Chuyên đề 9 nhóm halogen

CHUYÊN ĐỀ
9

NHÓM HALOGEN

A. LÍ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO
I. NHÓM HALOGEN TRONG BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ
5 nguyên tố : Flo (ô số �
9 , chu kì 2), clo (ô số 17, chu kì 3),
Nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn gồm �
brom(ô số 35, chu kì 4), iot (ô số 53, chu kì 5) và atatin (ô số 85, chu kì 6).
Atatin không gặp trong tự nhiên. Nó được điều chế nhân tạo bằng các phản ứng hạt nhân. Atatin được
nghiên cứu trong nhóm các nguyên tố phóng xạ. Như vậy, nhóm halogen được nghiên cứu ở đây bao
gồm flo, clo, brom và iot

II. CẤU HÌNH ELECTRON VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ CỦA CÁC
NGUYÊN TỐ TRONG NHÓM HALOGEN

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các
nguyên tử các halogen là ns2np5 ( n là số

............

thứ tự của lớp ngoài cùng).
Từ flo đến iot, số lớp electron tăng dần và electron lớp ngoài cùng càng xa hạt nhân hơn.
Ở trạng thái cơ bản, các nguyên tử halogen đều có một electron độc thân.
Lớp electron ngoài cùng của nguyên tử flo là lớp thứ hai nên không có phân lớp d. Nguyên tử clo,
3 electron có thể chuyển đến
brom và iot có phân lớp d còn trống, khi được kích thích 1, 2 hoặc �
những obitan còn trống :

Như vậy, ở trạng thái kích thích, nguyên tử clo, brom hoặc iot có thể có 3, 5 hoặc 7 electron độc
thân. Điều này giải thích khả năng tồn tại các trạng thái oxi hoá của clo, brom, iot.

Trang 1


Đơn chất halogen không phải là những nguyên tử riêng rẽ mà là những phân tử: Hai nguyên tử
halogen X kết hợp với nhau bằng liên kết cộng hoá trị tạo thành phân tử X 2 .

Công thức electron Công thức cấu tạo
Năng lượng liên kết X  X của phân tử X 2 , không lớn (từ 151 đến 243 kJ/mol) nên các phân tử
halogen tương đối dễ tách thành hai nguyên tử.

III. KHÁI QUÁT VỀ TÍNH CHẤT CỦA CÁC HALOGEN
1. Tính chất vật lí
Ở điều kiện thường: Flo là chất khí, màu lục nhạt; clo là chất khí, màu vàng lục; brom là chất
lỏng, màu nâu đỏ; iot là chất rắn, màu đen tím.
Flo không tan trong nước vì nó phân huỷ nước rất mạnh. Các halogen khác tan tương đối ít trong
nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.
2. Tính chất hoá học
7 electron ở lớp ngoài cùng và độ âm điện lớn, nguyên tử halogen X dễ dàng
Nhóm halogen với �
lấy một electron tạo ra X  có cấu hình khí trơ bền vững.
X0 

1e � X 1

ns2np5 � ns2np6
Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hoá xi hoá mạnh. Khả năng oxi hoá
giảm dần tử flo đến iot.

Trong các hợp chất, flo luôn có số oxi hoá  1, các halogen khác ngoài số oxi hoá  1 còn có các
số oxi hoá 1,  3,  5,  7.
Ở dạng đơn chất, các halogen tồn tại dưới dạng phân tử X 2 . Có bậc oxi hóa trung gian là 0 . Nên
nó vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể hiện tính khử.

2.1. Tính oxi hóa mạnh
X 2  2.1e � 2X 
a) Tác dụng với kim loại � muối halogenua
2M  nX 2 � 2MX n
( n : là hóa trị cao nhất của kim loại M )
- F2 : Oxi hóa được tất cả các kim loại.
Ca  F2 � CaF2 (Caxiflorua)
- Cl 2 : Oxi hóa được hầu hết các kim loại, phản ứng cần đun nóng.
t
2Fe  3Cl2 ��
� 2FeCl3 (Sắt  III  clorua)
0

t
Cu  Cl 2 ��
� CuCl2 (Đồng  II  clorua)
0

- Br2 : Oxi hóa được nhiều kim loại, phản ứng cần đun nóng.
Trang 2


t
2Fe  3Br2 ��
� 2FeBr3 (Sắt  III  bromua)

0

- I 2 : Oxi hóa được nhiều kim loại, phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc khi có mặt của chất xúc
tác.
H2O
2A1  3I 2 �
���
� 2AlI 3 (Nhôm iotua)

b) Tác dụng với phi kim
Các halogen tác dụng được với hầu hết các phi kim trừ N2, O2 , C (kim cương).
0

t
2P  3Cl2 ��
� 2PCl3 (Photpho triclorua)
0

t
2P  5Cl 2 ��
� 2PCl 5 (Photpho pentaclorua)
0

t
2S  Cl 2 ��
� S2Cl2

S  3F2 � SF6
c) Tác dụng với hiđro � khí hiđrohalogenua.
X 2  H2 � 2HX

Khả năng phản ứng giảm dần từ F2 � I 2
- F2 : Phản ứng ngay trong bóng tối, ở �
t0  2520 C , gây nổ mạnh.
0

250 C
F2  H2 ����
2HF

- Cl 2 : Phản ứng cần chiếu sáng, nổ mạnh.
as
Cl 2  H2 ��
� 2HCl

- Br2 : Cần nhiệt độ cao.
0

300 C
Br2  H2 ���
� 2HBr

- I 2 : Cần nhiệt độ cao, phản ứng không hoàn.
0

450 C
���
� 2HI
I 2  H2 ���
�

Chú ý: Khí HX tan trong nước tạo ra dung dịch axit HX , đều là các dung dịch axit mạnh (trừ HF ).
d) Tác dụng với hợp chất có tính khử
F2  H2S � 2HF  S
F2  H2O � HF  O2
Cl 2  H2S � 2HCl  S
3FeCl 2  3Cl 2 � 2FeCl3
Cl 2  2NaBr � 2NaCl  Br2
Cl 2  2Nal � 2NaCl  I 2
Br2  H2 � 2HBr
Br2  2Nal � 2NaBr  I 2
I 2  H2S � 2HI  S
I 2  Na2SO3  H2O � Na2SO4  2HI
Chú ý: - Halogen có tính ôxi hóa mạnh hơn đẩy được halogen có tính oxi hóa yếu hơn ra khỏi dung
dịch muối (trừ F2 ). Thí dụ:
Cl 2  2NaBr � 2NaCl  Br2 �
Trang 3


Nếu NaBr hết, Cl 2 còn
5Cl 2  Br2  6H2O � 2HBrO3  10HCl
Mà xảy ra phản ứng: F2  H2O � 2HF  O2 �
- Nước clo, brom có tính oxi hóa rất mạnh
3Cl 2  S  4H2O � 6HCl  H2SO4
Cl 2  SO2  2H2O � 2HCl  H2SO4
4Cl 2  H2S  4H2O � 8HCl  H2SO4
Br2  SO2  2H2O � 2HBr  H2SO4 (phản ứng nhận biết khí SO2 ).
Br2  H2S � 2HBr  S
2.2. Tính khử
Theo dãy: F2  Cl 2  Br2  I 2 tính khử tăng dần.
- Cl 2 : Khử được F2 .

