chuong 5-halogen

Hóa học phi kim
Chơng 5: Nhóm halogen
A. Tóm tắt lí thuyết
i. cấu hình electron.
Các nguyên tố nhóm VII
A
(còn gọi là nhóm halogen) có cấu hình eletron
chung lớp ngoài cùng là: ns
2
np
5
.
Ví dụ: F (Z = 9) : 2s
2
2p
5
Cl (Z = 17): 3s
2
3p
5
Nhóm halogen có bán kính nguyên tử bé nhất, độ âm điện lớn nhất so với các
nguyên tố thuộc cùng chu kì.
ii. lí tính.
Cả 4 halogen đều tồn tại ở dạng phân tử X
2
với 2 nguyên tử X nối vơí nhau
bằng 1 nối đơn.
Ví dụ: F - F, Cl - Cl, Br - Br, I - I.
Giữa các phân tử X
2
chỉ có lực hút Van der Waals yếu nên các halogen hoặc ở

trạng thái khí (F
2
, Cl
2
) hoặc ở trạng thái lỏng (Br
2
) dễ bay hơi, cũng có thể ở trạng
thái rắn(I
2
) dễ thăng hoa.
iii. hóa tính.
Nhóm halogen với 7 điên tử ở lớp ngoài cùng và độ âm điện lớn, nguyên tử
halogen X dễ dàng lấy 1 điện tử tạo ra X
-
có cấu hình khí trơ bền vững.
X + 1e

X
1

ns
2
np
5


ns
2
np
6

Do đó tính chất quan trọng nhất của nhóm halogen là tính oxi hóa, tính này
giảm dần từ F
2
(chất oxi hóa mạnh nhất) đến I
2
(chất oxi hóa trung bình).
Các bậc oxi hóa đặc trng của các halogen là: -1, 0, + 1, +3, + 5, + 7.
ở dạng đơn chất, các halogen tồn tại dới dạng phân tử X
2
. Có bậc oxi hóa
trung gian là 0 là bậc oxi hóa trung gian. Nên nó vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể
hiện tính khử.
-1 0 +1 +3 +5 +7
1. Tính oxi hóa 2.Tính khử
3. Tính tự oxi hóa khử
1. Tính oxi hóa mạnh
X
2
+ 2.1e

2X
-
Tính oxi hóa: F
2
> Cl
2
> Br
2
> I

2
.
0
a) Tác dụng với kim loại

muối halogenua
2M + nX
2


2MX
n
(n: là hóa trị cao nhất của kim loại M).
- F
2
: Oxi hóa đợc tất cả các kim loại.
Ca + F
2


CaF
2
(Caxiflorua)
- Cl
2
: Oxi hóa đợc hầu hết các kim loại, phản ứng cần đun nóng.
2Fe + 3Cl
2

0
t
2FeCl
3
(Sắt (III) clorua)
Cu + Cl
2


0
t
CuCl
2
(Đồng (II) clorua)
- Br
2
: Oxi hóa đợc nhiều kim loại, phản ứng cần đun nóng.
2Fe + 3Br
2


0
t
2FeBr
3
(Sắt (III) bromua)
- I
2
: Oxi hóa đợc nhiều kim loại, phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc khi
có mặt của chất xúc tác.

2Al + 3I
2


oH
2
2AlI
3
(Nhôm iotua)
b) Tác dụng với phi kim.
Các halogen tác dụng đợc với hầu hết các phi kim trừ N
2
, O
2
, C (kim cơng).
2P + 3Cl
2


0
t
2PCl
3
(Photpho triclorua)
2P + 5Cl
2


0
t

2PCl
5
(Photpho pentaclorua)
2S + Cl
2


0
t
S
2
Cl
2
c) Tác dụng với hiđro

khí hiđrohalogenua.
X
2
+ H
2


2HX
Khả năng phản ứng giảm dần từ F
2


I
2
- F

2
: Phản ứng ngay trong bóng tối, ở t
0
= - 252
0
C, gây nổ mạnh.
F
2
+ H
2



0
250
2HF
- Cl
2
: Phản ứng cần chiếu sáng, nổ mạnh.
Cl
2
+ H
2


as
2HCl
- Br
2
: Câng nhiệt độ cao.

