Tính chất hóa học của các đơn chất nhóm Halogen. Nhóm Halogen (nhóm VIIA, 17) gồm: Flo (F₂), Clo (Cl₂), Brom (Br₂), Iot (I₂) và Astatine (At). Các nguyên tố này có tính oxi hóa mạnh, hoạt động hóa học đa dạng và đóng vai trò quan trọng trong nhiều quá trình tự nhiên và công nghiệp. - Nhóm halogen với 7 điện 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. Trong chương trình Hóa học 10, việc nắm vững tính chất hóa học của các halogen giúp giải thích được các phản ứng điều chế, ứng dụng và mối quan hệ biến đổi trong nhóm. X + e → X- ns2np5 → ns2np6 ⇒ Do đó tính chất quan trọng nhất của nhóm halogen là tính oxi hóa, tính này giảm dần từ F2 (chất oxi hóa mạnh nhất) đến I2 (chất oxi hóa trung bình). - Trong hợp chất, flo chỉ có số oxi hóa – 1; còn Clo, brom, iot có thể có các số oxi hóa : -1, + 1, +3, + 5, + 7. ⇒ Flo chỉ có tính oxi hóa; Clo, brom, iot vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử. I. Vị trí và cấu tạo Vị trí: Nhóm VIIA (17), chu kỳ 2 → 5. Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns²np⁵ (thiếu 1 electron để đạt cấu hình bền). Liên kết trong phân tử: Halogen tồn tại ở dạng phân tử hai nguyên tử: X₂ (F₂, Cl₂, Br₂, I₂). II. Tính chất hóa học chung của các halogen Do có độ âm điện lớn và cấu hình electron thiếu 1 e ở lớp ngoài cùng, các halogen có tính oxi hóa mạnh, dễ nhận electron để trở thành ion halide X⁻. 1. Tính oxi hóa mạnh Tính oxi hóa: F2 > Cl2 > Br2 > I2. a) Tác dụng với kim loại → muối halogenua = muối halide 2M + nX2 → 2MXn (n: là hóa trị cao nhất của kim loại M). - F2: Oxi hóa được tất cả các kim loại. 2Au + 3F2 → (toC) 2AuF3 (Vàng florua) - Cl2: Oxi hóa được hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), phản ứng cần đun nóng. 2Fe + 3Cl2 → (toC) 2FeCl3 (Sắt (III) clorua) Cu + Cl2 → (toC) CuCl2 (Đồng (II) clorua) - Br2: Oxi hóa được nhiều kim loại (trừ Au, Pt), phản ứng cần đun nóng. 2Fe + 3Br2 → (toC) 2FeBr3 (Sắt (III) bromua) - I2: Oxi hóa được nhiều kim loại, phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc khi có mặt của chất xúc tác. 2Al + 3I2 → (H2O) 2AlI3 (Nhôm iotua) 2Na+Cl₂→2NaCl Lưu ý: Phản ứng tỏa nhiều nhiệt, tạo muối ion MX. Hầu hết các halogen phản ứng với kim loại ở điều kiện thường hoặc khi đun nóng. b) Tác dụng với phi kim. Các halogen tác dụng được với hầu hết các phi kim trừ N2, O2, C (kim cương). 2P + 3Cl2 → (toC) 2PCl3 (Photpho triclorua) 2P + 5Cl2 → (toC) 2PCl5 (Photpho pentaclorua) c) Tác dụng với hidro → khí hiđrohalogenua (axit hydrohalogen).