- Trạng thái và màu sắc: Flo (khí, lục nhạt), Clo (khí, quà lục), Brom (lỏng, đỏ nâu) với Iot (rắn, đen tím, dễ dàng thăng hoa).

Bạn đang xem: Lý thuyết chương halogen, hóa học 10

- từ flo mang lại iot, ánh sáng nóng tan và ánh nắng mặt trời sôi tăng dần.

- Flo không tan vào nước, các halogen không giống tan tương đối ít vào nước với tan nhiều trong một số trong những dung môi hữu cơ.

 3. Thông số kỹ thuật e nguyên tử và cấu tạo phân tử của những halogen

- cấu hình e phần ngoài cùng: ns2np5.

 

*

Cấu hình e ở trạng thái kích ham mê của Cl, Br với I

- Công thức solo chất: X2: (F2, Cl2, Br2, I2). 

- cấu tạo phân tử: X - X. Link trong phân tử solo chất halogen là links cộng hóa trị không phân cực.

4. Bao quát về đặc thù hóa học của những halogen

- vị lớp e không tính cùng đã gồm 7e phải halogen là số đông phi kim điển hình, dễ nhận thêm 1e miêu tả tính lão hóa mạnh.

- Tính oxi hóa của các halogen giảm dần lúc đi tự F2 đến I2.

- trong số hợp chất, F chỉ có mức thoái hóa -1; các halogen khác xung quanh mức thoái hóa -1 còn có mức +1; +3; +5; +7.

5. Những phản ứng minh họa tính hóa chất của đơn chất halogen

a. Công dụng với kim loại

- các halogen bội nghịch ứng với số đông các kim loại trừ Au cùng Pt (riêng F2 phản ứng được với toàn bộ các kim loại) → muối halogenua. Các phản ứng thường xẩy ra ở ánh sáng cao.

2M + nX2 → 2MXn

muối thu được thường xuyên ứng với tầm hóa trị cao nhất của kim loại. Riêng làm phản ứng của fe với I2 chỉ tạo thành phầm là FeI2.

*

b. Phản nghịch ứng cùng với hiđro tạo thành thành hiđro halogenua

H2 + X2 → 2HX

- những halogen tham gia phản ứng cùng H2 với điều kiện khác nhau:

+ F2: phản nghịch ứng được ngay cả trong láng tối.

+ Cl2: phản bội ứng khi được chiếu sáng.

+ Br2: phản ứng xẩy ra khi được đun cho nóng ở nhiệt độ cao.

+ I2: bội nghịch ứng tất cả tính thuận nghịch và nên được đun nóng.

- Điều kiện phản ứng với H2 phức tạp dần dần khi đi từ bỏ F2 đến I2 nên phản bội ứng cùng với H2 có thể chứng tỏ tính oxi hóa trong nhóm halogen giảm dần tự F2 đến I2.

c. Tác dụng với nước

- F2 tác dụng mãnh liệt với nước:

2H2O + 2F2 → 4HF + O2

→ Phản ứng chứng minh F2 có tính oxi hóa dũng mạnh hơn của O2.

- Br2 và Cl2 có bội nghịch ứng thuận nghịch với nước:

H2O + X2 ↔ HX + HXO (axit halogen hiđric với axit hipohalogenơ)

H2O + Cl2 ↔ HCl + HClO

Khi để lâu hoặc bị chiếu sáng thì HClO bị phân hủy: HClO HCl + O. Vì HClO gồm chứa ion ClO- có tính oxi hóa mạnh nên hoàn toàn có thể dùng nước Clo để tẩy màu sắc hoặc giáp trùng.

- I2 không phản ứng với nước.

d. Bội phản ứng với hỗn hợp kiềm

- Nếu dung dịch kiềm loãng nguội:

X2 + 2NaOH → NaX + NaXO + H2O

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

(nước Javen)

2Cl2 + 2Ca(OH)2 dung dịch → CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Cl2 + Ca(OH)2 bột → CaOCl2 + H2O

(clorua vôi)

Riêng F2:

2F2 + 2NaOH → 2NaF + H2O + OF2

- Nếu hỗn hợp kiềm sệt nóng:

3X2 + 6KOH → 5KX + KXO3 + 3H2O

3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O (1000C)

e. Công dụng với dung dịch muối halogenua của halogen bao gồm tính thoái hóa yếu hơn

