Nhóm halogen

Bài học: Nhóm halogen đã giới thiệu cho các em lý thuyết về trạng thái tự nhiên, cấu tạo, tính chất vật lí, tính chất hóa học, ứng dụng và điều chế các halogen. Bên cạnh là các ví dụ và bài tập có lời giải chi tiết, xây dựng dựa trên kiến thức trọng tâm chương trình hóa 10 Kết nối tri thức.

I. Trạng thái tự nhiên

Nhóm VIIA (nhóm halogen) trong bảng tuần hoàn gồm sáu nguyên tố: fluorine (F), chlorine (Cl), bromine (Br), iodine (I), astatine (At) và tennessine (Ts). Bốn nguyên tố F, Cl, Br và I tồn tại trong tự nhiên, còn At và Ts là các nguyên tố phóng xạ.

Trong tự nhiên, halogen chỉ tồn tại ở dạng hợp chất, phần lớn ở dạng muối halide.

Ví dụ:

Trong cơ thể người, nguyên tố chlorine có trong máu và dịch dạ dày (ở dạng ion Cl-), nguyên tố iodine có ở tuyến giáp (ở dạng hợp chất hữu cơ).

Trong nước biển chứa nhiều sodium chloride.

II. Cấu tạo nguyên tử, phân tử

•  Cấu tạo nguyên tử:

Các nguyên tử halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng, dễ nhận thêm 1 electron để đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm gần nhất:

ns²np⁵ + 1e → ns²np⁶

Do vậy, số oxi hóa đặc trưng của các halogen trong hợp chất là –1.

Chú ý: Khi liên kết với các nguyên tố có độ âm điện lớn, các halogen có thể có các số oxi hóa dương: +1, +3, +5, +7 (trừ fluorine có độ âm điện lớn nhất, nên fluorine luôn có số oxi hóa bằng –1 trong mọi hợp chất).

• Cấu tạo phân tử:

Ở điều kiện thường, đơn chất halogen tồn tại ở dạng phân tử hai nguyên tử, được kí hiệu chung là X₂, liên kết hóa học trong phân tử X₂ là liên kết cộng hóa trị không phân cực.

Ví dụ: F₂; I₂.

III. Tính chất vật lí

Trạng thái tồn tại, màu sắc, nhiệt độ nóng chảy (t_nc), nhiệt độ sôi (t_s) của halogen được trình bày ở Bảng 1:

Bảng 1: Một số tính chất vật lí của đơn chất halogen

Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng từ F₂ đến I₂ do:

•  Tương tác van der Waals giữa các phân tử tăng.
•  Khối lượng phân tử tăng.

Ở điều kiện thường, các halogen ít tan trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ như alcohol, benzene. Trong y học, dung dịch iodine loãng trong ethanol được dùng làm thuốc sát trùng.

Bromine gây bỏng sâu khi tiếp xúc với da. Hít thở không khí có chứa halogen với nồng độ vượt ngưỡng cho phép làm tổn hại niêm mạc tế bào đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở.

IV. Tính chất hóa học

Halogen là các phi kim điển hình, có tính oxi hóa mạnh, tính oxi hóa giảm dần từ fluorine đến iodine.

1. Tác dụng với kim loại

Các halogen phản ứng trực tiếp với nhiều kim loại, tạo muối halide.

Ví dụ: 

2. Tác dụng với hydrogen

Các halogen phản ứng với hydrogen, tạo thành hydrogen halide.

Bảng 2: Một số đặc điểm của phản ứng giữa halogen và hydrogen

Nhận xét: Mức độ phản ứng của các halogen với hydrogen giảm dần khi đi từ fluorine đến iodine, phù hợp với tính oxi hóa của các halogen giảm dần từ F₂ đến I₂. 

3. Tác dụng với nước

F₂ phản ứng mạnh với nước ngay ở nhiệt độ thường, giải phóng khí O₂:

2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂

Các halogen Cl₂, Br₂ và I₂ phản ứng chậm với nước và mức độ phản ứng giảm dần từ Cl₂ đến I₂.

Ví dụ: Khi tan vào nước, một phần Cl₂ tác dụng với nước tạo thành HCl (hydrochloric acid) và HClO (hypochlorous acid):

Hypochlorous acid có tính oxi hóa mạnh nên chlorine trong nước có khả năng diệt khuẩn, tẩy màu và được ứng dụng trong khử trùng nước sinh hoạt.

Nhận xét: Số oxi hóa của nguyên tố chlorine vừa tăng lên +1, vừa giảm xuống –1 nên Cl₂ vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử.

4. Tác dụng với dung dịch kiềm

Chlorine phản ứng với dung dịch sodium hydroxide ở điều kiện thường, tạo thành nước Javel (Gia-ven):

Cl₂ + 2NaOH  → NaCl + NaClO + H₂O

Nước Javel (chứa NaClO (sodium hypochlorite), NaCl và một phần NaOH dư) được dùng làm chất tẩy rửa, khử trùng.

Chú ý: Khi đun nóng, Cl₂ phản ứng với dung dịch potassium hydroxide tạo thành muối chlorate.

3Cl₂ + 6KOH 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Potassium chorate là chất oxi hóa mạnh, được sử dụng chế tạo thuốc nổ, hỗn hợp đầu que diêm, …

5. Tác dụng với dung dịch halide

Chlorine có thể oxi hóa ion Br^- trong dung dịch muối bromide và ion I^- trong dung dịch muối iodine; bromine có thể oxi hóa ion I^- trong dung dịch muối iodine.

Cl₂ + 2NaBr  → 2NaCl + Br₂

Br₂ + 2NaI  → 2NaBr + I₂

V. Điều chế chlorine

1. Trong phòng thí nghiệm

• Cho quặng pyrolusite (MnO₂) tác dụng với hydrochloric acid đặc:

MnO₂ + 4HCl (đặc) MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

• Ngoài ra, còn có thể thay MnO₂ bằng KMnO₄ rắn để điều chế khí Cl₂:

2KMnO₄ + 16HCl (đặc) → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

2. Trong công nghiệp

Chlorine được sản xuất ở nhiệt độ thường bằng cách điện phân dung dịch muối ăn bão hòa, có màng ngăn giữa các điện cực: