I2 + 2S2O32-

→

S4O62- + 2I-

3Cl2 + 6FeSO4

→ 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3

Cl2 + 2HI

→ 2HCl + I2

* Cl2, Br2, I2 tự oxi hóa khử khi phản ứng với dung dịch kiềm.
Cl2 + 2NaOH

→

3Cl2 + 6NaOH →
Vd: Cl2 + Na2CO3

→

NaCl + NaClO + H2O
5NaCl + NaClO3 + 3H2O
NaCl + NaClO + CO2
3


* Tính khử của Brom, Iot khi gặp các chất oxi hóa mạnh hơn.
Ví dụ: 5Cl2 + Br2 + 6H2O →
I2 + 8NaClO

2HBrO3 + 10HCl

→ 2NaIO4 + 8NaCl

I.1.4. Phương pháp điều chế các Halogen
- Điều chế F2 ( điện phân nóng chảy hỗn hợp KF và HF)
- Điều chế Cl2:
Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn
Trong phòng thí nghiệm: Cl- + Chất oxi hóa mạnh trong môi trường axit.

Ví dụ: 16HCl + 2KMnO4

→

5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

- Điều chế Br2, I2: X- + chất oxi hóa mạnh hơn: ví dụ Cl2, H2SO4 đặc.
Ví dụ: Cl2 + 2NaBr

→ 2NaCl + Br2

8NaI + 5H2SO4 đặc →

4Na2SO4 + H2S + 4I2 + 4H2O

I.1.5. Tính chất của hợp chất halogen
* Tính chất, phương pháp điều chế HX
- Tính chất của hidrohalogenua:
Chất khí, tan nhiều trong nước tạo ra dung dịch có môi trường axit.
Nhiệt độ sôi: HF > HI> HBr> HCl. Sự bất thường về nhiệt độ sôi do HF có liên kết
hidro, có sự polime hóa dạng (HF)n
Tính khử HCl < HBr < HI
Ví dụ: HCl + H2SO4 đặc nóng phản ứng không xảy ra.
2HBr +H2SO4 đặc nóng
8HI + H2SO4 đặc nóng

→
→

Br2 + 2H2O + SO2

4I2 + H2S + 4H2O

- Tính chất của dung dịch axit halogenhidiric:
Trong dung dịch tính axit tăng theo chiều: HF< HCl< HBr< HI. Nguyên nhân gây nên
sự thay đổi về tính axit là do từ Flo đến Iot bán kính nguyên tử tăng dần, năng lượng
liên kết của HX giảm dần.
HF là axit yếu và có khả năng ăn mòn thủy tinh.
* Phương pháp điều chế HX
HF, HCl: Điều chế bằng phương pháp sunfat.
HBr, HI: Không điều chế bằng phương pháp sunfat, thủy phân halogenua của
photpho hoặc lưu huỳnh.
Ví dụ: PBr5 + 4H2O → 5HBr + H3PO4

4


PI3 + 3H2O →

3HI + H3PO3

I.1.6.Tính chất của muối halogenua
- Tính tan: Hầu hết tan nhiều trong nước trừ AgCl, AgBr, AgI, PbI2.
- Muối I- có đặc điểm: I- + I2 → I3- Tính khử: Muối Halogenua có tính khử trừ FI.1.7.Tính chất của hợp chất có oxi của Halogen
*Oxit của halogen:
1. Oxit của flo:
a) Điflo oxit (F2O):
- Khí không màu ở nhiệt độ thường,có mùi gần giống ozon, rất độc, độc hơn F2.
- Oxit bền nhất trong các oxit của flo, chỉ phân hủy chậm ở 2500C tạo thành O2 và F2.
- Là chất oxi hóa mạnh, tác dụng hầu hết với các nguyên tố tạo thành oxit và florua.
6Na + F2O2 → 2NaF + 2Na2O, 2H2 + F2O → 2HF + H2O

- Tác dụng với hơi nước (không tác dụng với nước lạnh): F2O + H2O → 2HF + O2
- Điều chế: 2F2 + 2NaOH (2%) → 2NaF + F2O + H2O
b) Điflo đioxit (F2O2):
Phóng điện êm dịu
- Ở -950C là chất lỏng màu đỏ anh đào, ở -1600C là chất rắn màu ra cam.
-1630C

- Điều chế: F2 + O2

F2O2 (kèm theo F2O3)

-1830C
- 2F2O3

→

2F2O2 + O2

- 2F2O4

→

2F2O3 + O2

2. Oxit của clo:
a) Điclo oxit (Cl2O):
- Ở nhiệt độ thường có màu da cam.
- Không bền: 2Cl2O→ 2Cl2 + O2. Nên tác dụng được với nhiều nguyên tố.
- Kim loại kiềm, P, As sẽ bốc cháy tạo thành oxit và florua:
4Na + Cl2O → 2NaCl + Na2O, 7P + 10Cl2O → 10PCl5 + 2P2O5

- Với nước: Cl2O + H2O → 2HClO (vàng da cam)
- Với kiềm: Cl2O + 2NaOH → 2NaClO + H2O
- Điều chế: 2Cl2 + 2HgO → HgO.HgCl2 + Cl2O

5


b) Clo đioxit (ClO2):
- Dùng tẩy trắng xelulozo và bột giấy.
- Khí có màu vàng lục, có màu khó chịu.
ánh sáng
- Kém bền nên có tính oxi hóa mạnh, nó được coi như là anhiđric hỗn hợp của axit
clorơ và axit cloric.
- Trong nước: 6ClO2 + 3H2O →HCl + 5HClO3, trong bóng tối thì dung dịch ClO2 bền.
- Trong kiềm: 2ClO2 + 2KOH → KClO2 + KClO3 + H2O
- Điều chế: 2KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + 2ClO2 + 2CO2 + 2H2O
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2ClO2 + 2NaHSO4
c) Điclo hexaoxit (Cl2O6):
Cl2O6 → 2ClO2 + O2 , Cl2O6 + H2O → HClO3 + HClO4
Cl2O7 + H2O → 2HClO4
3. Oxit của iot: I2O4, I4O9, I2O5.
3. Axit hipohalogenơ: HOX: Tính axit và tính oxi hóa:
3.1. Axit hipoflorơ: HOF
- Là chất lỏng và khí không màu, rất dễ bay hơi và không bền với nhiệt, không thể
hiện tính axit. Là chất oxi hóa mạnh
2HOF → 2HF + O2
HOF + H2O → HF + H2O2
HOF + 2NaOH (loãng) → NaF + NaHO2 + H2O
HOF + 3KI đặc → KI3 + KOH + KF
3.2. Axit hipoclrơ (HOCl), Axit hipobromơ (HBrO), Axit hipoiođơ (HIO)