Cl2  F2 � 2ClF
– Br2 : Khử được Cl 2 .
5Cl2  6H2O  Br2 � 10HCl  2HBrO3
- I 2 : Khử được Cl 2 , Br2 .
5Cl2  6H2O  I 2 � 10HCl  2HIO3
5Br2  6H2O  I 2 � 10HCl  2HIO3
2.3. Tính tự oxi hóa - khử.
a) Với H2O.
- Cl 2 : Phản ứng không hoàn toàn ở nhiệt độ thường
��
� HCl  HClO (axit hipoclorơ)
Cl2  H2O ��
�
- Br2 : Phản ứng ở nhiệt độ thường, chậm hơn clo.
��
� HBr  HBrO (axit hipobromo)
Br2  H2O ��
�
- I 2 : Hầu như không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch iotua kim loại kiềm:
KI  I 2 � KI 3
hoặc:

I   I 2 � I 3

b) Với dung dịch bazơ
Cl 2  2NaOH � NaCl  NaClO  H2O
144424443
N�
�
�

c Gia -ven
70�C

3Cl2  6NaOH ���
� 5NaCl  NaClO3  3H2O
0

30 C
Cl2  Ca(OH)2 ���
� CaOCl2  H2O

(cloruavôi)
3Br2  6NaOH � 5NaBr  NaBrO3  3H2O
3I 2  6NaOH � 5NaI  NaIO3  3H2O
Chú ý: Nước Gia - ven, clorua vôi đều là chất oxi hóa mạnh, tác nhân oxi hóa là Cl 1. Chúng có tính
tẩy màu và sát trùng.
Trang 4


IV. ĐIỀU CHẾ
1. Điều chế F2 �
F2 có tính oxi hóa mạnh nhất, nên muốn chuyển F  thành �
F2 phải điện phân hỗn hợp KF  HF
Vì �
(không có mặt H2O ).
�
ie�
n pha�
n
2HF ����

� H2  F2

2. Điều chế Cl 2
a) Trong phòng thí nghiệm: Cho axit HCl đặc (hay hỗn hợp NaCl  H2SO4 đặc), tác dụng với
các chất oxi hóa mạnh như MnO2, KMnO4 , K 2Cr2O7, PbO2, KCIO3, CaOCl2, NaClO , ....
0

t
MnO2  4HCl ��
� MnCl 2  Cl 2 �2H2O
0

t
MnO2  4NaCl  4H2SO4 ��
� MnCl2  4NaHSO4  Cl2 �2H2O
0

t
2KMnO4  16HCl ��
� 2MnCl 2  5Cl 2 �2KCl  8H2O
0

t
K 2Cr2O7  14HCl ��
� 2KCl  2CrCl3  3Cl2 �7H2O
0

t
CaOCl 2  2HCl ��
� CaCl 2  H2O  Cl 2 �

0

t
2NaClO  2HCl ��
� 2NaCl  Cl 2 � H2O

b) Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl , có màng ngăn.
�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
2NaCl  2H2O ������
� 2NaOH  H2 �Cl 2 �
ma�
ng nga�
n

Nếu không có màng ngăn thì khí clo thoát ra sẽ phản ứng với NaOH tạo ra nước Gia -ven.
Cl 2  2NaOH � NaCl  NaClO  H2O
3. Điều chế Br2, I 2
a) Trong phòng thí nghiệm: Dùng chất oxi hóa mạnh như MnO2 oxi hóa ion I  , Br trong môi
trường axit H2SO4.�
0

t
2NaI  MnO2  2H2SO4 ��
� MnSO4  I 2  Na2SO4  2H2O
0

t
2NaBr  MnO2  2H2SO4 ��
� MnSO4  Br2  Na2SO4  2H2O

Hoặc: Có thể điều chế Br2,I 2 bằng cách dùng Cl 2 (vừa đủ) oxi hóa ion I  , Br
Cl 2  2NaBr � 2NaCl  Br2
Cl 2  2NaI � 2NaCl  I 2
b) Trong công nghiệp:
- Nguồn chính để sản xuất Bra trong công nghiệp nước biển và nước hồ muối, được axit hóa bằng
H2SO4 , sau đó cho khí Cl 2 (vừa đủ) sục qua.
Cl 2  2NaBr � 2NaCl  Br2
- Nguồn chính để sản xuất I 2 , trong công nghiệp là rong biển và nước của lỗ khoan dầu mỏ.

V. HỢP CHẤT HIĐROHALOGENUA VÀ AXIT HALOGENIC
Theo dãy:
HF
uu
HCl
uu
HBr
uu
HI
uuuuu
uuuuu
uuuuu
uu
r
Tính axit tăng, tính khử tăng
1. Tính axit
Ở điều kiện thường các HX đều là chất khí, dễ tan trong nước cho ra dung dịch axit HX .

Trang 5


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 nước 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 + nước
2HCl  Cu OH  2 � CuCl 2  2H2O�
HBr  NaOH � NaBr  H2O
Chú ý: Nếu có hỗn hợp nhiều axit (chẳng hạn HCl  H2SO4 ) 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 � H2O
� nH  nHC1  2nH SO ; nOH  nNaOH  2nBa(OH)
4

2

- Tác dụng với oxit bazơ � muối + nước
2HCl  CuO � CuCl 2  H2O�
2HI  Na2O � 2NaI  H2O

Chú ý: Với oxit bazơ Fe3O4 khi tác dụng với axit HX  X : Cl, Br tạo ra hai muối.
8HCl  Fe3O4 � 2FeCl3  FeCl2  4H2O
8HBr  Fe3O4 � 2FeBr3  FeBr2  4H2O
8HI  Fe3O4 � 3FeI 2  I 2  4H2O

- Tác dụng với kim loại � Muối có hóa trị thấp  H2 �
2M  2nHX � 2MX n  nH2 �

M đứng trước H2  K � Pb ; n: hóa trị thấp của M .
Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �
Fe  2HBr � FeBr2  H2 �
Chú ý: • Nếu có hỗn hợp nhiều axit (chẳng hạn HCl  H2SO4 ) 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/ 2H2
Mg  2H � Mg2  H2
Zn  2H � Zn2  H2
Fe  2H � Fe2  H2
2Al  6H � 2Al 3  3H2
• Ag có thể tác dụng được với dung dịch HI giải phóng H2 , do kết tủa AgI khá bền ( K S  1016 ).
2Ag  2HI � 2AgI � H2 �
Trang 6


• Cu không tác dụng với dung dịch HCl . Tuy vậy với sự có mặt của oxi không khí, Cu bị oxi hóa
thành muối đồng  II  :
2Cu 4HCl  O2 � 2CuCl 2  2H2O
- Tác dụng với dung dịch muối
Có hai kiểu phản ứng
• Do quan hệ đây: axit mạnh đẩy axit yếu hơn ra khỏi muối
BaCO3  2HCl � BaCl 2  CO2 � H2O
Na2S  2HCl � 2NaCl  H2S �(mùi trứng thối)
• Phản ứng trao đổi.
Muối tham gia phải tan, sản phẩm tạo thành phải có chất kết tủa không tan trong axit sinh ra.
HCl  AgNO3 � AgCl � HNO3
(trắng)

HBr  AgNO3 � AgBr � HNO3
(vàng nhạt)
HI  AgNO3 � AgI � HNO3
(vàng đậm)
Riêng HF không phản ứng với dung dịch AgNO3 do muỗi AgF tan trong nước.
Chú ý: HF có tính chất đặc biệt là ăn mòn thủy tinh ( SiO2 ).
4HF  SiO2 � SiF4 �2H 2O
Phản ứng trên được dùng để khắc thủy tinh.
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 dH X tăng) � độ bền phân tử giảm dần.
• HF : Không thể hiện tính khử ở điều kiện thường, 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 như:
MnO2,KMnO4,K 2Cr2O7,PbO2,KClO3,CaOCl2,NaClO� vì phân tử HCl tương đối bền.
0

t
MnO2  4HCl ��
� MnCl 2  Cl2 �2H2O
0

t
MnO2  4NaCl  4H2SO4 ��
� MnCl 2  4NaHSO4  Cl 2 �2H2O
0

t
2KMnO4  16HCl ��

� 2MnCl 2  5Cl 2 �2KCl  8H2O
0

t
K 2Cr2O7  14HCl ��
� 2KCl  2CrCl 3  3Cl 2 �7H2O
0

t
CaOCl 2  2HCl ��
� CaCl2  H2O  Cl 2 �
0

t
2NaClO  2HCl ��
� 2NaCl  Cl 2 � H2O
0

t
PbO2  4HCl ��
� PbCl2  Cl2 �2H2O

• HBr, HI : Đều là những chất khử mạnh, vì phân tử tương đối kém bền.