Br
2
+ H
2


0
300
2HBr
- I
2
: Cần nhiệt độ cao, phản ứng không hoàn.
I
2
+ H
2


0
450
2HI
Ghi nhớ: Khí HX tan trong nớc tạo ra dung dịch axit HX, đều là các dung dịch
axit mạnh (trừ HF).
d) Tác dụng với hợp chất có tính khử:
F
2
+ H
2
S

2HF + S
F
2
+ H
2
O

HF + O
2

Cl
2
+ H
2
S

2HCl + S
3FeCl
2
+ 3Cl
2


2FeCl
3

Cl
2
+ 2NaBr

2NaCl + Br
2
Cl
2
+ 2NaI

2NaCl + I
2
Br
2
+ H
2


2HBr
Br
2
+ 2NaI

2NaBr + I
2
I
2
+ H
2
S

2HI + S
Ghi nhớ: - Halogen có tính mạnh hơn đấy đợc halogen có tính oxi hóa yếu hơn ra
khỏi dung dịch muối (trừ F

2
)
VD: F
2
+ dd NaCl

không xảy ra phản ứng: F
2
+ 2NaCl

2NaF + Cl
2
mà xảy ra phản ứng : F
2
+ H
2
O

HF + O
2

- Nớc clo, brom có tính oxi hóa rất mạnh

luôn oxihóa chất khử lên bậc oxi
hóa cao nhất.
3Cl
2
+ S + 4H
2
O

6HCl + H
2
SO
4

Cl
2
+ SO
2
+ 2H
2
O

2HCl + H
2
SO
4
4Cl
2
+ H
2
S + 4H
2
O

8HCl + H
2
SO
4

3Br
2
+ S + 4H
2
O

6HBr + H
2
SO
4
Br
2
+ SO
2
+ 2H
2
O

2HBr + H
2
SO
4
(phản ứng nhận biết
khí SO
2
).
4Br
2
+ H
2

S + 4H
2
O

8HBr + H
2
SO
4
2. Tính khử.
Theo dãy: F
2
- Cl
2
- Br
2
- I
2
tính khử tăng dần.
- Cl
2
: Khử đợc F
2
.
Cl
2
+ F
2


2ClF

- Br
2
: Khử đợc Cl
2
.
5Cl
2
+ 6H
2
O + Br
2


10HCl + 2HBrO
3

- I
2
: Khử đợc Cl
2
, Br
2
.
5Cl
2
+ 6H
2
O + I
2

10HCl + 2HIO
3
5Br
2
+ 6H
2
O + I
2


10HCl + 2HIO
3
3. Tính tự oxi hóa - khử.
a) Với H
2
O.
- Cl
2
: Phản ứng không hoàn toàn ở nhiệt độ thờng
Cl
2
+ H
2
O

HCl + HClO (axit hipocloro)
- Br
2
: ở ứng ở nhiệt độ tờng, chậm hơn clo.

Br
2
+ H
2
O

HBr + HBrO (axit hipobromo)
- I
2
: Hầu nh không phản ứng.
b) Với dung dịch bazơ.


Cl
2
+ 2NaOH

thuongt
0
NaCl + NaClO + H
2
O
nớc gia ven
3Cl
2
+ 6NaOH

0
70
5NaCl + NaClO

3
+ 3H
2
O
Cl
2
+ Ca(OH)
2


0
30
CaOCl
2
+ H
2
O
(cloruavôi)
3Br
2
+ 6NaOH

5NaBr + NaBrO
3
+ 3H
2
O
Ghi nhớ: Nớc gia ven, cloruavôi đều là chất oxi hóa mạnh, tác nhân oxi hóa là
Cl
+1

. Chúng có tính tẩy màu và sát trùng.
iv. Điều chế.
1. Điều chế F
2
: Vì F
2
có tính oxi hóa mạnh nhất, nên muốn chuyển F
-
thành F
2
phải điện phân hỗn hợp KF + HF (không có mặt H
2
O).
2HF

dp
H
2
+ F
2
2. Điều chế Cl
2
:
a) Trong phòng thí nghiệm: Cho axit HCl đặc (hay hỗn hợp NaCl + H
2
SO
4
đặc),
tác dụng với các chất oxi hóa mạnh nh MnO
2