HOX ↔ H+ + XO- (Cl,Br, ) ; HOI ↔ HO- + I+
- Trong môi trường kiềm: 3XO- → 2X- + XO3-. Tốc độ phản ứng này phụ thuộc vào
bản chất của halogen: ClO- phân hủy rất chậm ở nhiệt độ thường nhưng phân hủy
nhanh ở nhiệt độ trên 750C, BrO- phân hủy chậm ở 00C thường nhưng phân hủy nhanh
ở nhiệt độ thường, IO- phân hủy ở tất cả các nhiệt độ.
- Tính oxi hóa mạnh (HXO và XO -), quang trọng nhất là hipoclorit. Trong dung dịch
hipoclorit có thể oxi hóa các ion Fe2+, Mn2+, Ni2+, Co2+ thành hiđroxit có số oxi hóa cao
hơn; NH3 thành N2; H2O2 thành O2 và nước; brom thành bromat; iot thành iotđat:
5NaClO + 2NaOH + I2 → 5NaCl + 2NaIO3 + H2O

6


NaClO + H2O2 → NaCl + H2O + O2
* Clorua vôi: CaOCl2 (1CaCl2 + 1Ca(OCl)2)
- Dùng điều chế khí clo và khí oxi:
CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + Cl2 + H2O;
CaOCl2 → CaCl2 + O2 ( ánh sáng mặt trời hoặc đun nóng có kim loại Cu, Ni, Co)
- Điều chế: Ca(OH)2 + Cl2 → CaOCl2 + H2O
3,3. Điều chế HOX:
2X2 + 2HgO + H2O → HgO.HgX2 + 2HOX;
2Cl2 + CaCO3 + H2O → CaCl2 + 2HOCl
4. Axit halogenơ (HXO2) điển hình là HClO2.
- Axit trung bình (Ka = 10-2), không bền: 4HClO2 →2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O
- Thể hiện tính oxi hóa khử:
HClO2 + 3HCl đặc → 2Cl2 + 2H2O; HClO2 + HClO → HCl + HClO3
- Điều chế: Ba(ClO2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO
- Muối clorit: ClO2- bền hơn axit clorơ
+ Dùng tẩy trắng vải và giấy
+ Điều chế: 2ClO2 + Na2O2 → O2 + 2NaClO2

+ Đun nóng: 3NaClO2 → NaCl + 2NaClO3
5. Axit halogenic:
- Axit cloric và axit bromic chỉ tồn tại trong dung dịch, khi nồng độ lớn hơn 50%
chúng sẽ phân hủy:
3HClO3 → HClO4 + 2ClO2 + H2O; 4HBrO3 → 2Br2 + 5O2 + 2H2O
- Tính oxi hóa mạnh, giảm từ clo đến iot:
HClO3 + 3SO2 + 3H2O → HCl + 3H2SO4;HClO3(đặc) + I2 → HIO3 + Cl2;
2HClO3 +3 C → 2HCl + 3CO2
- Điều chế: cho halogenat tác dụng với axit sunfuric:
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO3; NaIO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HIO3
+ Axit iođic còn được điều chế: 3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O;
I2 + 5Cl2 + 6H2O → 10HCl + 2HIO3
* Halogenat (ClO3-. BrO3-, IO3-):
- Nhiệt phân: Quá trình nhiệt phân rất phức tạp:
+ Muối clorat kim loại kiềm tạo thành perclorat và clorua:

7


4KClO3 → 3KClO4 + KCl; 2KClO3 → KCl + 3O2 ( xúc tác MnO2)
+ Muối bromat kim loại kiềm chỉ tạo thành bromua, một số muối kim loại nặng tạo
nên oxit và bromua, một số muối kim loại nặng khác tạo oxit và brom.
+ Muối iođat kim loại kiềm tạo peiođat và iođua, còn iođat khác phân hủy giốn
bromua.
2NH4ClO3 → N2 + Cl2 + O2 + 4H2O
- Tính oxi hóa mạnh; giảm dần từ clo đến iot; những chất dễ cháy như P, S, C khi trộn
với halogenat đều gây nổ.
2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2; 2KBrO3 + 3C → 2KBr + 3CO2;
10KClO3 + 12P đỏ → 10KCl + 3P4O10
- Điều chế: Cho halogen tác dụng với dung dịch kiềm nóng hoặc điện phân dung dịch

halogenua nóng. Riêng iođat còn được điều chế: I2 + 2KClO3 → 2KIO3 + Cl2.
VII. Axit pehalogenic (HXO4):
1. Axit pecloric: HClO4
- Tính chất vật lí: là chất lòng không màu, rất linh động, bốc khói mạnh trong không
khí. Tan trong nước và tạo hiđrat HClO4.nH2O ( n=1,2,3)
- Dạng khan: kém bền và có tính oxi hóa mạnh:
3HClO4 → Cl2O7 + HClO4.H2O ( 0-200C)
4HClO4 + 7C → 7CO2 + 2Cl2 + 2H2O.
- Dạng dung dịch: hầu như không có tính oxi hóa, là axit mạnh.
Điều chế: Cl2O7 + H2O → 2HClO4; 2KClO4 + H2SO4 đặc → K2SO4 + 2HClO4
2. Axit pebromic: HBrO4.
- Điều chế:
BrO3- + F2 + 2OH- → BrO4- + 2F- + H2O
HBrO3 + XeF2 + H2O → HBrO4 + Xe + 2HF
3.

Axit

peiođic:

A.metapeiođic

HIO4,

A.mezopeiođic

H3IO5

(HIO4.H2O),

A.parapeiođic H5IO6 (HIO4.2H2O – là thành phần chủ yếu).
- Các peiođat thường gặp là: NaH4IO6, Na2H3IO6, Na3H2IO6. Ag5IO6
- Điều chế Na3H2IO6: NaIO3 + 3NaOH + Cl2 → Na3H2IO6 + 2NaCl
- Axit peiođic và muối peiođat có tính oxi hóa mạnh, thường được dùng đề phân tích
Mn2+
5H5IO6 + 2MnSO4 → 2HMnO4 + 5HIO3 + 2H2SO4 + 7H2O

8


- Điều chế: Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6
VII. Hợp chất giữa các halogen:
1. Monohalogenua: XX’
- Có tính chất trung gian giữa X2 và X2’.
- Dễ bị phân hủy thành X2 và X2’, riêng 3BrF→ BrF3 + Br2
- Hoạt động hóa học mạnh hơn halogen tạo nên nó, tác dụng với đa số các nguyên tố
tạo nên halogenua hỗn tạp.
- XX’ + H2O → HX + HOX’
- Điều chế: X2 + X2’ →2XX’ ( 2500C).
2. Trihalogenua: XX3’
- ICl3 tồn tại dạng đime I2Cl6
- BrF3 có độ dẫn điệng riêng khá cao do: 2BrF 3 ↔ BrF2+ + BrF4-. BrF3 là dung môi ion
hóa tốt đối với nhiều chất, những chất làm tăng nồng độ BrF 2+ là axit, những chất làm
tăng nồng độ BrF4- là bazơ.
- ClF3 hoạt động hơn hết, có tính oxi hóa giống F 2, tác dụng hầu hết nguyên tố ở dạng
tự do trừ khí hiềm, nitơ và một vài kim loại tạo màng florua bảo vệ.
- Kém hoạt động nhất là IF3.
- BrF3 hay dùng trong tổng hợp hóa học:
4BrF3 + 3SiO2 → 3SiF4 + 2Br2 + 3O2
- Điều chế: X2 + 3X2’ → 2XX3’ (2800C)

II. Vai trò của bài tập hóa học trong bồi dưỡng học sinh giỏi
Thực tế dạy học cho thấy, bài tập hoá học giữ vai trò rất quan trọng trong việc thực
hiện mục tiêu đào tạo. Bài tập vừa là mục đích vừa là nội dung lại vừa là phương pháp
dạy học hiệu nghiệm. Bài tập cung cấp cho học sinh cả kiến thức, con đường dành lấy
kiến thức và cả niềm vui sướng của sự phát hiện - tìm ra đáp số - một trạng thái hưng
phấn - hứng thú nhận thức - một yếu tố tâm lý góp phần rất quan trọng trong việc nâng
cao tính hiệu quả của hoạt động thực tiễn của con người, điều này đặc biệt được chú ý
trong nhà trường của các nước phát triển. Vậy bài tập hoá học là gì?
Tác dụng của bài tập hóa học:
- Bài tập hoá học là một trong những phương tiện hiệu nghiệm cơ bản nhất để dạy học
sinh vận dụng các kiến thức đã học vào thực tế cuộc sống, sản xuất và tập nghiên cứu

9


khoa học, biến những kiến thức đã thu được qua bài giảng thành kiến thức của chính
mình.
- Đào sâu, mở rộng kiến thức đã học một cách sinh động, phong phú. Chỉ có vận dụng
kiến thức vào giải bài tập học sinh mới nắm vững kiến thức một cách sâu sắc.
- Là phương tiện để ôn tập, củng cố, hệ thống hoá kiến thức một cách tốt nhất.
- Rèn luyện kỹ năng hoá học cho học sinh như kỹ năng viết và cân bằng phương trình
hóa học, kỹ năng tính toán theo công thức và phương trình hoá học, kỹ năng thực hành
như cân, đo, đun nóng, nung sấy, lọc, nhận biết hoá chất...
- Phát triển năng lực nhận thức, rèn trí thông minh cho học sinh (học sinh cần phải
hiểu sâu mới hiểu được trọn vẹn). Một số bài tập có tình huống đặc biệt, ngoài cách
giải thông thường còn có cách giải độc đáo nếu học sinh có tầm nhìn sắc sảo. Thông
thường nên yêu cầu học sinh giải bằng nhiều cách, có thể tìm cách giải ngắn nhất, hay
nhất - đó là cách rèn luyện trí thông minh cho học sinh. Khi giải bài toán bằng nhiều
cách dưới góc độ khác nhau thì khả năng tư duy của học sinh tăng lên gấp nhiều lần so

với một học sinh giải nhiều bài toán bằng một cách và không phân tích đến nơi đến
chốn.
- Bài tập hoá học còn được sử dụng như một phương tiện nghiên cứu tài liệu mới (hình
thành khái niệm, định luật) khi trang bị kiến thức mới, giúp học sinh tích cực, tự lực,
lĩnh hội kiến thức một cách sâu sắc và bền vững. Điều này thể hiện rõ khi học sinh làm
bài tập thực nghiệm định lượng.
- Bài tập hoá học phát huy tính tích cực, tự lực của học sinh và hình thành phương
pháp học tập hợp lý.
- Bài tập hoá học còn là phương tiện để kiểm tra kiến thức, kỹ năng của học sinh một
cách chính xác.
- Bài tập hoá học có tác dụng giáo dục đạo đức, tác phong, rèn tính kiên nhẫn, trung
thực, chính xác khoa học và sáng tạo, phong cách làm việc khoa học (có tổ chức, kế
hoạch...), nâng cao hứng thú học tập bộ môn. Điều này thể hiện rõ khi giải bài tập thực
nghiệm.
Tác dụng cụ thể của bài tập hóa học góp phần không nhỏ trong việc nâng cao chất
lượng và hiệu quả việc dạy học hóa học, và đặc biệt là phát triển năng lực nhận thức,
rèn luyện kỹ năng cho học sinh mà không có phương pháp dạy học nào sánh kịp.

10


Như vậy, trong quá trình giảng dạy thì việc lựa chọn, xây dựng các bài tập là việc làm
rất quan trọng và cần thiết đối với mỗi GV. Thông qua bài tập, GV sẽ đánh giá được
khả năng nhận thức, khả năng vận dụng kiến thức của HS. Bài tập là phương tiện cơ
bản nhất để dạy HS tập vận dụng kiến thức vào thực hành, thực tế sự vận dụng các
kiến thức thông qua các bài tập có rất nhiều hình thức phong phú. Chính nhờ việc giải
các bài tập mà kiến thức được củng cố, khắc sâu, chính xác hóa, mở rộng và nâng cao.
Cho nên, bài tập vừa là nội dung, vừa là phương pháp, vừa là phương tiện để dạy tốt
và học tốt.

Chương II: Hệ thống bài tập lí thuyết về nhóm halogen
II.1. Đơn chất halogen

II.1.1. Cấu tạo, tính chất vật lí
Câu 1: Hãy so sánh các đại lượng: Ái lực electron, năng lượng liên kết, năng lượng
hiđrat hóa, thế tiêu chuẩn của Clo và Flo từ đó giải thích:
a) Tại sao khả năng phản ứng của Flo lại lớn hơn Clo?
b) Tại sao trong dung dịch nước Flo có tính oxi hóa mạnh hơn Clo
Hướng dẫn: So sánh:
F2
Cl2
Năng lượng liên kết X2 (Kcal/mol)
37
59
Ái lực electron X + e → X (Kcal/nguyên tử g)
79
83
Năng lượng hiđrat hóa của X (Kcal/mol)
121
90
0
Thế tiêu chuẩn E X2/2X (Von)
2.87
1,36
Ta thấy rằng năng lượng liên kết và ái lực electron của Flo bé hơn Clo; năng lượng
hidrat lớn và thế tiêu chuẩn của Flo lớn hơn Clo.
a) Mặc dù có ái lực electron thấp hơn (có tính oxi hóa kém hơn) nhưng năng lượng
liên kết trong phâ tử Flo thấp hơn do đó khả năng phản ứng của Flo cao hơn Clo.
b) Quá trình chuyển X2 → 2X- ở trong dung dịch phụ thuộc vào các yếu tố sau:
- Năng lượng phân li phân tử thành nguyên tử(năng lượng liên kết).