Trang 7


2HBr(k)  H2SO4�
a�
c � Br2  SO2 �2H2O

8HI(k)  H2SO4�
a�
c � 4I 2  H2S �4H2O
4HBr  O2 � Br2  2H2O
4HI  O2 � I 2  2H2O
MnO2  4HBr � MnBr2  Br2  2H2O
MnO2  4HI � MnI 2  I 2  2H2O
3. Điều chế HX .
CaF2(ra�
n)  H2SO4�
a�
c � CaSO4  2HF �
• HF :
• HCl :

2500 C

NaCl (ra�
n)  H2SO4 �
a�
c ���
� NaHSO4  HCl �
2500 C

NaCl (ra�
n)  H2SO4 �
a�
c ���
� Na2SO4  2HCl �
• HBr, HI : Vì hai axi này có tính khử mạnh, phản ứng với H2SO4 đặc nên không thể dùng phương

HCl .
pháp sunfat để điều chế như điều chế HF va�
2NaBr(k)  2H2SO4�
a�
c � Br2 �SO2 �2H2O  Na2SO4

8Nal(k)  5H2SO4�
a�
c � 4l2 � H2S �4H2O  4Na2SO4
Có thể điều chế HBr, HI bằng các phản ứng :
PBr3  3H2O � 3HBr  H3PO3
PI 3  3H2O � 3HI  H3PO3
H2S  I 2 � S �2HI
4. Muối halogenua



Hg I  .
• Các halogenua kim loại đều tan nhiều trong nước trừ halogenua của Ag , Pb ,�

Độ tan này giảm dần từ clorua đến iođua.
AgCl
AgBr
uuAgI
uuuuuuuuuuu
uuuuuuuu
uuuu
r
Độ tan giảm dần
• Nhận biết ion Cl  , Br , I  : Dùng dung dịch muối Ag (thường là AgNO3 ) làm thuốc thử.

NaCl  AgNO3 � AgCl � NaNO3
(trắng)
NaBr  AgNO3 � AgBr � NaNO3
(vàng nhạt)
Nal  AgNO3 � AgI � NaNO3
(vàng đậm)
5. Các hợp chất chứa oxi của halogen
Oxit
Axit tương ứng
1
1
Cl 2O
HClO
(Axit hipoclorơ)
(Điclo oxit)

Muối
1
NaClO
(Natri hipoclorit)

3
Cl 2O3

3
HClO2

3
NaClO2

(Điclo trioxit)

(Axit clorơ)

(Natri clorit)
Trang 8


5
Cl3O5

5
HClO3

5
KClO3

(Điclo pentaoxit)

(Axit cloric)

(Kali clorat)

7
Cl 2O7

7
HClO4

7

KClO4

(Diclo heptaoxit)

(Axit pecloric)

(Kali peclorat)

a) Axit hipoclorơ ( HClO ) và hipoclorit ( ClO )
• HClO là axit yếu ( K a  5.108 ), yếu hơn H2CO3 �
KCIO  CO2  H2O � KHCO3  HCIO�
• Độ bền phân tử rất kém, trong dung dịch nước tự phân hủy theo 3 hướng:

• HClO va�
ClO đều có tính oxi hóa rất mạnh
4HClO  PbS � PbSO4  4HCl
NaClO  2HCl �
a�
c � NaCl  Cl 2 � H2O
b) Axit clorơ ( HClO2 ) và clorit ( ClO2 )
• HClO2 kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch nước.
HClO3 .
• Tính axit và tính oxi hóa của HClO2 nằm giữa HClO va�
• Muối clorit ( NaClO2, KClO2, ... ) có nguyên tử clo số oxi hóa 3 nên kém bền, tẩy trắng được vài
sợi.
c) Axit cloric ( HClO3 ) và clorat ( ClO3 )
• HClO3 là axi khá mạnh (như HNO3 ), tan nhiều trong nước.
• Phân tử HClO3 kém bền, tồn tại trong dung dịch nước đến 40% , tự phân hủy khi đun nóng:
0

t
4IClO3 ��
� 4ClO2  O2 �2H2O

• HClO3 là chất oxi hóa mạnh (clo có số oxi hóa 5)
• Điều chế HClO3 bằng phản ứng trao đổi hoặc nhiệt phân:

Ba ClO3  2  H2SO4 loa�
ng � BaSO4 �2HClO3
0

t
3HClO ��
� HClO3  2HCl

• Muối clorat có tính oxi hóa mạnh khi đun nóng:
0

t
2KClO3  3S ��
� 2KCl  3SO2 �

KClO3  6HCl �
a�
c � KCl  3Cl 2 �3H 2O
• Hỗn hợp KClO3  S  C là thuốc nổ đen:
2KClO3  2S  C � 2KCl  2SO2  CO2
Trang 9

• KClO3 được dùng làm thuốc diêm:
6P  5KClO3 � 3P2O5  5KCl
• KClO3 bị nhiệt phân theo hai hướng:

Điều chế KClO3 :
�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
KCl  3H2O ������
� KClO3  3H2 �
t1700 C
0

t
3Cl 2  6KOH ��
� SKCl  KClO3  3H2O

d) Axit pecloric ( HClO4 ) và peclorat ( ClO4 )
• HClO4 là axit mạnh hàng đầu, tan nhiều trong nước.
• Bị nhiệt phân khi đun nóng nhẹ có mặt của chất hút nước như P2O5 :
2HClO4

P O , t0

2 5
����
Cl2O5  H2O

• Axit HClO4 trên 70% có tính oxi hóa mạnh, làm chất hữu cơ bốc cháy. So với các axit
HClO,HClO2 va�
HClO3 th�HClO4 có tính oxi hóa yếu hơn vì độ bền phân tử lớn hơn:
Chie�
nh
va�
o�
be�
nuupha�
t�
uuuuuuuuut�
uu
uuuaxit
uuuuuu
uuu�
uu
uu
uuu
uuuun
uuu
u
r�
HClO
HClO3uuuu
HClO
2uuuuuuuuuu
4
suuuuuuuHClO
uuuuuuu
uuuuuuu

Chiều tăng tính oxi hóa
• Tính oxi hóa ClO4 thể hiện khi nóng trong môi trường axit mạnh.
• Muối peclorat bị nhiệt phân khó hơn muối clorat.
0

t
KClO4 ��
� KCl  2O2 �

• Điều chế HClO4 :
t
KClO4  ra�
n  H2SO4(�
a�
c) ��
� KHSO4  HClO4 �
0

�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
KClO3  H2O ������
� KClO4  H2 �

B. PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH CÁC DẠNG BÀI TẬP
DẠNG 1: HOÀN THÀNH CÁC PHƯƠNG TRÌNH HỎA HỌC THEO SƠ ĐỒ
CHUYÊN HÓA VÀ ĐIỀU CHẾ
Phương pháp: Yêu cầu học sinh nắm vững tính chất hóa học, phương pháp điều chế các halogen và

hợp chất của các halogen.
Ví dụ 1: Cho các chất: NaCl,Cl 2,Fe,HCl,FeCl 2,FeCl3,Fe(OH)3,Fe2O3 . Thiết lập sơ đồ biểu diễn
mối liên hệ giữa các chất trên. Viết phương trình hóa học theo sơ đồ chuyển hóa đó.
Giải
Sơ đồ chuyển hóa:
(4)