(X2 + H2 → 2HX) - F2: Ngay trong bóng tối, ở nhiệt độ -252oC F2+H2 → (-252oC) 2HF - Cl2: Cần có ánh sáng, chiếu sáng nổ mạnh Cl2+H2 → (a/s) 2HCl - Br2: Cần nhiệt độ cao Br2+ H2 → (toC) 2HBr - I2: Nhiệt độ cao, xúc tác (giọt nước), phản ứng thuận nghịch. I2+H2 ⇌ (xt: H2O) 2HI Ghi nhớ: Khí HX tan trong nước tạo ra dung dịch axit HX, đều là các dung dịch axit mạnh (trừ HF). F₂ phản ứng với H₂ ở nhiệt độ rất thấp, có thể nổ mạnh. Cl₂ phản ứng dưới tác dụng ánh sáng. Br₂ phản ứng chậm hơn, cần đun nóng. I₂ phản ứng thuận nghịch, khó hơn nhiều. Độ mạnh phản ứng: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. d) Tác dụng với hợp chất có tính khử: F2 + H2S → 2HF + S F2 + H2O → HF + O2 Cl2 + H2S → 2HCl + S 3FeCl2 + 3Cl2 → 2FeCl3 Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2 Br2 + H2 → 2HBr Br2 + 2NaI → 2NaBr + I2 Ghi nhớ: - Halogen có tính OXH mạnh hơn đấy được halogen có tính OXH yếu hơn ra khỏi dung dịch muối (trừ F2) VD: F2 + dd NaCl → không xảy ra phản ứng: F2 + 2NaCl → 2NaF + Cl2 mà xảy ra phản ứng: F2 + H2O → HF + O2↑ - Nước clo, brom có tính oxi hóa rất mạnh, oxi hóa chất khử lên bậc oxi hóa cao nhất. 3Cl2 + S + 4H2O → 6HCl + H2SO4 Cl2 + SO2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4 4Cl2 + H2S + 4H2O → 8HCl + H2SO4 3Br2 + S + 4H2O → 6HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 (phản ứng nhận biết khí SO2). 4Br2 + H2S + 4H2O → 8HBr + H2SO4 Thứ tự tính oxi hóa: F₂>Cl₂>Br₂>I₂ 2. Vừa oxi hóa – vừa khử. a) Với H2O. - Cl2: Phản ứng không hoàn toàn ở nhiệt độ thường Cl2 + H2O ⇌ HCl + HClO (axit hipocloro) Lưu ý: Nước clo có tính sát khuẩn, tẩy màu là do HClO có tính oxi hóa rất mạnh. HClO → HCl + O; 2O → O2 - Br2: Ở ứng ở nhiệt độ thường, chậm hơn clo. Br2 + H2O ⇌ HBr + HBrO (axit hipobromo) - I2: Hầu như không phản ứng. - F₂: phản ứng mãnh liệt với nước, giải phóng O₂: 2F₂+2H₂O→4HF+O₂ b) Với dung dịch bazơ/kiềm. - Ở nhiệt độ thường: tạo muối halide + muối halogenat: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O nước gia ven - Khi đun nóng: tạo muối halide + muối halogenat(V): 3Cl2 + 6NaOH → (70oC) 5NaCl + NaClO3 + 3H2O Cl2 + Ca(OH)2 → (toC)CaOCl2 + H2O (cloruavôi) Ghi nhớ: 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. Ứng dụng: sản xuất thuốc tẩy NaClO, NaClO₃. III. Quy luật biến đổi tính chất trong nhóm halogen Tính oxi hóa: giảm dần từ F₂ → Cl₂ → Br₂ → I₂. Tính khử của ion halide: tăng dần từ F⁻ → Cl⁻ → Br⁻ → I⁻. Màu sắc & trạng thái ở điều kiện thường: F₂: khí vàng nhạt. Cl₂: khí vàng lục. Br₂: chất lỏng màu nâu đỏ. I₂: chất rắn tím đen. IV. Bảng tổng hợp tính chất hóa học của các đơn chất nhóm Halogen V. Liên hệ thực tế F₂: sản xuất UF₆ (tinh chế uranium), chế tạo Teflon. Cl₂: khử trùng nước, sản xuất PVC, chất tẩy trắng giấy vải. Br₂: sản xuất hợp chất chống cháy, hóa dược. I₂: chế tạo dược phẩm, bổ sung i-ốt vào muối ăn. VI. Kết luận Các đơn chất halogen có tính oxi hóa mạnh và tham gia nhiều phản ứng hóa học quan trọng, đặc biệt là với kim loại, hiđro, nước và kiềm. Việc nắm rõ quy luật biến đổi tính chất trong nhóm giúp giải thích được nhiều hiện tượng hóa học và áp dụng vào sản xuất công nghiệp cũng như đời sống.