- Ái lực electron để biến nguyên tử thành X-.
- Năng lượng hiđrat hóa của anion X-.

11


Với Flo, mặc dù năng lượng phân li phân tử thành nguyên tử và ái lực electron bé hơn
Clo, nhưng năng lượng hiđrat hóa của Ion F - lại lớn hơn nhiều so với ion Cl - , do đó
trong dung dịch nước, Flo có tính oxi hóa mạnh hơn Clo.
*Nhận xét: Đối với bài này dùng để củng cố lại phần kiến thức về ái lực electron,
năng lượng lien kết, năng lượng hiđrat hóa khi dạy xong phần lý thuyết khá trừu
tượng này.
Câu 2: Tại sao Flo không thể xuất hiện mức oxi hóa dương trong các hợp chất hóa
học?
Tại sao với Clo, Brom, Iot thì mức oxi hóa chẵn không phải là mức đặc trưng?
Hướng dẫn: Trong nguyên tử của các Halogen có một electron không ghép đôi, nên
trừ Flo, chúng đều có khả năng tạo ra mức oxi hóa +1 khi chúng liên kết với một
nguyên tố khác có độ âm điện lớn hơn (ví dụ với Oxi)
Nguyên tử của Clo (hoặc Brom, Iot) còn có những obitan chưa được lấp đầy, do đó có
thể xảy ra các quá trình kích thích electron như sau:
s

p

d

s

p

d

s

p

d

s

p

d

Kết quả tạo ra 3, 5, 7 electron không ghép đôi ứng với các trạng thái hóa trị 3, 5, 7 của
halogen. Quá trình kích thích đó xảy ra dưới ảnh hưởng của những nguyên tử có độ
điện âm mạnh hơn.
Lớp ngoài cùng của nguyên tử Flo không có obitan d, muốn tạo ra trạng thái hóa trị
lớn hơn 1 ở Flo, phải kích thích electron từ obitan 2p sang lớp thứ 3, không có nguyên
tố nào có độ điện âm lớn hơn Flo để cung cấp năng lượng đủ thực hiện quá trình kích
thích trên, do đó với Flo không thể xuất hiện mức oxi hóa dương và chỉ có thể có hóa
trị một.
Ngoài ra cũng cần chú ý rằng nếu trong nguyên tử, chẳng hạn có 5 electron không cặp
đôi tham gia hình thành 4 liên kết, trong nguyên tử còn lại một electron không cặp đôi,

12


điều đó gây ra khả năng phản ứng rất mạnh của phân tử được tạo ra, nên chúng là
những hợp chất kém bền. Chẳng hạn ClO2 là hợp chất có số lẻ electron.

O
Cl
O

Là hợp chất chưa bão hòa hóa trị, do đó có khuynh hướng kết hợp hoặc nhường một
electron:
ClO2 + e → ClO2-

ClO 2 - e →

ClO2+

chủ yếu là khuynh hướng thứ nhất (Ái lực Electron của ClO 2 là 3,43 eV); ClO2 rất
không bền, dễ phân huỷ nổ, có tính oxi hóa mạnh.
* Nhận xét: Câu hỏi này giúp học sinh hiểu rõ bản chất về phân lớp d, sự phân bố
các electron trong nguyên tử, các electron ở các trạng thái kích thích và từ đó hiểu
được bản chất về số oxihóa và các số oxihóa đặc trưng của các nguyên tố halogen
Giáo viên dùng bài tập này để dạy khi mở đầu về đơn chất halogen..
Câu 3 ( Trích đề thi HSG Sở GDĐT Hà Tĩnh 2012)
Năng lượng liên kết X-X (Kcal/mol) của các halogen có giá trị sau:
F2
Cl2
Br2
I2
(Kcal/mol)
38
9
46
35
Hãy giải thích Tại sao từ F2 đến Cl2 năng lượng liên kết tăng, nhưng Cl 2 đến I2 năng

lượng liên kết giảm?
Hướng dẫn: Phương pháp Obitan phân tử đã mô tả cấu hình electron của các phân tử
halogen như sau:

(σ ) (σ ) (σ ) (π ) (π ) (π ) (π
2

S

* 2
S

2

Z

2

2

x

y

)

* 2

* 2

x

y

Nghĩa là hai nguyên tử halogen liên kết với nhau bằng một liên kết σ (σ z). Ngoài liên
kết σ, trong phân tử Cl2, Br2, I2 còn có một phần liên kết π tạo ra bởi sự xen phủ của
các obitan d.
Trong phân tử Flo, liên kết chỉ được hình thành do một loạt các electron hóa trị, không
có khả năng hình thành liên kết π như trên vì không có các obitan d.
Liên kết π được hình thành đó là liên kết "cho nhận" tạo ra do cặp electron tự do của
một nguyên tử và obitan d còn bỏ trống của nguyên tử khác; có thể mô tả theo sơ đồ
sau:

13


3s

3d

3p

3d

3p

3s

Sự hình thành các liên kết π đó đã làm cho phân tử các halogen bền rõ rệt. Flo không
có khả năng tạo ra liên kết π nên phân tử Flo có năng lượng liên kết bé hơn so với

Clo. Từ Clo đến Iot do bán kính nguyên tử tăng, độ dài liên kết tăng:
F2
DX –X (Ǻ)
1,42
nên năng lượng liên kết giảm.

Cl2
2,00

Br2
2,29

I2
2,17

*Nhận xét: Câu hỏi này giúp học sinh hiểu rõ bản chất liên kết giữa các nguyên tử
trong phân tử halogen. Đặc biệt là khả năng tạo liên kết π tạo ra bởi sự xen phủ của
các obitan d.
Câu 4( Trích đề thi HSG 10 Sở GDĐT Hà Tĩnh 2015)
Cho bảng giá trị một số đại lượng của các đơn chất halogen sau:
Đơn chất

Nhiệt độ sôi

Năng lượng liên kết

Độ dài liên kết X – X

F2

(oC)
- 187,9

X – X (kJ/mol)
159

(Ao)
1,42

Cl2

- 34,1

242

1,99

Br2

58,2

192

2,28

I2

184,5

150

2,67

Nhận xét và giải thích sự biến đổi: nhiệt độ sói, năng lượng liên kết và
độ dài liên kết cho trên.
Hướng dẫn: Từ bảng ta nhận thấy các giá trị sau: nhiệt độ sói, độ dài liên kết tăng
dần từ F2 đến I2. Năng lượng liên kết từ F2 đến Cl2 tăng lên rồi sau đó giảm dần từ Cl2
đến I2.
Giải thích: - Từ F2 đến I2 vì khối lượng phân tử tăng nên nhiệt độ sôi
tăng. Độ dài liên kết tăng từ F2 đến I2 do bán kính nguyên tử tăng từ F đến I.
Năng lượng liên kết của F2 bé hơn của Cl2 bởi vì trong phân tử Cl2 ngoài liên kết tạo
bởi sự xen phủ của hai obitan p thì còn cñ sự xen phủ của obitan d và obitan p mà ở
trong phân tử F2 khóng cñ xen phủ của obitan d.
14


*Nhận xét:Câu hỏi này nhằm củng cố về độ phân cực của liên kết, bán kính nguyên
tử, và sự ảnh hưởng của các đại lượng này đến nhiệt độ sôi của các đơn chất
halogen.
Câu 5: a) Tại sao các halogen không tan trong nước nhưng tan trong benzen?
b) Tại sao Iot tan ít trong nước nhưng lại tan trong dung dịch kali iođua?
Hướng dẫn:
a) Các chất có xu hướng tan nhiều trong chất lỏng giống với chúng. Các halogen là
những chất không cực nên ít tan trong dung môi có cực (ví dụ: H 2O) và tan nhiều trong
dung môi không cực.
b) Trường hợp Iot tan nhiều trong dung dịch KI vì tạo ra Ion I3- theo phản ứng:
I2 + I- → I3*Nhận xét:Câu hỏi này nhằm để củng cố về ảnh hưởng của độ phân cực đến tính
tan của các halogen. Cung cấp cho học sinh hiểu được bản chất quá trình hòa tan
các chất trong dung môi và khả năng đặc biệt của iốt.
II.1.2. Tính chất hóa học

Câu 1: Bằng phản ứng với hidro hãy chứng minh rằng tính oxi hóa của các halogen
giảm dần từ Flo đến Iot.
Hướng dẫn: Dựa vào điều kiện phản ứng và nhiệt tạo thành của phản ứng khi cho H 2
phản ứng với halogen để chứng minh.
F2 + H2 → 2HF

∆Η = -288,6 KJ/mol

Nổ mạnh ngay ở nhiệt độ rất thấp -2520C và trong bóng tối
Cl2 + H2 → 2HCl

∆Η = -92,3 KJ/mol

Nổ khi chiếu sáng hoặc đun

nóng
Br2 + H2 → 2HBr
I2 + H2O ⇌ 2HI

∆Η = -35,98 KJ/mol
∆Η = 25,9 KJ/mol

Nhiệt độ cao, không nổ

Nhiệt độ cao hơn, 2 chiều, không nổ

*Nhận xét: Bài này dùng để củng cố về tính oxihóa của các đơn chất halogen. Giúp
học sinh hiểu được mức độ tính oxihóa dựa vào các loại phản ứng của các đơn chất
halogen. Hướng dẫn học sinh lấy thêm phản ứng giữa các halogen với nước, và với
các muối hlogen khác.

15


Câu 2 :Trình bày các phản ứng khi cho các halogen tác dụng với nước.
b) Flo có khả năng oxi hóa nước giải phóng oxi, các halogen khác có tính chất này
không? Giải thích.
Hướng dẫn: a) Các halogen tác dụng với H2O theo các phương trình phản ứng sau:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Cl2 + H2O ⇌ HCl + HClO

K= 4,2.104

Br2 + H2O ⇌ HBr + HBrO

K= 7,2.10-4

I2 + H2O ⇌ HI + HIO

K= 2,1.10-13

Khả năng phản ứng từ Flo đến Iot giảm.
b) So sánh thế oxi hóa-khử chuẩn để xác định:
O2 + 4H+ (10-7 ion-g/l) + 4e = 2H2O

E0=+0,81V

F2 + 2e →2F-

E0= +2,86 V

Cl2 + 2e → 2Cl-

E0= +1,36V

Br2 + 2e → 2Br-

E0= +1,07V

I2 + 2e → 2I-

E0= +0,53V

Chẳng hạn với trường hợp Flo:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2

∆ E0=2,06V

Như vậy Flo đã phản ứng mạnh với nước.
Với Clo và Brom thực tế đòi hỏi năng lượng hoạt hóa cao; với Iot không có khả năng
đó.
*Nhận xét: Bài này dùng để củng cố về tính oxihóa của các đơn chất halogen. Giúp
học sinh hiểu được mức độ tính oxihóa dựa vào các loại phản ứng của các đơn chất
halogen và nhấn mạnh lại tính oxihóa mạnh của đơn chất Flo.
Câu 3:Tại sao khi cho các halogen tác dụng với kim loại lại tạo ra những hợp chất
ứng với số oxi hóa tối đa của các kim loại đó? Lấy ví dụ để minh họa.
b) Tại sao Flo là chất oxi hóa mạnh nhưng Cu, Fe, Ni, Mg không bị Flo ăn mòn?
Hướng dẫn:
a) Với các kim loại có nhiều mức oxi hóa thì các hợp chất ứng với mức oxi hóa thấp
đều có tính khử, trong khi đó các halogen lại là chất oxi hóa mạnh.

16


b) Khi chất rắn tương tác với chất khí, khả năng phản ứng phụ thuộc vào cấu trúc
của chất rắn được tạo ra. Sản phẩm do phản ứng của Flo với các kim loại trên tạo ra
bám chắc vào bề mặt chất rắn tương tác thì nó sẽ ngăn cản phản ứng tiếp diễn.
*Nhận xét:Bài này một lần nữa khẳng định tính oxihóa mạnh của các đơn chất
halogen. Đồng thời cung cấp cho học sinh về khả năng tương tác giữa Flo với một
số kim loại tạo lớp rắn ngăn cách khong cho phản ứng tiếp tục xẩy ra, do đó một số
kim loại không bị Flo ăn mòn mặc dù Flo hoạt động mạnh.
Câu 4: Viết phương trình phản ứng khi cho dung dịch nước Clo tác dụng với dung
dịch NaOH, dung dịch KI, dung dịch Natri Thiosunfat.
Hướng dẫn:
Clo tác dụng với KI tạo ra I2 cho dung dịch màu nâu, sau đó Clo dư tác dụng với I 2
tạo ra IO3- làm cho dung dịch mất màu.
Cl2 + 2KI → I2 + 2KCl
5Cl2 + I2 + 6H2O → 2HIO3 + 10HCl
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
4Cl2 bão hòa + Na2S2O3 + 5H2O → Na2SO4 + H2SO4 + 8 HCl (Tương tự với Brom)
*Nhận xét: Bài này dùng để củng cố tính chất hóa học của clo. Khẳng định lại clo
có tính oxihóa mạnh, mạnh hơn Br2, I2.
Câu 5: a) Cho các Halogen Cl2 , Br2 , I2 tác dụng với nước, với dung dịch KOH có
những phương trình phản ứng nào xảy ra.
b)Khi cho Cl2 tác dụng với dung dịch KOH loãng sau đó đun nóng dung dịch
từ từ lên 7000C người ta thu được chất gì? Viết các phương trình phản ứng.
Hướng dẫn
a) Các Halogen tác dụng với H 2O (xem câu trên). Khi cho các Halogen tác dụng
với dung dịch kiềm, phản ứng tạo ra Hipohalogenit (XO -), nhưng trong môi trường
kiềm các Hipohalogenit bị phân hủy theo phản ứng:

3XO- ⇌ 2X- + XO3(X = Cl, Br, I). Sự phân hủy đó phụ thuộc vào bản chất của các Halogen và nhiệt độ.
ClO-: phân hủy chậm ở nhiệt độ thường, nhanh khi đun nóng.
BrO-: phân hủy chậm ở nhiệt độ thấp, nhanh ở nhiệt độ thường.
17


IO-: phân hủy ở tất cả các nhiệt độ.
Như vậy quá trình phân hủy đó tăng khi nhiệt độ tăng; từ Clo đến Iot quá trình phân
hủy tăng. Do đó, khi cho các Halogen tác dụng với dung dịch kiềm, phản ứng xảy ra
theo các phương trình:
Cl2 + 2KOH
3Cl2 + 6KOH
3Br2 + 6KOH

t0 thường

KCl + KClO + H2O

0

70 C
0

5KCl + KClO3 + 3H2O

t thường

5

KBr + KBrO3 + 3H2O

3I2 + 6KOH → 5KI +KIO3 + 3H2O
b) Khi cho Cl2 tác dụng với dung dịch KOH loãng ở nhiệt độ thường tạo ra KClO,
khi đun nóng lên 70oC, KClO phân hủy thành KClO3 và KCl, đến 1000C còn hỗn hợp
muối rắn gồm KClO3 và KCl, đến 4000C KClO3 phân hủy tạo ra KClO4 và KCl, khi
đun nóng cao hơn nữa KClO4 phân hủy thành KCl và O2.
*Nhận xét: Bài này dùng để củng cố tính chất hóa học của clo, brom, iốt. Khẳng
định lại các halogen có tính oxihóa mạnh.. Đồng thời chỉ cho học sinh thấy các sản
phẩm khác nhau trong các điều kiện phản ứng khác nhau.
Câu 6 : Dung dịch A gồm hai muối: Na2SO3 và Na2S2O3. Lấy V ml dung dịch A
trộn với lượng dư khí Cl2 rồi cho sản phẩm thu được tác dụng với BaCl2 dư thì thu
được kết tủa. Lấy V ml dung dịch trên nhỏ vài giọt hồ tinh bột rồi đem chuẩn độ
bằng iot thì đến khi dung dịch bắt đầu xuất hiện màu xanh tím. Cho V ml dung dịch
A tác dụng với dung dịch HCl dư thu được kết tủa. Viết phương trình phản ứng xảy
ra.
Hướng dẫn:
Phản ứng: Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl
Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl
NaHSO4 + BaCl2 → NaCl + HCl + BaSO4.
Na2SO4 + BaCl2 → NaCl + BaSO4.
I2 + 2Na2S2O3 → Na2S2O6 + 2NaI
Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + S + H2O

18


*Nhận xét: Bài này dùng để cũng cố tính chất hóa học của clo, iốt. Cũng cố cho học
sinh kỹ năng quan sát và tiến hành thí nghiệm.
I.3. Phản ứng điều chế
Câu 1: (Trích đề thi HSG Sở GDĐT Hà Tĩnh 2016)

Từ muối ăn điều chế được dung dịch có tính tẩy màu, từ quặng florit điều chế được
chất có thể ăn mòn thủy tinh, từ I2 điều chế một chất pha vào muối ăn để tránh bệnh
bướu cổ cho người dùng, từ O 2 điều chế chất diệt trùng. Em hãy viết phương trình
phản ứng điều chế các chất như đã nói ở trên, biết mỗi chất chỉ được viết một phương
trình phản ứng.
Hướng dẫn:
* NaCl + H2O

điện phân

* CaF2 rắn + H2SO4 đặc
* I2 + 2K
* 3O2

NaClO + H2.
CaHSO4 + HF

2KI
UV

2O3

*Nhận xét:Câu hỏi này vừa kiểm tra được tính chất, phương pháp điều chế, vừa lồng
ghép được mảng liên hệ thực tiễn cho học sinh.
Câu 2: a) Bằng cách nào có thể thu được Flo từ HF?
b) Tại sao không thể điều chế Flo bằng phương pháp điện phân dung dịch nước có
chứa ion Florua?
c) Flo là chất oxi hóa mạnh nhưng tại sao khi điều chế Flo bằng phương pháp điện
phân thì thùng điện phân và cực âm lại làm bằng đồng hoặc bằng thép?
Hướng dẫn:

a) Điện phân hỗn hợp lỏng gồm KF và HF thu được H2, F2
b) Vì rằng thế điện cực của Flo rất lớn, Flo tác dụng với nước rất mạnh nên không
thể điều chế Flo bằng phương pháp điện phân dung dịch nước có chứa Ion Florua, mà
phải điện phân một hỗn hợp nóng chảy gồm KF và HF.
c) Khi chất rắn tương tác với chất khí, khả năng phản ứng phụ thuộc vào cấu trúc
của chất rắn được tạo ra. Sản phẩm do phản ứng của Flo với đồng hoặc thép tạo ra
bám chắc vào bề mặt chất rắn nên nó sẽ ngăn cản phản ứng tiếp diễn.

19


*Nhận xét:Câu hỏi này giúp học sinh cũng cố kiến thức về phương pháp điều chế
flo,học sinh sẽ hiểu và so sánh với các halogen khác, đồng thời cũng giúp học sinh
nhớ lại flo không phá hủy kim loại Cu.
Câu 3: Khi điều chế clo trong phòng thí nghiệm bằng phản ứng giữa dung dịch HCl
đặc và MnO2 đun nóng. Khí clo thoát ra thường lẫn hơi nước và HCl. Đề xuất phương
pháp làm tinh khiết Cl2 và giải thích cách làm đó.
Dẫn khí Cl2 lẫn hơi H2O và HCl qua dung dịch NaCl bão hòa rồi dẫn qua dung dịch
H2SO4 đặc.
Dung dịch NaCl bão hòa để hấp thụ HCl do HCl tan tốt trong nước, hòa tan NaCl vào
để giảm độ tan của Cl2 trong nước do có cân bằng:
Cl2 + H2O

H+ + Cl- + HClO

NaCl → Na+ + Cl-.
Thêm Cl- cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch để giảm độ tan của Cl 2.
*Nhận xét: Câu hỏi này dùng để cũng cố kiến thức về điều chế clo trong phòng thí
nghiệm, giúp học sinh có được kỹ năng thu khí clo và làm mất các tạp chất có trong
sản phẩm, đồng thời giúp học sinh hiểu được vai trò của các chất trng sơ đồ điều chế.