(F2 không gồm phản ứng này)

X2 + 2NaX’ → 2NaX + X’2

(trong đó X’ là halogen bao gồm tính thoái hóa yếu rộng tính oxi hóa của halogen X).

các cặp thoái hóa - khử của halogen được xếp theo chiều sút dần tính khử của các ion X-: I2/2I- > Br2/2Br- > Cl2/2Cl-

Trong nước:

5Cl2 + 6H2O + Br2 → 10HCl + 2HBrO3

g. Một vài phản ứng khác

2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3

3Cl2 + 2NH3 → N2 + 6HCl

4Cl2 + H2S + 4H2O → 8HCl + H2SO4

Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4­

I2 kết phù hợp với hồ tinh bột → hợp chất màu xanh da trời tím.

Chú ý

Trong phản nghịch ứng với sắt kẽm kim loại và cùng với H2, cùng với dung hỗn hợp muối của những halogen yếu ớt hơn, halogen là hóa học oxi hóa. Còn trong bội nghịch ứng với nước với dung dịch kiềm, những halogen vừa là chất khử, vừa là hóa học oxi hóa.

6. Điều chế

a. Điện phân muối hạt halogenua

- Điện phân lạnh chảy:

2MX­n → 2M + nX2 (M là sắt kẽm kim loại kiềm: Na, K; X thường là: Cl, Br, I).

- Điện phân dung dịch muối halogenua của kim loại kiềm có màng ngăn:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

*

b. đến HX tác dụng với những chất thoái hóa mạnh  (thường gặp: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, KClO3).

MnO2 + 4HCl → MnCl­2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 6H2O

K2­Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2­O

KClO3 + 6HCl → 3H2O + KCl + 3Cl2

*

Thường gặp thắc mắc so sánh lượng clo sinh ra khi sử dụng cùng một lượng HCl hoặc chất oxi hóa…

7. Ứng dụng

a. Ứng dụng của clo

- dùng làm chất liền kề trùng trong hệ thống hỗ trợ nước sạch, khi up date nước thải.

- Tẩu white vải, sợi, giấy.

- Là nguyên vật liệu để sản xuất những hợp hóa học hữu cơ cùng vô cơ.

 

*

Ứng dụng của clo

b. Ứng dụng của flo

- Làm hóa học oxi hóa cho nhiên liệu lỏng cần sử dụng trong tên lửa.

- dùng trong công nghiệp chế tạo nhiên liệu hạt nhân để làm giàu 235U.

- Ứng dụng quan trọng của flo là sinh sống dạng dẫn xuất:

+ Dẫn xuất halogen của flo có nhiều ứng dụng: teflon (-CF2-CF2-)n là hóa học dẻo chịu đựng được axit, kiềm và các hóa hóa học khác; Freon (chủ yếu ớt là CFCl3 và CF2Cl2) con đường dùng trong số tủ lạnh với máy lạnh...

+ NaF được sử dụng làm thuốc kháng sâu răng.

c. Ứng dụng của brom

- chế tạo dược phẩm, phẩm nhuộm...

- sử dụng để sản xuất AgBr là hóa học nhạy cảm với ánh sáng để tráng lên phim ảnh.

d. Ứng dụng của iot

- Dùng hầu hết ở dạng hễ iot làm chất tiếp giáp trùng.

- bao gồm trong nguyên tố của nhiêu dược phẩm.

- Trộn KI và KIO3 vào muối bột ăn tạo thành muối iot.

8. Trạng thái tự nhiên

Chỉ tồn tại ngơi nghỉ dạng đúng theo chất:

- Clo đa phần tồn tại sinh hoạt dạng muối hạt clorua, quan trọng nhất là NaCl. NaCl gồm trong nước hải dương và đại dương. NaCl được kiếm tìm thấy sống trạng thái rắn call là muoosimor. KCl cũng khá phổ biến, nó bao gồm trong khoáng vật dụng cacnalit KCl.MgCl2.6H2O với xinvinit NaCl.KCl.

- Flo bao gồm trong men răng của fan và hễ vật, trong lá của một số trong những loại cây. đa phần có trong 2 một số loại khoáng thứ là florit (CaF2) và criolit (Na3AlF6 hay AlF3.3NaF).

- Brom đa phần có trong muối bromua của kali, natri, magie. Bromua sắt kẽm kim loại có trong nước biển, nước của một số trong những hồ cùng rất muối clorua.

- Hợp hóa học của iot gồm trong nước đại dương nhưng ít. Iot được tích trong số mô của một số loại rong biển. Nó còn tồn tại trong tuyến giáp của người

II. HỢP CHẤT CỦA HALOGEN

1. Hiđrohalogenua (HX)

- toàn bộ đều là hóa học khí, tan các trong nước, điện li trọn vẹn (trừ HF) tạo thành thành dung dịch axit mạnh.

*

- vật dụng tự tính axit cùng tính khử tăng dần: HF 2.

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

+ công dụng với oxit kim loại → muối (trong đó kim loại giữ nguyên hóa trị) + H2O.

Fe3O4 + 8HCl → 4H2O + FeCl2 + 2FeCl3

HI + muối hạt sắt (III) → muối fe (II) + I2

+ công dụng với bazơ → muối (trong đó kim loại không thay đổi hóa trị) + H2­O.

Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O

+ tác dụng với muối → muối new + axit mới

Na2CO­3 + 2HBr → 2NaBr + H2O + CO2

- Tính khử diễn đạt khi công dụng với các chất oxi hóa bạo gan (xem phần pha chế clo).

- HF có đặc thù riêng là làm mòn thủy tinh:

4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O

- Điều chế:

+ phương pháp sunfat (trong phòng thí nghiệm): (HBr và HI không cần sử dụng được phương pháp này do có tính khử)

NaCl rắn + H2SO4 đặc → NaHSO4 + HCl (0C)

2NaCl rắn + H2SO4 đặc → Na2SO­4 + 2HCl (> 4000C)

*

+ cách thức tổng hòa hợp (trong công nghiệp):

H2 + Cl2 → 2HCl (ánh sáng, ánh nắng mặt trời cao)

HF được pha chế nhờ phản bội ứng:

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF ở 2500C

2. Muối hạt halogenua

- muối của axit halogen hidric được điện thoại tư vấn là muối hạt halogenua.

- các muối clorua số đông đều tan trừ PbCl2 và AgCl, CuCl, Hg2Cl2. Tính rã của muối bột bromua cùng iođua giống như clorua.

- Để nhận ra ion X- có thể dùng thuốc thử là hỗn hợp AgNO3:

+ AgF chảy trong dung dịch.

+ AgCl kết tủa white (AgCl chảy trong hỗn hợp amoniac do tạo phức cùng với NH3).

+ AgBr kết tủa tiến thưởng nhạt (không tan trong NH3 dư)

+ AgI kết tủa quà đậm (không tan trong NH3 dư)

- các muối AgX kết tủa thường rất dễ bị phân hủy vị nhiệt hoặc ánh sáng: 2AgX → 2Ag + X2

3. HClO (axit hipoclorơ)

- Là axit khôn xiết yếu, yếu hơn cả axit cacbonic:

CO2 + H2O + KClO → KHCO3 + HClO

- hèn bền, chỉ trường tồn được trong hỗn hợp nước: 

HClO → HCl + O

- HClO và muối của nó đều phải sở hữu tính oxi hóa hết sức mạnh.

4. HClO3 (axit cloric) với muối clorat

a. HClO3

- Là axit tương đối mạnh, tan các trong nước, bao gồm tính thoái hóa mạnh.

- Điều chế bằng phương pháp nhiệt phân HClO:

3HClO → HClO3 + 2HCl.

Xem thêm: Giải Sinh Học 7 Bài 48: Đa Dạng Của Lớp Thú Bộ Thú Huyệt Bộ Thú Túi

b. Muối hạt kali clorat

- muối KClO3 được sử dụng làm thuốc nổ, diêm tiêu:

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

- nhiệt phân KClO3:

+ Nếu tất cả xúc tác MnO2:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

+ Nếu không tồn tại xúc tác MnO2:

4KClO3­ → 3KClO4 + KCl

5. HClO4 (axit pecloric)

- Là axit siêu mạnh, tan những trong nước. Bội phản ứng các loại nước trường đoản cú HClO4 có phương diện P2O5 → Cl2O7­.