(1)
(2)
(3)
(6)
(7)
(8)
���
� FeCl ��
NaCl ��
� Cl2 ��
� HCl ��
� FeCl2 ��
� Fe(OH)3 ��
� Fe2O3 ��
� Fe
3
(5)

Trang 10


Các phương trình hóa học:
�

ie�
n pha�
n dung d�
ch
(1) 2NaCl  2H2O ������
� NaOH  Cl 2 � H2 �
co�
ma�
ng nga�
n
as
(2) Cl 2  H2 ��
� 2HCl

(3) Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �
0

t
(4) 2FeCl2  Cl2 ��
� 2FeCl3

(5) 2FeCl3  Fe � 3FeCl 2
(6) FeCl3  3NaOH � Fe(OH)3 �3NaCl
0

(7) 2Fe(OH)3 �t�
� Fe2O3  3H2O
0

t

(8) Fe2 O3  3CO ��
� 2Fe  3CO2

Ví dụ 2: Hoàn thành các phản ứng theo sơ đồ chuyển hóa:
KMnO4  HCl � (A)  (B)  (C)  (D)
(A)  (D) � (E)  (C)  (F)
(C)  (F) � HC1
0

t
(C)  (E) ��
� (A)  (G)  (D)

(G)  HCl � (A)  (C)  (D)
Giải
2KMnO4  16HCl � 2KCl  2MnCl 2  5Cl 2 �8H2O
(A)

(B)

(C)

(D)

dung d�
ch �
ie�
n pha�
n
2KCl  2H2O ������

� 2KOH  Cl2 �H2 �
co�
ma�
ng nga�
n ca�
ch

(E)

(C)

(F)

as
H2  Cl 2 ��
� 2HCl
0

t
3Cl2  6KOH ��
� 5KCl  KClO3  3H2O

(G)
KClO3  6HCl � KCl  3Cl2 �3H2O
Ví dụ 3: Hoàn thành các phản ứng sau theo sơ đồ:
a) HCl � Cl 2 � NaCl � NaClO � Cl 2 � FeCl 3 � FeCl 2
b) KClO3 � KCl � Cl2 � Br2 � I 2 � NaIO3
c) KMnO4  HCl � A  B �C  D
Mn  B � C
A  D � B F  H �

FB�I A H
I  HCl � A  B  D
d) Fe  A � B  I �
MnO2  A � C  D � E
Mn  D � C
B D � F

F  Na E � G � H  1�
0

t
G ��
� K E

Trang 11


0

t
K  I ��
�J  E
0

t
J  D ��
�F

a)

Giải
4HCl (�
a�
c)  MnO2 � MnCl 2  Cl2 �2H2O
Cl2  2Na � 2NaCl
dung d�
ch �
ie�
n pha�
n
NaCl  H2O ������
� NaClO  H2
kho�
ng ma�
ng nga�
n

NaClO  2HCl (�
a�
c) � NaCl  Cl 2 � H2O
0

t
3Cl2  2Fe ��
� 2FeCl 3

2FeCl3  Cu � 2FeCl 2  CuCl 2
b)

2KClO3  10HCl � 2KCl  5Cl 2 �5H2O

dung d�
ch �
ie�
n pha�
n
2KCl  2H2O ������
� 2KOH  Cl 2 � H2 �
co�
ma�
ng nga�
n

Cl 2  2NaBr � 2NaCl  Br2
Br2  2Nal � 2NaBr  I 2
3I 2  6NaOH � NaIO3  5NaI  3H2O
c)
2KMnO4  16HCl � 2KCl  5Cl 2 �2MnCl 2  8H2O
(A)

(B)

(C)

(D)

Mn  Cl 2 � MnCl 2
dung d�
ch �
ie�
n pha�

n
2KCl  2H2O ������
� 2KOH  Cl 2 � H2 �
co�
ma�
ng nga�
n

(F)
2KOH  Cl 2 � KCl  KClO  H2O
(A)

(I)

(H)

(D)

KClO  2HCl � KCl  Cl 2 � H2O
d)

Trang 12


Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �
(A)

(B)

(I)

MnO2  4HCl � MnCl 2  Cl 2 �2H2O
(A)
(C)
Mn  Cl 2 � MnCl 2

(D)

(E)

2FeCl 2  Cl 2 � 2FeCl3
(F)
2FeCl3  6Na 6H2O � 2Fe(OH)3 �6NaCl  3H2 �
(G)

(H)

(I)

0

t
Fe(OH)3 ��
� Fe2O3  3H2O

(K)
0

t
Fe2O3  3H2 ��

� 2Fe  3H2O

(J)
0

t
2Fe  3Cl 2 ��
� 2FeCl3

Vi du 4: Hoàn thành các phản ứng sau theo sơ đồ chuyển hoá:
a) NaCl � Cl2 � KClO � KClO3 � Cl 2 � HCl � FeCl 2 � FeCl3 � CuCl2
� Cl 2 � CaOCl 2 � HClO
b) KMnO4 � Cl 2 � FeCl3 � FeCl 2 � Cl2 � Br2 � NaBrO3 � Br2 � HIO3
c) F2 � CaF2 � HF � SiF4
d) K 2Cr2O7 � Cl 2 � NaCl � NaClO � HClO � HCl � Cl 2 � KClO3
Giải
a)

�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
2NaCl  H2O ���
��
�
� NaOH  2H2 � Cl2 �
co�
ma�
ng nga�

n

Cl2  2KOH � KClO  KCl  H2O
�

70 73 C
3KClO ����
� KClO3  2KCl

KClO3  6HCl � KCl  3Cl2 �3H2O
as
Cl 2  H2 ��
� 2HCl

Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �
2FeCl2  Cl 2 � 2FeCl3
Cu  2FeCl3 � CuCl2  2FeCl2
�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
CuCl 2 ��
��
��
� Cu  Cl2
0

32 C
Cl2  Ca(OH)2 ���

� CaOCl2  H2O

2CaOCl2  CO2  H2O � CaCO3  CaCl2  2HClO
b)
2KMnO4  16HCl � 2KCl  2MnCl 2  5Cl 2  8H2O
2Fe  3Cl 2 � 2FeCl3
2FeCl3  Fe � 3FeCl 2
�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
FeCl 2 �������
Fe  Cl 2

Trang 13


Cl2  2NaBr � Br2  2NaCl
3Br2  6NaOH � NaBrO3  5NaBr  3H2O
NaBrO3  5NaBr  3H2SO4 � 3Na2SO4  3Br2  3H2O
5Br2  I 2  6H2O � 2HIO3  10HBr
c)

Ca  F2 � CaF2
0

250 C
CaF2  H2SO4 ( �
a�

c ) ���
� CaSO4  2HF

4HF  SiO2 � SiF4  4H2O
d)

K 2Cr2O7  14HCl � 2KCl  2CrCl3  3Cl2  7H2O
Cl2  2Na � 2NaCl
dung d�
ch �
ie�
n pha�
n
NaCl  H2O ������
� NaClO  H2
kho�
ng ma�
ng nga�
n

NaClO  CO2  H2O � NaHCO3  2HClO
as
2HClO ��
� 2HCl  O2

4HCl (�
a�
c)  MnO2 � MnCl 2  Cl 2  2H2O
0

t
3Cl2  6KOH ��
� KClO3  5KCl  3H2O

Vi du 5: Từ nguyên liệu ban đầu là muối ăn, nước, đá vôi và các điều kiện cần thiết khác. Hãy viết
các phương trình hoá học điều chế: Nước Gia - ven, clorua vôi, natri clorat.
Giải
• Điều chế nước Gia-ven:
�
ie�
n pha�
n dung d�
ch
2NaCl  2H2O ��
�����
2NaOH  H2 � Cl2 �
co�
ma�
ng nga�
n

Cl 2  2NaOH � NaCl  NaClO  H2O
• Điều chế nước clorua vôi:
0

t
CaCO3 ��
� CaO  CO2

CaO  H2O � Ca(OH)2

0

32 C
Ca(OH)2  Cl2 ���
� CaOCl2  H2O

(s�
�
a vo�
i)

• Điều chế natri clorat:
0

t
3Cl 2  6NaOH ��
� 5NaCl  NaClO  3H2O

Ví dụ 6: Viết 5 phương trình phản ứng hoá học trực tiếp tạo ra :
�
�
a) NaCl�
b) FeCl 2
c) HCl
d) NaBr�

e) Br2

Giải
a)

0

t
2Na Cl2 ��
� 2NaCl

Na2O  2HCl � 2NaCl  H2O
Na2CO3  2HCl � 2NaCl  CO2 � H2O
NaOH  HCl � NaCl  H2O
Na2SO4  BaCl 2 � 2NaCl  BaSO4 �
b)

Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �

Trang 14


FeO  2HCl � FeCl2  H2O
FeCO3  2HCl � FeCl2  CO2 � H2O
Fe(OH)2  2HCl � FeCl2  2H2O
FeSO4  BaCl2 � FeCl 2  BaSO4 �
c)
0

t
H2  Cl2 ��
� 2HCl
0

t
NaCl  H2SO4 ��
� HCl � NaHSO4

(tinh the�
) (�
a�
c)
Cl2  SO2  2H2O � 2HCl  H2SO4
Cl2  2HBr � 2HCl  Br2
5Cl2  Br2  6H2O � 10HCl  2HBrO3
d)
2Na  Br2 � 2NaBr
0

t
HBr  NaOH ��
� NaBr  H2O

2Na 2HBr � 2NaBr  H2 �
NaOH  HBr � NaBr  H2O
Na2O  2HBr � 2NaBr  H2O
e)
2KBr  Cl 2 � 2KCl  Br2
Cl 2  2HBr � 2HCl  Br2
dung d�
ch �
ie�
n pha�
n

NaBr  2H2O ������
� 2NaOH  Br2+H2 �
kho�
ng ma�
ng nga�
n

2NaBr  2H2SO4 � 3Na2SO4  Br2  SO2 �2H2O
(�
a�
c)
2HBr  H2SO4 � Br2  SO2 �2H 2O
(�
a�
c)
Ví dụ 7: Từ các chất ban đầu: KMnO4 , dung dịch HCl đặc, Fe . Có thể điều chế được những khí
gì?
Giải
Có thể điều chế được Cl2 ,O2 ,H2,HCl
0

2KMnO4 �t�
� K 2MnO4  MnO2  O2 �
Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �
2KMnO4  16HCl � 2KCl  2MnCl 2  5Cl 2 �8H2O
Đun nóng dung dịch HCl đặc thu được khí HCl :
as
H2  Cl 2 ��
� 2HCl

DẠNG 2: GIẢI THÍCH HIỆN TƯỢNG
Phương pháp : Nắm vững hiện tượng xảy ra khi cho các chất phản ứng với nhau.
Ví dụ 1. Giải thích hiện tượng và viết phương trình hoá học xảy ra (nếu có) cho mỗi trường hợp sau:
a) Cho bột KMnO4 vào dung dịch HCl đặc.
b) Cho vài mẩu Cu vào dung dịch HCl rồi sục khí O2 liên tục vào.
Trang 15


c) Cho NaBr vào dung dịch H2SO4 đặc, nóng.
d) Cho hồ tinh bột vào dung dịch NaI sau đó sục khí Cl 2 tới dư vào.
Giải
a) Có sủi bọt khí thoát ra.
2KMnO4  16HCl � 2KCl  2MnCl 2  5Cl 2 �8H2O
b) Đồng tan, tạo dung dịch màu xanh lam
2Cu  O2  4HCl � 2CuCl2  2H2O
c) Có sủi bọt khí thoát ra, tạo dung dịch màu nâu đỏ.
2NaBr  2H2SO4 (�
a�
c) � Na2SO4  Br2  SO2 �2H2O
d) Dung dịch có màu xanh tím, sau đó mất màu.
Cl 2  2Nal � 2NaCl  I 2
I 2 + hồ tinh bột � dung dịch màu xanh
5Br2  I 2  12H2O � 2HIO3  10HBr
Vi dụ 2. Giải thích tại sao trong không khí (có chứa khí CO2 ) nước Gia ven có tính tẩy màu và sát
trùng.
Giải
Do tính axit của HClO yếu hơn H2CO3 nên trong không khí có chứa khí CO2 đã xảy ra phản ứng :
CO2  NaClO  H2O � NaHCO3  HClO
HClO va�
NaClO đều là những chất có tính oxi hoá rất mạnh (tác nhân oxi hoá Cl 1 ) có khả năng

phản ứng với các hợp chất màu. Chuyển các hợp chất này từ có màu trở thành các hợp chất không
màu.
HCI, HBr, HI.�
Ví dụ 3. So sánh (có giải thích) độ bền, tính khử, tính axit của các chất sau: HF,�
Giải
Theo dãy :
HF  HCI  HBr  HI
Độ bền phân tử giảm, tính khử tăng, tính axit tăng
Giải thích:
• Độ bền: Do bán kính nguyên tử các nguyên tử halogen tăng từ F đến I nên độ dài liên kết H  X
tăng dần từ HF đến HI dẫn đến độ bền liên kết H  X giảm dần từ H  F đến H  I hay độ bền
phân tử giảm dần.
1 (thấp nhất) nên các HX có tính khử.
• Tinh khử: Số oxi hoá của halogen trong phân tử HX là �
Tính khử giảm dần từ HF đến HI vì độ bền phân tử giảm.
- HF : Không có tính khử vì phân tử HF rất bền.
- HCl : Chỉ thể hiện tính khử ở nồng độ đặc và chất oxi hoá mạnh như KMnO4 , KClO3,MnO2,�
2KMnO4  16HCl � 2KCl  2MnCl2  5Cl 2 �8H2O
HCl  H2SO4 (�
a�
c) � Không xảy ra
- HBr, HI : Thể hiện tính khử mạnh do phân tử kém bền. Trong đó khả năng phản ứng của HI mạnh
hơn HBr .
8HI  H2SO4 � 4I 2  H2S �4H2O
(�
a�
c)
2HBr  H2SO4 � Br2  SO2 �2H2O
(�
a�

c)
Trang 16


• Tính axit: Khí HX khi tan vào nước tạo thành dung dịch axit HX . Do độ bền liên kết giảm dần từ
HF đến HI nên khả năng phân li ra H tăng dần từ HF đến HI dẫn đến tính axit tăng dần. Ngoài
ra, ion F  còn có khả năng kết hợp với phân tử HF tạo ra HF2 , làm giảm nồng độ HF dẫn đến khả
năng phân li ra H của HF càng giảm. Thực tế, HF là axit trung bình ( K HF  102 ).
HF � H  F 
HF  F  � HF2
HCl, HBr, HI đều là những axit mạnh. Trong nước phân li hoàn toàn thành ion.
Các axit �
HCl � H  Cl 
HBr � H  Br
HI � H  I 
Ví dụ 4. So sánh độ bền, tính axit và tính oxi hoá của các chất sau (có giải thích):
HClO,HClO2,HClO3,HClO4
Giải
Cấu trúc

Trạng thái lai hoá
của nguyên tử
trung tâm X

sp3

sp3

sp3

sp3

không hoàn hảo

không hoàn hảo

không hoàn hảo

hoàn hảo

• Độ bền: Nguyên tử trung tâm X trong phân tử HXOn ( n  1; 2; 3; 4 ) ở trạng thái lai hoá sp3
(lai hoá tứ diện). Mức độ hoàn hảo của trạng thái lai hoá sp3 tăng dần nên độ bền phân tử tăng dần từ
HClO đến HClO4.�

• Tính oxi hoá: Theo dãy : HClO  HClO2  HClO3  HClO4 thì tính oxi hoá giảm dần do độ bền
phân tử tăng dần.
• Tính axit: Trong dãy trên, đi từ trái qua phải ta thấy số nguyên tử oxi không liên kết với hiđro tăng
3 nên độ phân cực của liên kết O  H tăng tính axit tăng.
dần từ 0 đến �
Ví dụ 5. Sục khí clo qua dung dịch kali iotua một thời gian dài, sau đó người ta cho hồ tinh bột vào
thì không thấy xuất hiện màu xanh. Hãy giải thích và viết phương trình hoá học minh họa.
Giải
2KI  Cl2 � I 2  2KCl
Sau một thời gian có xảy ra phản ứng: I 2  5Cl 2  6H2O � 2HIO3  10HCl
Sau phản ứng không có I 2 tự do nên hồ tinh bột không chuyển sang màu xanh.
�đến 2 giọt dung dịch iot, 3 đến
Ví dụ 6. Để nhận biết ion sunfit, người ta cho vào một ống nghiệm 1
4 giọt dung dịch A có chứa ion sunfit  1 . Sau đó cho tiếp vào đó 2  3 giọt dung dịch HCl và vài

giọt dung dịch BaCl 2 thấy xuất hiện kết tủa B  2 .

a) Nêu hiện tượng xảy ra trong các giai đoạn 1, 2 của thí nghiệm và viết phương trình hóa học để
minh họa.
Trang 17


b) Cho biết tại sao thí nghiệm nhận biết ion sunfit nêu trên thường được tiến hành trong môi trường
axit hoặc môi trường trung hòa, không được tiến hành trong môi trường bazơ ?
Giải

a) Ở giai đoạn  1 màu đỏ nâu của dung dịch iot sẽ nhạt dần do xảy ra sự oxi hoá ion sunfit thành

ion sunfat theo phương trình:
SO32  I 2  H2O � SO24  2H  2I 
Ở giai đoạn (2) xuất hiện kết thìa màu trắng do sự hình thành kết tủa BaSO4 không tan trong axit:
SO24  Ba2 � BaSO4 �
b) Không thực hiện trong môi trường kiềm vì trong môi trường kiểm sẽ xảy ra phản ứng tự oxi hoá
I 2 :�
khứ của �
3I 2  6OH � 5I   IO3  3H2O
Ví dụ 7. Liên kết trong phân tử Cl 2 bị phá vỡ dưới tác dụng của photon có độ dài sóng �495 nm .
a) Dữ kiện thí nghiệm trên có giải thích được tính có màu của clo không? Tinh năng lượng liên kết
�
C1 C1.
b) Ở 12270 C và 1 atm, 3,5% phân tử Cl 2 phân li thành nguyên tử. Tính G0 và S0 của phản ứng
sau:
��
� 2Cl(k)
Cl 2(k) ��
�
Giải thích dấu của các số liệu thu được.

c) Ở nhiệt độ nào độ phân li sẽ là 1%, áp suất của hệ vẫn là 1 atm.
Giải
a) Sự hấp thụ tia sáng trong vùng phổ nhìn thấy (   400 �700 nm ) là nguyên nhân có màu của clo:
E  hy 

hc


Đối với 1 mol Cl 2 thì
hc
6,63.1034 �
3.108 �
6,023�
1023
E N
 242000J �
mol 1
9

495.10
� ECl C1  242kJ.mol 1
��
� 2Cl(k)
Cl 2(k) ��
�

b)
Cân bằng:

1 

2 � n  1 

n

�P � 4 2 � 1 � 4 2
Kp  Kn� � 
�
�
1  � 1  2
�n � 1  �
V�  0,035 ne�
n K P  4,9.103
0
G1500
 RTlnK p  8,314.1500ln4,9.103  66327J  0

Nghĩa là ở điều kiện chuẩn và 1500K phản ứng đi theo chiều nghịch.
H0  G0 242000  66327

 117JK 1  0
T
1500
Nghĩa là phản ứng thuận tăng entropi do tăng số mol khí.
S0 

c) ln

K P  T2 
K P  T1 



H0 �1 1 �
�  �
R �T1 T2 �
Trang 18


4 2
4(0,01)2
K p  T2  

 4.104
2
2
1 
1 0,01
4.104
ln
�
4,9.103

242000 � 1
1�
�
� T 1328K tức 1055�C
8,314 �
1500 T2 � 2

Ví dụ 8. Cho phản ứng: I   ClO � IO  Cl 
Thực nghiệm xác định được vận tốc của phản ứng này như sau:
v

�
k�
I �
ClO �
�
��
�

�
OH �
�
�
Chứng minh rằng cơ chế sau giải thích được các dữ kiện thực nghiệm:
��
� HClO  OH
ClO  H2O ��
�
Cân bằng được xác định nhanh với hằng số cân bằng:
K1 

|HClO ∣
| OH  �
�
ClO

Phản ứng xảy ra chậm.

��
� H O  IO
OH  HIO ��
�
2
Cân bằng được xác lập nhanh với hằng số cân bằng:
�
IO �
�
�
K2 

�
OH �
[HClO]
�
�
Giải
v  k2 �
I �
[HClO] theo phản ứng chậm.
�
�


Mặt khác:
[HClO] 

K1 �
ClO �

�
�
�
OH �
�
�

�
�
�
�
I �
C1O �
I �
CIO �
�
�
�
�
�
�
�
�v�
� v  k2K 1
k
�
i k  K 1k2


�

�
�
�
OH
OH
� �
� �

DẠNG 3: BÀI TẬP VỀ NHẬN BIẾT
Phương pháp : Nhận biết ion Cl  ,Br ,I  : Dùng dung dịch muối Ag ( thường là AgNO3 ) làm
thuốc thử.
Cl   Ag � AgCl �
(màu trắng)
Br  Ag � AgBr �
(vàng nhạt)
I   Ag � AgI �
(vàng đậm)
Ví dụ 1. Chỉ dùng thêm một thuốc thử bên ngoài hãy phân biệt các lọ mất nhãn,
mỗi lọ đựng một trong các dung dịch :
NaCl, Nal, NaBr, NaF, NaOH�
Giải
Trang 19


Dùng dung dịch AgNO3 làm thuốc thử. Nhận ra:
- Dung dịch NaCl : Có kết tủa màu trắng xuất hiện
AgNO3  NaCl � AgCl � NaNO3
màu trắng
- Dung dịch NaBr : Có kết tủa màu vàng nhạt xuất hiện
AgNO3  NaBr � AgBr � NaNO3

vàng nhạt
NaI
- Dung dịch
: Có kết tủa màu vàng đậm xuất hiện
AgNO3  NaI � AgI � NaNO3
vàng đậm
- Dung dịch NaOH : Có kết tủa màu xám xuất hiện
2AgNO3  2NaOH � Ag2O �2NaNO3
màu xám
Còn lại là dung dịch NaF không hiện tượng gì.
Ví dụ 2. Trình bày phương pháp hoá học để phân biệt các chất khí riêng biệt:
HCI, H2, O2, Cl 2, CO2.�
Giải

- Dùng dung dịch Ba OH  2 làm thuốc thử nhận ra CO2 vì có kết tủa trắng xuất hiện.
CO2  Ba(OH)2 � BaCO3 � H2O
- Dùng quỳ tím ẩm nhận ra khí HCl vì làm quỳ tím ẩm hoá đỏ.
- Dùng dung dịch KI  hồ tinh bột làm thuốc thử đối với 3 khí còn lại nhận ra Cl 2 �
vì tạo dung dịch
màu xanh tím.
Cl2  2KI � 2KCl  I 2
I 2 + hồ tinh bột � dung dịch màu xanh tím
Cho hai khí còn lại lần lượt đi qua bột Cu đun nóng, nếu có hiện tượng đồng đỏ hoá đen là O2 �
0

t
2Cu O2 ��
� 2CuO

Khí còn lại là H2 .

Ví dụ 3. Chỉ dùng thêm dung dịch HCl làm thuốc thử, hãy phân biệt các dung dịch riêng biệt:
Na2S,Na2CO3,NaHCO3,BaCl 2,AgNO3,Na2SO3.
Giải
Cho dung dịch HCl lần lượt vào các dung dịch mẫu thử. Nhận ra:
- Dung dịch Na2S : Có khí mùi trứng thối thoát ra.
Na2S  2HCl � 2NaCl  H2S �
- Dung dịch AgNO3 : Có kết tủa màu trắng xuất hiện
AgNO3  HCl � AgCl � HNO3
- Dung dịch Na2SO3 : Có khí mùi hắc thoát ra.
Na2SO3  2HCl � 2NaCl  SO2 � H2O
BaCl 2 : Không hiện tượng gì.
- Dung dịch �
- Dung dịch Na2CO3, NaHCO3 : Có khí không màu thoát ra.
Na2CO3  2HCl � 2NaCl  CO2 � H2O
Trang 20


NaHCO3  HCl � NaCl  CO2 � H2O
Cho hai dung dịch trên lần lượt tác dụng với dung dịch BaCl, nếu có kết tủa trắng xuất hiện thì đó là
Na2CO3 .
Na2CO3  BaCl 2 � BaCO3 �2NaCl
Còn lại là NaHCO3 không hiện tượng.
Ví dụ 4. Chỉ dùng thêm dung dịch HCl , trình bày phương pháp nhận biết các dung dịch riêng biệt
sau: Na2CO3,NaNO3,NH4Cl,Ba(OH)2 ,K 2SO4 , NH4  2 SO4 . Viết các phương trình hoá học của các
phản ứng đã xảy ra.
Giải
Cho dung dịch tác dụng lần lượt với các dung dịch mẫu thử, nhận ra dung dịch Na2CO3 vì có sủi khí,
không mùi thoát ra.
Na2CO3  2HCl � 2NaCl  CO2 � H2O
Các dung dịch còn lại không hiện tượng cho tác dụng lần lượt với dung dịch Na2CO3 , nếu có kết tủa

trắng xuất hiện là Ba OH  2 .�
Ba(OH)2  Na2CO3 � BaCO3 �2NaOH

Cho Ba OH  2 phản ứng với các dung dịch còn lại. Nhận ra:
- Dung dịch NH4Cl : Có sủi bọt khí mùi khai thoát ra khi đun nóng.
Ba(OH)2  2NH4Cl � BaCl 2  2NH3 �2H2O
- Dung dịch K2SO4 : Có kết tủa trắng xuất hiện.
Ba(OH)2  K 2SO4 � BaSO4 �2KOH

- Dung dịch  NH4  2 SO4 : Có kết tủa trắng xuất hiện và có sủi bọt khí mùi khai thoát ra khi đun
nóng.

 NH 

4 2

SO4  Ba(OH)2 � BaSO4 �2NH3 �2H2O

Ví dụ 5. Có 4 lọ mất nhãn, mỗi lọ đựng một trong các dung dịch: NaHCO3, Na2CO3, BaCl 2 va�
HCl . Không dùng thêm thuốc thử nào khác bên ngoài, hãy phân biệt các lọ mất nhãn trên. Viết
phương trình hoá học của các phản ứng đã xảy ra.
Giải
Lần lượt lấy ra một mẫu thử để làm thuốc thử đối với các mẫu thử còn lại. Sau 12thí nghiệm ta có
bảng kết quả sau:
HCl
Mẫu thử NaHCO3
Na2CO3
BaCl 2
Thuốc thử
-

NaHCO3
Na2CO3

-

BaCl 2
HCl
Kết luận

Sủi bọt khí
1 sủi bọt khí

Kết tủa trắng

Kết tủa trắng
Sủi bọt khí
1 kết tủa trắng + 1 kết tủa trắng
1sủi bọt khí

Sủi bọt khí
Sủi bọt khí
2 sủi bọt khí

Trang 21


Như vậy:
- Lọ nào có 1 sủi bọt khí xuất hiện là lọ đựng dung dịch NaHCO3 .
- Lọ nào có 1 kết tủa trắng và 1 sủi bọt khí xuất hiện là lọ đựng dung dịch Na2CO3 .

- Lọ nào có 1 kết tủa trắng xuất hiện là lọ đựng dung dịch BaCl2 .
- Lọ nào có 2 sủi bọt khí xuất hiện là lọ đựng dung dịch HCl .
Các phương trình hoá học của các phản ứng đã xảy ra :
HCl  NaHCO3 � NaCl  CO2 � H2O
(sủi bọt)
BaCl 2  Na2CO3 � BaCO3 �2NaCl
(màu trắng)
2HCl  Na2CO3 � 2NaCl  CO2 � H2O
(sủi bọt)
Ví dụ 6. Có 4 dung dịch MgCl 2,Ba(OH)2,HCl,Na2S không dùng thêm hóa chất khác, hãy trình bày
phương pháp nhận biết 4dung dịch đó, Viết phương trình hóa học xảy ra.
Giải
Lần lượt lấy ra một mẫu thử để làm thuốc thử đối với các mẫu thử còn lại. Sau 12thí nghiệm ta có
bảng kết quả sau:

Mẫu thử

Na2S

MgCl 2

HCl

Ba(OH)2

Thuốc thử
�tra�
ng �
mu�
i tr�

�
ng tho�
i

Na2S
MgCl 2
Ba(OH)2
HCl
Kết luận

�tra�
ng �
mu�
i tr�
�
ng tho�
i
�mu�
i tr�
�
ng tho�
i
1�tra�
ng  2 �
mu�
i tr�
�
ng tho�
i

�tra�
ng
�tra�
ng
2 �tra�
ng  1�
mu�
i tr�
�
ng tho�
i

�mu�
i tr�
�
ng tho�
i

-

Sủi bọt khí
-

�tra�
ng

1�mu�
i tr�
�
ng tho�

i

Như vậy:
- Lọ nào có 1 kết tủa trắng  2 sủi bọt khí mùi trứng thối là lọ đựng dung dịch Na2S .
- Lọ nào có 2 kết tủa trắng  1 sủi bọt khí mùi trứng thối là lọ đựng dung dịch MgCl 2 .
- Lọ nào có 1 kết tủa trắng xuất hiện là lọ đựng dung dịch Ba(OH)2 .
- Lọ nào có 1 sủi bọt khí mùi trứng thối là lọ đựng dung dịch HCl .
Các phương trình hoá học của các phản ứng đã xảy ra :
Na2S  MgCl 2  2H2O � Mg(OH)2 �  H 2S � 2NaCl
(màu trắng)
Na2S  2HCl � 2NaCl  H2S �

(mùi trứng thối)

(mùi trứng thối)
Trang 22


MgCl 2  Ba(OH)2 � Mg(OH)2 � BaCl2
(màu trắng)
Ví dụ 7. Chỉ dùng thêm một thuốc thử và được phép đun nóng hãy phân biệt các lọ mất nhãn, mỗi lọ
chứa một trong các dung dịch: Ca HCO3  2 ,Ca HCO3  2  CaCl 2,CaCl 2,NaNO3 .
Giải
Đun nóng nhẹ các lọ đến phản ứng hoàn toàn, ta chia làm hai nhóm:

- Nhóm 1: Có kết tủa xuất hiện và sủi bọt khí thoát ra gồm Ca HCO3  2 , Ca HCO3  2  CaCl2 .
t
Ca HCO3  2 ��
� CaCO3 �CO2 � H2O
0

- Nhóm 2: Không hiện tượng gồm CaCl 2,NaNO3.
Dùng dung dịch AgNO3 làm thuốc thử đối với hai nhóm.
- Với nhóm 1: Lọ nào có kết tủa trắng xuất hiện là
Ca HCO3  2 ,Ca HCO3  2  CaCl 2

2AgNO3  CaCl2 � 2AgCl �Ca NO3  2

Lọ còn lại là Ca HCO3  2 không hiện tượng.

