Lý thuyết Hóa học 10 Bài 21: Nhóm halogen

- Nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học còn gọi là nhóm halogen, gồm 6 nguyên tố: fluorine (F); chlorine (Cl); bromine (Br); iodine (I); astatine (At) và tennessine (Ts).

- Bốn nguyên tố F, Cl, Br, 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, phổ biến trong tự nhiên như calcium fluoride; sodium chloride.

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

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

ns²np⁵ + 1e → ns²np⁶

- Số oxi hóa đặc trưng của các halogen trong hợp chất là -1.

- Khi liên kết với các nguyên tố có độ âm điện lớn, các halogen có thể có 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).

- Ở trạng thái tự do, hai nguyên tử halogen góp chung một đôi electron để tạo phân tử có liên kết cộng hóa trị phân cực.

- Một số tính chất vật lí của halogen như: trạng thái tồn tại, màu sắc, nhiệt độ nóng chảy (t_nc), nhiệt độ sôi (t_s) của halogen được thể hiện ở bảng sau:

- 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 các dung môi hữu cơ như alcohol, benzene.

- Chú ý:

+ 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 thương niêm mạc đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở.

+ Ở nhiệt độ cao, iodine thăng hoa, chuyển tử thể rắn sang thể hơi dưới áp suất thường.

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:

+ Sodium nóng chảy sẽ cháy với ngọn lửa sáng chói trong khí chlorine, tạo thành sodium chloride:

2Na + Cl₂ $\overset{t^{o}}{\to}$ 2NaCl

+ Dây sắt (iron) nung đỏ sẽ bốc cháy trong khí chlorine, tạo thành khói màu nâu đỏ là iron(III) chloride:

2Fe + 3Cl₂ $\overset{t^{o}}{\to}$ 2FeCl₃

2. Tác dụng với hydrogen

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

- 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

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

Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO

- 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.

- Chú ý:

+ F₂ phản ứng mạnh với nước ngay nhiệt độ thường, giải phóng 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.

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.

- Khi đun nóng, Cl₂ phản ứng với dung dịch postassium hydroxide tạo thành muối chlorate:

3Cl₂ + 6KOH $\overset{t^{o}}{\to}$ 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Potassium chlorate 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 I^- trong dung dịch muối iodide.

- Ví dụ:

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Br₂ + 2NaI → 2NaBr + I₂

- Trong công nghiệp, phản ứng giữa chlorine và ion bromide được ứng dụng để điều chế bromine từ nước biển.

- Năm 1774, C. W. Scheele, nhà hóa học người Thụy Điển, điều chế được chlorine khi cho quặng pyrolusite (MnO₂) tác dụng với hydrochloric đặc:

MnO₂ + 4HCl đặc $\overset{t^{o}}{\to}$ MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

- Ngày nay, phản ứng trên vẫn được dùng khi cần điều chế Cl₂ trong phòng thí nghiệm. Ngoài ra, còn có thể thay MnO₂ bằng KMnO₄ rắn để điều chế khí Cl₂:

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

- 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:

2NaCl + 2H₂O $\overset{dpdd \text{} cmn}{\to}$ 2NaOH + H₂ + Cl₂