, KMnO
4
, K
2
Cr
2
O
7
, PbO
2
, KClO
3
,
CaOCl
2
, NaClO, .
MnO
2
+ 4HCl

0
t
MnCl
2
+ Cl
2

+ 2H
2
O

MnO
2
+ 4NaCl + 4H
2
SO
4


0
t
MnCl
2
+ 4NaHSO
4
+ Cl
2

+ 2H
2
O
2KMnO
4
+ 16HCl

0
t
2MnCl
2
+ Cl
2

+ 2KCl + 8H
2
O
K
2
Cr
2
O
7
+ 14HCl

0
t
2KCl + 2CrCl
3
+ 3Cl
2

+ 7H
2
O
CaOCl
2
+ 2HCl

0
t
CaCl
2

+ H
2
O + Cl
2


2NaClO + 2HCl

0
t
2NaCl + Cl
2

+ H
2
O
b) Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl, có màng ngăn.
2NaCl + 2H
2
O

mndpdd ,
2NaOH + H
2

+ Cl
2


(K) (A)

Nếu không có màng ngăn thì khí clo thoát ra sẽ phản ứng với NaOH tạo ra n-
ớc gia ven.
Cl
2
+ 2NaOH

NaCl + NaClO + H
2
O
3. Điều chế Br
2
, I
2
.
a) Trong phòng thí nghiệm: Dùng chất oxi hóa mạnh nh MnO
2
oxi hóa ion I

,
Br

trong môi trờng axit H
2
SO
4
.
2NaI + MnO
2
+ 2H
2

SO
4


0
t
MnSO
4
+ I
2
+ Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
2NaBr + MnO
2
+ 2H
2
SO
4


0
t
MnSO
4
+ Br

2
+ Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
Hoặc: Có thể điều chế Br
2
, I
2
bằng cách dùng Cl
2
(vừa đủ) oxi hóa ion I

, Br

.
Cl
2
+ 2NaBr

2NaCl + Br
2
Cl
2
+ 2NaI

2NaCl + I

2
b) Trong công nghiệp:
- Nguồn chính để sản xuất Br
2
trong công nghiệp nớc biển và nớc hồ muối, đ-
ợc axit hóa bằng H
2
SO
4
, sau đó cho khí Cl
2
(vừa đủ) sục qua.
Cl
2
+ 2NaBr

2NaCl + Br
2
- Nguồn chính để sản xuất I
2
trong công nghiệp là rong biển và nớc của lỗ
khoan dầu mỏ.
iv. hợp chất.
Các hợp chất của halogen chứa các halogen có số oxi hóa từ -1(thấp nhất) đến
+7 (cao nhất).
1. Số oxi hóa -1.
Với số oxi hóa -1 halogen tồn tại ở dạng HX hoặc muối halogenua.
a) Hiđrohalogenua và axit halogenic.
Theo dãy:
HF - HCl - HBr - HI

Tính axit tăng, tính khử tăng.
1.1. Tính axit.
ở điều kiện thờng các HX đều là chất khí, dễ tan trong nớc cho ra dung dịch
axit HX.

Vì độ bền của liên kết H - X giảm dần từ H - F đến H - I, độ mạnh của axit
HX tăng dần từ HF (axit yếu) đến HI. Các axit HCl, HBr, HI đều là các axit mạnh,
trong nớc phân li hoàn toàn.
HCl

H
+
+ Cl
-
HBr

H
+
+ Br
-
HI

H
+
+ I
-

Các axit HCl, HBr, HI thể hiện đầy đủ tính chất của một axit mạnh.
- Làm quỳ tím hóa đỏ
- Tác dụng với bazơ

muối + nớc.
2HCl + Cu(OH)
2


CuCl
2
+ 2H
2
O
HBr + NaOH

NaBr + H
2
O
Ghi nhớ: Nếu có hỗn hợp nhiều axit (chẳng hạn HCl + H
2
SO
4
) tác dụng với hỗn
hợp nhiều bazơ (chẳng hạn NaOH + Ba(OH)
2
) thì để đơn giản ta nên thay hỗn hợp
axit bằng H
+
và hỗn hợp bazơ bằng OH
-
.
H