- Với nhóm 2: Lọ nào có kết tủa trắng xuất hiện là CaCl 2 . Lọ không hiện tượng là NaNO3.

DẠNG 4: BÀI TẬP VỀ HALOGEN PHẢN ỨNG VỚI DUNG DỊCH MUỐI
Phương pháp:
• Halogen có khối lượng phân tử nhỏ đẩy halogen có khối lượng phân tử lớn hơn ra khỏi dung dịch
muối của nó (trừ F2 ). Ví dụ :
Cl 2  2NaBr � 2NaCl  Br2
Sau khi cô cạn dung dịch sau phản ứng sẽ thu được muối NaCl và có thể có NaBr dư. Do Cl nhẹ
hơn Br nên khối lượng muối khan thu được bao giờ cũng bé hơn khối lượng muối ban đầu.
m � 2nCl pur. (80  35,5)
2

• Sử dụng phương pháp xét khoảng khi gặp trường hợp một halogen tác dụng
dung dịch 2 muối halogen khác. Ví dụ: Cl 2 tác dụng với dung dịch gồm NaBr và NaI .
Do tính khử Br  I  nên phản ứng xảy ra theo thứ tự:
Cl 2  2NaI � 2NaCl  I 2 (1)
Nếu NaI hết, mà vẫn tiếp tục sục khí Cl 2 vào thì:
Cl2  2NaBr � 2NaCl  Br2

(2)

Để biết bài toán đang xét nằm ở giai đoạn nào (chỉ có  1 xảy ra hay cả 2 phản ứng đều xảy ra) ta
làm như sau:

* Nếu NaI hết, NaBr chưa phản ứng  1 vừa kết thúc, �
 2 chưa xảy ra).
mmuo�
 m1  mNaCl (1)  mNaBr
i

* Nếu NaI , NaBr hết ( �
 2 vừa kết thúc).
mmudi  m2  mNaCl (1,2)
Lập bảng so sánh giá trị của m so với m, m để rút ra những kết luận cần thiết.

Trang 23


m : là khối lượng muối thực tế thu được (bài toán đã cho).
• Sử dụng phương pháp trung bình để xác định tên của hai halogen thuộc hai chu kì liên tiếp.
xM x M
M 1 1 2 2
x1  x2
Trong đó: M 1, M 2 lần lượt là khối lượng mol phân tử của hai halogen X1, X 2 �
x1, x2 �
lần lượt là số mol của X1, X 2 �
Tính chất: Giả sử M1  M 2 � M1  M  M 2
Ngoài ra, còn sử dụng phương pháp bảo toàn nguyên tố, phương pháp tăng giảm khối lượng, phương
pháp bảo toàn electron, .... để giải nhanh nhiều bài toán.
KMnO4 , xảy ra hai phản ứng :

• Nung hỗn hợp KClO3va�
2KMnO4 � K 2MnO4  MnO2  O2
2KClO3 � 2KCl  3O2
• Phương pháp iot:
I 2 là chất oxi hoá yếu và I  là chất khử yếu
��
� 2I   0,5345V
I 2  ra�
n  2e��
�

(1)

Vì vậy I 2 có thể oxi hoá được các chất khử trung bình ( H2S, H2SO3, Sn2 ,�. ) và ion I có thể khử
được các chất oxi hoá trung bình trở lên ( Fe3 ,H2O2,Cr2O27 ,MnO4 ,...)
I 2 rất ít tan trong nước nhưng tan dễ dàng trong KI do phản ứng tạo phức với ion I  .
��
�I
I 2(dd)  I  ��
�
3
Thế của cặp

K  700

(2)

I 3 / 3I  là:

��

� 3I 
I 3  2e��
�

E 0  0,5355V

(3)

Tổ hợp  2 ,  3 ta được:
��
� 3I 
I 2(dd)  I  ��
�

E 0  0,6197V

(4)

Phương pháp iot được dùng để định lượng cả các chất oxi hoá và các chất khử. Các chất khử có thể
được chuẩn độ trực tiếp bằng iot hoặc cho tác dụng với iot lấy dư và sau đó chuẩn độ lượng dư iot
bằng natri thiosunfat Na2S2O3 . Các chất oxi hoá được định lượng bằng cách cho tác dụng với KI dư
trong môi trường axit và sau đó chuẩn độ lượng iot giải phóng ra bằng dung dịch Na2S2O3 . Vì vậy
trong phương pháp iot, phản ứng quan trọng nhất là phản ứng giữa iot và Na2S2O3 .
2S2O32  I 3 � S4O26  3I 
Ví dụ 1. Hỗn hợp X gồm Mg, Al, Fe, Cu trong đó số mol Fe gấp đôi số mol Cu. Lấy 21,4 gam
X cho tác dụng với dung dịch HCl dư, sau phản ứng hoàn toàn thu được 15,68 lít khí (đktc). Nếu
lấy 10,7 gam X cho phản ứng hết với khí clo thì sinh ra 39,1 gam muối. Tính % khối lượng Fe và
Cu trong hỗn hợp ban đầu.
Trang 24

Giải
z.�
Gọi số mol của Mg, Al, Fe, Cu trong 21,4gam hỗn hợp lần lượt là x, y, 2z va�
Mg  2HCl � MgCl 2  H2 �
x � 2x �

x�

x

3
Al  3HCl � AlCl3  H2 �
2
y � 3y � y �
1,5y
Fe  2HCl � FeCl 2  H2 �
2z � 4z � 2z �

2z

Cu  HCl � Kho�
ng xa�
y ra
� nHCl  2nH  1,4mol
2

� mCu  mAlCl  mMgCl  mFeCl  21,4  1,4.35,5  71,1(1)
3

2

2

• Để thuận tiện ta cho 21,4 gam X  Cl 2 sinh ra 78,2 gam muối:
Mg  Cl 2 � MgCl 2 �
x �
x
2Al  3Cl 2 � 2AlCl3
y

�

y

2Fe  3Cl2 � 2FeCl3
2z

�

2z

Cu  Cl 2 � CuCl 2
z

�

z

� mMgCl  mAlCl  mFeCl  mCuCl  78,2

2

3

3

2

(2)

Lấy  2   1 : mFeCl3  mCuCl2  mFeCl2  mCu  78,2  71,1 7,1
� 35,5.2z  71z  7,1� z  0,05 mol
Phần trăm khối lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp ban đầu là
0,1.56
0,05.64
�
100  26,17%;%Cu 
.100  14,95%
21,4
21,4
Ví dụ 2. Chia m gam hỗn hợp X gồm Al, Fe thành hai phần bằng nhau. Phần 1 cho tác dụng với
%Fe 

NaOH dư, sinh ra 3,36 lít H2 (đktc). Cho phần hai vào 146 gam dung dịch HCl 20%
dung dịch �
kết thúc phản ứng thu được dung dịch Y và 6,72 lít H2 (đktc).
a) Tính m
b) Tính nồng độ phần trăm của các chất trong dung dịch Y .
c) Tính thể tích khí Cl 2 (đktc) cần dùng để phản ứng hết với m gam hỗn hợp X .
Giải

3
a) • Phần 1: Al  NaOH  H2O � Na�
Al(OH)4 �
�
� 2 H 2 �
0,1�
0,15
• Phần 2: nHCl 

146.20
 0,8 (mol)
36,5.100
Trang 25