Câu 4: Trong phòng thí nghiệm người ta điều chế Clo bằng phương pháp cho
KMnO4 tác dụng với HCl .
a) Tại sao không thể dùng phương pháp đó để điều chế Flo ?
b) Có thể điều chế Brom và Iot bằng phương pháp đó được không?
c) Có thể thay KMnO4 bằng MnO2 Hoặc K2Cr2O7 được không?
Hướng dẫn: So sánh thế điện cực chuẩn:
a) Flo có tính oxi hóa mạnh hơn KMnO4.
b) KMnO4 có tính oxi hóa mạnh hơn Br2 và I2 nên có thể oxi hóa Br2 và I2 tạo ra
BrO3- và IO3-.
c) Có thể thay KMnO4 bằng MnO2 hoặc K2Cr2O7 nhưng phải dùng HCl đặc và phải
đun nóng dùng thế điện cực tương đương nhau. (E 0Cl2/2Cl-=1,36V; E0Cr2O72-/Cr3+
trong môi trường axit là 1,36V).
*Nhận xét:Câu hỏi này giúp học sinh cũng cố kiến thức về phương pháp điều chế clo,
hiểu rõ bản chất tính oxihóa mạnh của Flo. Ôn tập lại phần thế điện cực chuẩn, trước

20


khi dạy phần này giáo viên nên có một chuyên đề về E 0 và cung cấp cho học sinh về
các giá trị E0.
II.2. Hợp chất của các halogen
II.2.1. Hợp chất với hiđro, halogenua
Câu 1: Độ bền đối với nhiệt từ HF đến HI thay đổi như thế nào? Có phù hợp với sự
thay đổi nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi không?
Hướng dẫn: Độ dài liên kết HX, năng lượng liên kết và độ bền đối với nhiệt trong dãy
từ HF đến HI có các giá trị sau:
HF
HCl
HBr HI
Độ dài liên kết HX (Ǻ)

1,02
1,28
1,41 1,60
Năng lượng liên kết HX (Kcal/mol)
135
103
87
71
0
Phân hủy ở 1000 C (%)
Không 0,014 0,5
33
Trong dãy đó, độ bền đối với nhiệt giảm do độ dài liên kết tăng và năng lượng liên kết
giảm. Độ bền đối với nhiệt chỉ phụ thuộc vào năng lượng liên kết của phân tử, còn
nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi lại phụ thuộc vào năng lượng tương tác giữa các
phân tử.
*Nhận xét: Bài này dùng để củng cố về độ dài, độ bền liên kết, nhiệt độ sôi, nhiệt độ
nóng chảy của các HX. Và sự ảnh hưởng của các yếu tố đó đến nhiệt độ sôi.
Câu 2: a) Tính axit trong dãy từ HF đến HI thay đổi như thế nào? Giải thích nguyên
nhân?
b) Vai trò của HI trong các phản ứng sau đây có giống nhau không?
2FeCl3 +2HI → 2FeCl2 + I2 +2HCl

(1)

Zn+2HI → ZnI2 + H2 # (2)
Hướng dẫn:
a) Độ điện li α của các dung dịch axit halogen hiđric HX 0,1N.
(%)

HF

HCl

HBr

HI

9

92,6

93,5

95

độ mạnh của axit tăng từ HF đến HI do độ dài liên kết tăng (xem bài số 23).
Axit Flohidric là một axit yếu .
b) Vai trò của HI trong hai phản ứng đó khác nhau: Ở (1) Khử, ở (2) oxi hóa.

21


*Nhận xét: Bài tập này dùng để củng cố về tính axít của các HX, giúp học sinh hiểu
hơn về bản chất liên kết ảnh hưởng đến khả năng phân li ra H+.
Câu 3:
a) Tại sao axit HF lại là axit yếu trong đó các axit HX của các halogen còn lại là axit
mạnh?
b) Tại sao axit HF lại tạo ra muối axit còn các axit HX khác không có khả năng đó?
Hướng dẫn:

a) Một phần vì năng lượng liên kết HF rất lớn, một phần khác vì khi hòa tan
trong nước xảy ra quá trình Ion hóa tạo ra H 3O+ và F-, sau đó Ion F- lại tương tác với
phân tử HF tạo ra ion phức HF2-:
HF + H2O ⇌ H3O+ + FHF + F- ⇌ HF2Hoặc ở dạng tổng quát:
2HF + H2O ⇌ H3O+ + HF2Do một phần phân tử HF liên kết tạo ra HF 2- nên hàm lượng tương đối của Ion H 3O+
không lớn, vì vậy dung dịch axit Flohidric có tính axit yếu (K= 7.10-4).
Các axit HX khác không có khả năng đó vì không có quá trình trên, năng lượng liên
kết nhỏ hơn, bán kính của X lớn hơn. Chúng là các axit mạnh.
b) Vì nguyên nhân trên nên trong dung dịch axit Flohidric có các Ion dạng H 2F3-,
H3F4-, H4F5-…. Khi trung hòa tạo ra các muối axit như K[HF 2] (Tnc= 2390C); K[H2F3]
(Tnc= 620C); K[H3F4] (Tnc=600C); K[H4F5] (Tnc= 730C).
*Nhận xét: Bài này dùng để ôn tập về tính axít yếu của HF, khả năng đặc biệt của
HF so với các HX khác. Giúp học sinh hiểu được bản chất về liên kết.
Câu 4: a) Hãy giải thích tại sao HF chỉ được phép đựng trong các bình bằng nhựa.
b) Phản ứng xảy ra có khác nhau không khi cho thủy tinh tác dụng với HF và với HCl?
c) Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các hidro halogenua thay đổi như thế nào?
Giải thích nguyên nhân.
Hướng dẫn:
a) SiO2 + 4HF → 2H2O+ SiF4
b) Trong cả hai trường hợp sản phẩm tạo ra đều như nhau:
Na2O.CaO.6SiO2 + 14H2F2 → Na2SiF6 + CaSiF6 + 4SiF4 + 14 H2O.
22