+
+ OH
-


H
2
O
n
H
+
= n
HCl
+ 2n
H
2
SO
4
; n
OH

= n
NaOH
+ 2n
Ba (OH)
2

- Tác dụng với oxit bazơ

muối + nớc

2HCl + CuO

CuCl
2
+ H
2
O
2HI + Na
2
O

2NaI + H
2
O
Ghi nhớ: Với oxit bazơ Fe
3
O
4
khi tác dụng với axit HX (X:Cl, Br, I) tạo ra hai
muối.
8HCl + Fe
3
O
4


2FeCl
3
+ FeCl
2

+ 4H
2
O
8HBr + Fe
3
O
4


2FeBr
3
+ FeBr
2
+ 4H
2
O
8HI + Fe
3
O
4


2FeI
3
+ FeI
2
+ 4H
2
O
- Tác dụng với kim loại

Muối có hóa trị thấp + H
2
2M + 2nHX


2MX
n
+ nH
2


ĐK: M đứng trớc H
2
(K

Pb); n: hóa trị thấp của M.
VD: Fe + 2HCl

FeCl
2
+ H
2


Fe + 2HBr

FeBr
2
+ H

2


Ghi nhớ: Nếu có hỗn hợp nhiều axit (chẳng hạn HCl + H
2
SO
4
) tác dụng với hỗn
hợp nhiều kim loại (chẳng hạn Na, Mg, Zn, Fe, Al) thì để đơn giản ta nên thay hỗn
hợp axit bằng H
+
.
Na + H
+


Na
+
+ 1/2H
2

Mg + 2H
+



Mg
2+
+ H
2

Zn + 2H
+



Zn
2+
+ H
2

Fe + 2H
+



Fe
2+
+ H
2

2Al + 6H
+



2Al
3+
+ 3H
2

- Tác dụng với dung dịch muối
Có hai kiểu phản ứng
Do quan hệ đẩy: axit mạnh đẩy axit yếu hơn ra khỏi muối
VD: BaCO
3
+ 2HCl

BaCl
2
+ CO
2

+ H
2
O
Na
2
S + 2HCl

2NaCl + H
2
S

(mùi trứng thối)
Phản ứng trao đổi.
ĐK: Muối tham gia phải tan, sản phẩm tạo thành phải có chất kết tủa không
tan trong axit sinh ra.
VD: HCl + AgNO
3

AgCl

+ HNO
3

(trắng)
1.2. Tính khử.
Trong phân tử HX, số oxi hóa của X là -1, thấp nhất

thể hiện tính khử.
Theo dãy: HF - HCl - HBr - HI

tính khử của các HX tăng dần do độ bền
liên kết H - X
giảm dần ( vì d
H-X
tăng)

độ bền phân tử giảm dần.
- HF: Không thể hiện tính khử ở điều kiện thờng, chỉ có thể oxi hóa bằng
dòng điện. Vì phân tử HF rất bền.
- HCl: Khi đặc, thể hiện tính khử yếu, chỉ tác dụng với các chất oxi hóa mạnh
nh MnO
2
, KMnO
4
, K
2
Cr

2
O
7
, PbO
2
, KClO
3
, CaOCl
2
, NaClO Vì phân tử HCl t-
ơng đối bền.
MnO
2
+ 4HCl

0
t
MnCl
2
+ Cl
2

+ 2H
2
O
MnO
2
+ 4NaCl + 4H
2
SO

4


0
t
MnCl
2
+ 4NaHSO
4
+ Cl
2

+ 2H
2
O
2KMnO
4
+ 16HCl

0
t
2MnCl
2
+ Cl
2

+ 2KCl + 8H
2
O
K

2
Cr
2
O
7
+ 14HCl

0
t
2KCl + 2CrCl
3
+ 3Cl
2

+ 7H
2
O
CaOCl
2
+ 2HCl

0
t
CaCl
2
+ H
2
O + Cl
2

2NaClO + 2HCl

0
t
2NaCl + Cl
2

+ H
2
O
PbO
2
+ 4HCl

0
t
PbCl
2
+ Cl
2

+ 2H
2
O
- HBr, HI: Đều là những chất khử mạnh, vì phân tử tơng đối kém bền.
2HBr (k) + H
2
SO
4

