Bài 21: Nhóm halogen

I. Trạng thái tự nhiên

- Nhóm halogen là nhóm VIIA 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, I tồn tại trong tự nhiên, còn At và Ts là các nguyên tố phóng xạ.

- Trong tự nhiên, halogen chỉ tồn tại dạng hợp chất, phần lớn là ở dạng muối halide, phổ biến như calcium fluoride, sodium fluoride.

Bảng: Nồng độ các ion halide trong nước biển

- 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).

II. Cấu tạo nguyên tử, phân 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 \(\rightarrow\) ns²np⁶

Do vậy số oxi hoá đặc trưng của các halogen trong hợp chất là -1.

- Trong hợp chất với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn, các halogen có thể có các số oxi hoá dương: +1, +3, +5 +, +7. Tuy nhiên, fluorine là nguyên tố có độ âm điện lớn nhất nên chỉ có số oxi hoá bằng -1 trong mọi hợp chất.

 

 

III. Tính chất vật lí

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

- Từ F₂ đến I₂, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng 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.

- Dung dịch iodine loãng trong ethanol được sử dụng làm thuốc sát trùng.

- Bromine gây bỏng sâu khi tiếp xúc với da.

- Hít thở khí halogen với nồng độ vượt ngưỡng cho phép làm tổn hại đến niêm mạc tế bào đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở.

IV. Tính chất hoá học

Halogen là các phi kim điển hình, có tính oxi hoá mạnh, tính oxi hoá 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.

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

2Na + Cl₂ \(\overset{t{^\circ}}{\rightarrow}\) 2NaCl

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

2Fe + 3Cl₂ \(\overset{t{^\circ}}{\rightarrow}\) 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 hoá của các halogen giảm dần từ F₂ đến I₂.

Bảng: Một số đặc điểm phản ứng giữa halogen với hydrogen

3. Tác dụng với nước

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

Cl₂ + H₂O \(\leftrightarrow\) HCl + HClO

HClO (hypochlorus acid) có tính oxi hoá mạnh nên chlorine trong nước có khả năng diệt khuẩn, tẩy màu và được ứng dụng trong khử trùng nước sinh hoạt.

4. Tác dụng với dung dịch kiềm

- Điều chế nước Javel: Chlorine phản ứng với dung dịch kiềm sodium hydroxide ở điều kiện thường tạo thành nước Javel có ứng dụng là chất tẩy rửa, tẩy trùng.

Cl₂ + 2NaOH \(\rightarrow\) NaCl + NaClO + H₂O

- Điều chế Potassium chlorate: Potassium chlorate là chất oxi hoá mạnh, được sử dụng chế tạo thuốc nổ, hỗn hợp đầu que diêm,… Khi đun nóng, Cl₂ phản ứng với dung dịch potassium hydroxide tạo thành muối chlorate:

3Cl₂ + 6KOH \(\overset{t{^\circ}}{\rightarrow}\) 5KCl + KClO₃ + H₂O

5. Tác dụng với dung dịch halide

Chlorine có thể oxi hoá ion Br^- trong dung dịch muối bromine và ion I^- trong dung dịch muối iodine, bromine có thể oxi hoá ion I^- trong dung dịch muối iodide.

Cl₂ + 2NaBr \(\rightarrow\) 2NaCl + Br₂ (điều chế Br₂ từ nước biển)

Br₂ + 2NaI \(\rightarrow\) 2NaBr + I₂

V. Điều chế chlorine

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

MnO₂ + 4HCl(đặc) \(\overset{t{^\circ}}{\rightarrow}\) 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(đặc) \(\rightarrow\) 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

- Trong công nghiệp, chlorine được sản xuất bằng cách điện phân dung dịch muối ăn bão hoà, có màng ngăn giữa các điện cực:

2NaCl + 2H₂O \(\overset{điện\ phân\ dung\ dịch\ có\ màng\ ngăn\ xốp}{\rightarrow}\ \)2NaOH + H₂ + Cl₂

Các em đã học:

1. Các nguyên tố halogen tồn tại trong tự nhiên dưới dạng hợp chất, chủ yếu là muối của fluorine và chlorine.

2. Các đơn chất halogen từ fluorine đến iodine

- Nhiệt độ nóng chảy tăng dần, nhiệt độ sôi giảm dần.

- Là phi kim điển hình, tính oxi hoá giảm dần.