Tuy nhiên khi thủy tinh bị dung dịch axit Flohiđric ăn mòn thì sản phẩm phản ứng sẽ
chuyển vào dung dịch và bề mặt bị ăn mòn sẽ trở nên trong suốt.
Hướng dẫn: Từ HF đến HCl: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi giảm. Từ HCl đến
HI nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng.
Các hidro halogenua tương tác với nhau bằng lực tương tác giữa các phân tử gồm lực
định hướng, lực khuếch tán và lực cảm ứng. Nhưng năng lượng tương tác cảm ứng

thường rất bé so với năng lượng tương tác định hướng và tương tác khuếch tán, do đó
ảnh hưởng của tương tác cảm ứng đến nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi có thể bỏ
qua.
Năng lượng tương tác định hướng giảm từ HF đến HI do độ phân cực của phân tử
giảm. Năng lượng tương tác khuếch tán tăng lên trong dãy do sự tăng bán kính nguyên
tử của các halogen và sự giảm độ phân cực của liên kết trong phân tử.
Từ HF đến HCl, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi giảm do giữa các phân tử HF phát
sinh được liên kết Hidro, đồng thời năng lượng tổng quát của tương tác giữa các phân
tử giảm do tương tác định hướng giảm.
Từ HCl đến HI năng lượng tương tác khuếch tán chiếm ưu thế so với tương tác định
hướng vì vậy nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng.
*Nhận xét: Bài tập này cung cấp cho học sinh phương pháp bảo quản HF trong
phòng thí nghiệm, từ đó giúp học sinh hiểu được bản chất của vấn đề. Đồng thời,
giúp học sinh nắm được kiến thức về nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy cảu các
HX.
Câu 5: a) Tại sao tính khử của các

hidro halogenua tăng lên từ HF đến HI?

b) Tại sao các dung dịch axit Bromhiđric và axit Iothiđric không thể để trong
không khí? Hãy viết các phương trình phản ứng khi cho Oxi tác dụng với dung dịch
axit halogenhiđric.
Hướng dẫn:
a) Vì độ bền đối với nhiệt giảm, năng lượng liên kết giảm nên tính khử của các hidro
halogenua tăng (ở trạng thái khí cũng như ở trạng thái tan trong dung dịch)
b) Khi tác dụng với Oxi:
HF + O2: không có phản ứng; HF hoàn toàn không thể hiện tính khử.

23

HCl + O2 : trong dung dịch không xảy ra phản ứng, nhưng ở trạng thái khí thì xảy ra
phản ứng thuận nghịch:
t < 6000C

4HCl (khí) + O2

t > 6000C

2H2O + 2Cl2

HCl chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh.
HBr và HI đều là những chất khử mạnh, dung dịch của chúng vốn là trong suốt và
không màu, nhưng để lâu trong không khí dung dịch sẽ vàng dần do tạo ra các halogen
tự do:
4HBr + O2 (KK) → 2H2O + 2Br2
4HI + O2 (KK) → 2H2O + 2I2
Trường hợp HI dung dịch nhuốm màu vàng nhanh hơn so với dung dịch HBr.
* Nhận xét: Bài tập này ôn tập về nguyên nhân gây ra tính khử tăng dần từ HF đến
HI và độ bền của các HX trong không khí, mức độ tính khử của các HX.
Câu

6:

a)

Tại

sao

hidrohalogenua

lại

tan

rất

mạnh

trong

nước?

b) Khi cho hidro clorua tan trong nước có hiện tượng gì? Tại sao dung dịch lại có tính
axit? Hidro clorua lỏng có phải là axit không?
Hướng dẫn:
a) Vì các hidro halogenua đều là những hợp chất có cực nên tan rất mạnh trong dung
môi có cực.
b) Khi tan trong nước, dung dịch có tính axit vì tạo ra với nước ion hidroxoni H3O+.
Ở trạng thái lỏng chúng không phải là axit.
*Nhận xét: Bài tập này giúp học sinh hiểu khả năng tan trong nước của các HX, và
nguyên nhân gây ra tính axit của các HX.
Câu 7: a) Trong phòng thí nghiệm, hidro clorua được điều chế bằng cách nào?
b) Nếu dùng dung dịch H2SO4 loãng và NaCl loãng có tạo ra HCl ?
c) Phương pháp trên có thể dùng để điều chế HBr và HI được không?
Hướng dẫn:
a) Điều chế hidro clorua bằng cách cho NaCl tác dụng với H2SO4 đặc, đun nóng:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑

24


NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl↑
Phản ứng thứ nhất xảy ra ở mức độ đáng kể ngay ở nhiệt độ thường và khi đun nóng
đến 2500C thì thực tế xảy ra hoàn toàn. Phản ứng thứ hai xảy ra ở nhiệt độ cao hơn
khoảng 400-5000C.
b) HF, HCl là những khí dễ tan trong nước do đó phải dùng muối khan và axit H2SO4
đặc để tránh sự hòa tan của các khí.
Khi dùng H2SO4 loãng và NaCl loãng phản ứng sẽ không tạo ra hidroclorua vì phần
lớn cân bằng sẽ chuyển dịch về phía tạo ra H2SO4 ít phân li hơn HCl. Nhưng nếu dùng
dung dịch NaCl đậm đặc và H 2SO4đặc thì khi đun nóng, cân bằng có thể chuyển dịch
sang phải vì HCl dễ bay hơi hơn.
c) Phương pháp trên có thể dùng để điều chế HF nhưng không thể vận dụng cho HBr
và HI vì chúng đều là chất khử mạnh.
*Nhận xét: Qua bài tập này học sinh sẽ hiểu được cách điều chế HCl, và so sánh khả
năng thể hiện tính khử của HCl với HI, HBr. Từ đó hiểu được bản chất của phương
pháp sunfat.
Câu 8 (Trích Đề chọn HSGQG - 2003- Bảng B)
a). Nhôm clorua khi hoà tan vào một số dung môi hoặc khi bay hơi ở nhiệt độ
không quá cao thì tồn tại ở dạng đime (Al 2Cl6). Ở nhiệt độ cao (700OC) đime bị phân li
thành monome (AlCl3). Viết công thức cấu tạo Lewis của phân tử đime và monome;
Cho biết kiểu lai hoá của nguyên tử nhôm, kiểu liên kết trong mỗi phân tử ; Mô tả cấu
trúc hình học của các phân tử đó.
b). Phân tử HF và phân tử H2O có momen lưỡng cực, phân tử khối gần bằng
nhau (HF 1,91 Debye, H2O 1,84 Debye, MHF 20, MH 2 O = 18); nhưng nhiệt độ nóng
chảy của hiđroflorua là −83OC thấp hơn nhiều so với nhiệt độ nóng chảy của nước đá là
0OC, hãy giải thích vì sao?
Hướng dẫn:
a) Viết công thức cấu tạo Lewis của phân tử đime và monome.

Nhôm có 2 số phối trí đặc trưng là 4 và 6. Phù hợp với quy tắc bát tử, cấu tạo Lewis
của phân tử đime và monome:
..
..

..
..
: Cl :

..

25

..
Cl
..
..
: .Cl.

. .:
Cl
Cl

..

..
.Cl.: :
..
Cl
:..