(đ)

Br
2
+ SO
2

+ 2H
2
O
8HI(k) + H
2
SO
4
(đ)

4I
2
+ H
2
S

+ 4H
2
O
4HBr + O
2


Br

2
+ 2H
2
O
4HI + O
2


I
2
+ 2H
2
O
MnO
2
+ 4HBr

MnBr
2
+ Br
2
+ 2H
2
O
MnO
2
+ 4HI

MnI
2

+ I
2

+ 2H
2
O
Ghi nhớ: HF có tính chất đặc biệt là ăn mòn thủy tinh (SiO
2
).
4HF + SiO
2


SiF
4

+ 2H
2
O
Phản ứng trên đợc dùng để khắc thủy tinh.
1.3. Điều chế HX.
HF: CaF
2(rắn)
+ H
2
SO
4(đ)


CaSO

4
+ 2HF

HCl: NaCl
(rắn)
+ H
2
SO
4(đ)


0
250
NaHSO
4
+ HCl


2NaCl
(rắn)
+ H
2
SO
4(đ)


>
0
250
Na

2
SO
4
+ 2HCl


HBr, HI: Vì hai axi này có tính khử mạnh, phản ứng với H
2
SO
4
đặc nên
không thể dùng phơng pháp sunfat để điều chế nh điều chế HF và HCl.
2NaBr (k) + 2H
2
SO
4
(đ)

Br
2

+ SO
2

+ 2H
2
O + Na
2
SO
4

8NaI(k) + 5H
2
SO
4
(đ)

4I
2

+ H
2
S

+ 4H
2
O + 4Na
2
SO
4
Có thể điều chế HBr, HI bằng các phản ứng:
PBr
3
+ 3H
2
O

3HBr + H
3
PO
3

PI
3
+ 3H
2
O

3HI + H
3
PO
3
H
2
S + I
2


S

+ 2HI
(khí) (dd) (dd)
b) Muối halogenua.
Các halogenua kim loại đều tan nhiều trong nớc trừ halogenua của Ag
+
,
Pb
+
,Hg(I).
Độ tan này giảm dần từ clorua đến iođua.
AgCl > AgBr > AgI
Độ tan giảm dần

Nhận biết ion Cl

, Br

, I

: Dùng dung dịch muối Ag
+
(thờng là
AgNO
3
) làm thuốc thử.
NaCl + AgNO
3


AgCl

+ NaNO
3
(trắng)
NaBr + AgNO
3


AgBr

+ NaNO
3
(vàng nhạt)

NaI + AgNO
3


AgI

+ NaNO
3
( vàng)
2. Số oxi hóa +1.
Với số oxi hóa +1 halogen tồn tại ở dạng HOX (axit hipohalogenơ) và muối
MOX (hipohalogenit).
Ví dụ: HOCl: axit hipoclorơ.
NaOCl: natri hipoclorit
HOX có CTCT là H - O - X. Trong CTCT không có O liên kết cho nhận với
Clo nên HOCl là axit yếu.
Dung dịch muối MClO bị thủy phân mạnh cho ra dung dịch có môi trờng
bazơ.
HOX và MOX không bền, dễ mất oxi:
2HOX 2HX + O
2
HOX và MOX đều có tính oxi hóa mạnh.
3. Số oxi hóa +3.
Với số oxi hóa +3 halogen tồn tại ở dạng HXO
2
(axit halogenơ) và muối
MXO
2
(halogenit).
Ví dụ: HClO

2
: axit clorơ
NaClO
2
: natri clorit.
Tồn tại dạng axit có CTCT:
H - O - X O
Lúc này trong công thức chỉ có 1 oxi liên kết cho nhận nên đây cũng chỉ là
một axit yếu, độ mạnh của axit giảm dần từ HClO
2
đến HIO
2
.
Với số oxi hóa trung gian +3, HXO
2
và MXO
2
có cả hai tính chất oxi hóa và
khử.
4. Số oxi hóa +5.
Với số oxi hóa +5 halogen tồn tại ở dạng HXO
3
(axit halogenic) và muối
MXO
3
(muối halogenat).