Ôn tập kiến thức môn Hóa học 10 - Chuyên đề: Nhóm Halogen

 NHÓM HALOGEN
A. TÓM TẮT LÝ THUYẾT
KIẾN THỨC CƠ BẢN:
I. Đặc điểm cấu tạo:
Nguyên tử halogen có 7e lớp ngoài cùng ns 2np5, bán kính nguyên tử nhỏ, có độ âm điện lớn dễ nhận e, 
halogen có tính oxi hóa mạnh và là phi kim điển hình.
Ion halogenua X- có mức oxi hóa thấp nhất nên thể hiện tính khử.
 I2 Br2 Cl2 F2 Tính oxi hóa tăng dần
 2I- 2Br- 2Cl- 2F- Tính khử giảm dần
II. Lí tính:
 Halogen F2 Cl2 Br2 I2
 Trạng thái Khí Khí Lỏng Rắn
 Màu sắc Xanh nhạt Vàng lục Đỏ nâu Tím than
- Giữa các phân tử X2 chỉ có lực hút Van der Waals yếu nên các halogen hoặc ở trạng thái khí (F 2, Cl2) hoặc 
ở trạng thái lỏng (Br2) dễ bay hơi, cũng có thể ở trạng thái rắn(I2) dễ thăng hoa.
III. Tính oxi hóa của halogen:
Nhóm halogen với 7 điên 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.
 0
 X2 2e  2X
 ns2np5  ns2np6
Do đó tính chất quan trọng nhất của nhóm halogen là tính oxi hóa, tính này giảm dần từ F 2 (chất oxi hóa 
mạnh nhất) đến I2 (chất oxi hóa trung bình).
Các bậc oxi hóa đặc trưng của các halogen là: -1, 0, + 1, +3, + 5, + 7. 
Ở dạng đơn chất, các halogen tồn tại dưới dạng phân tử X 2. Có bậc oxi hóa trung gian là 0 là bậc oxi hóa 
trung gian. Nên nó vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể hiện tính khử.
 -1 0 +1 +3 +5 +7
 1. Tính oxi hóa 2.Tính khử 
 3. vừa oxi hóa – vừa khử
1. Tính oxi hóa mạnh
Tính oxi hóa: F2 > Cl2 > Br2 > I2.
a) Tác dụng với kim loại  muối halogenua
 2M + nX2  2MXn
(n: là hóa trị cao nhất của kim loại M).
- F2: Oxi hóa được tất cả các kim loại.
 2Au + 3F2  2AuF3 (Vàng florua)
- Cl2: Oxi hóa được hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), phản ứng cần đun nóng.
 t 0
 2Fe + 3Cl2  2FeCl3 (Sắt (III) clorua)
 t 0
 Cu + Cl2  CuCl2 (Đồng (II) clorua)
- Br2: Oxi hóa được nhiều kim loại (trừ Au, Pt), phản ứng cần đun nóng.
 t 0
 2Fe + 3Br2  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.
 H 2o
 2Al + 3I2  2AlI3 (Nhôm iotua)
b) Tác dụng với phi kim.
Các halogen tác dụng được với hầu hết các phi kim trừ N2, O2, C (kim cương).
 t 0
 2P + 3Cl2  2PCl3 (Photpho triclorua)
 t 0
 2P + 5Cl2  2PCl5 (Photpho pentaclorua)
c) Tác dụng với hiđro  khí hiđrohalogenua. (X2 + H2  2HX)
Tính chất F2 Cl2 Br2 H2
 1 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 luôn oxihóa 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
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 tường, chậm hơn clo.
 Br2 + H2O  HBr + HBrO (axit hipobromo)
- I2: Hầu như không phản ứng.
b) Với dung dịch bazơ.
 t 0thuong
 Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O
 nước gia ven 
 700
 3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O
 300
 Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2 + H2O
 (cloruavôi)
 3Br2 + 6NaOH 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
Ghi nhớ: Nước gia ven, cloruavôi đều là chất oxi hóa mạnh, tác nhân oxi hóa là Cl+1. Chúng có tính tẩy màu và sát 
trùng.
IV. ĐIỀU CHẾ.
 -
1. Điều chế F2: Vì F2 có tính oxi hóa mạnh nhất, nên muốn chuyển F thành F2 phải điện phân hỗn hợp KF và HF 
(không có mặt H2O).
 dp
 2HF  H2 + F2
2. Điều chế Cl2: 
a) Trong phòng thí nghiệm: Cho axit HCl đặc (hay hỗn hợp NaCl + H 2SO4 đặc), tác dụng với các chất oxi hóa 
mạnh như MnO2, KMnO4, K2Cr2O7....
 t 0
 MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2  + 2H2O 
 t 0
 MnO2 + 4NaCl + 4H2SO4  MnCl2 + 4NaHSO4 + Cl2  + 2H2O
 t 0
 2KMnO4 + 16HCl  2MnCl2 + Cl2  + 2KCl + 8H2O
 t 0
 K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2  + 7H2O 
b) Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl, có màng ngăn.
 dpdd ,mn
 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2  + Cl2  
 (K) (A)
Nếu không có màng ngăn thì khí clo thoát ra sẽ phản ứng với NaOH tạo ra nước gia ven. 
 Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O
3. Điều chế Br2, I2.
a) Trong phòng thí nghiệm: 
Có thể điều chế Br2, I2 bằng cách dùng Cl2 (vừa đủ) tác dụng với NaBr, NaI.
 Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
 Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2
b) Trong công nghiệp: 
 3 - HCl: Khi đặc, thể hiện tính khử yếu, chỉ tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2, 
KClO3, CaOCl2, NaClO  Vì phân tử HCl tương đối bền.
 t 0
 MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2  + 2H2O 
 t 0
 MnO2 + 4NaCl + 4H2SO4  MnCl2 + 4NaHSO4 + Cl2  + 2H2O
 t 0
 2KMnO4 + 16HCl  2MnCl2 + Cl2  + 2KCl + 8H2O
 t 0
 K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2  + 7H2O 
 t 0
 CaOCl2 + 2HCl  CaCl2 + H2O + Cl2  
 t 0
 2NaClO + 2HCl  2NaCl + Cl2  + H2O
 t 0
 PbO2 + 4HCl  PbCl2 + Cl2  + 2H2O
- HBr, HI: Đều là những chất khử mạnh, vì phân tử tương đối kém bền.
 2HBr (k) + H2SO4 (đ)  Br2 + SO2  + 2H2O
 8HI(k) + H2SO4 (đ)  4I2 + H2S + 4H2O
 4HBr + O2  Br2 + 2H2O
 4HI + O2  I2 + 2H2O
 MnO2 + 4HBr  MnBr2 + Br2 + 2H2O 
 MnO2 + 4HI  MnI2 + I2  + 2H2O 
Ghi nhớ: HF có tính chất đặc biệt là ăn mòn thủy tinh (SiO2).
 4HF + SiO2  SiF4  + 2H2O 
Phản ứng trên được dùng để khắc thủy tinh.
1.3. Điều chế HX.
● HF: CaF2(rắn) + H2SO4(đ)  CaSO4 + 2HF
 2500
● HCl: NaCl(rắn) + H2SO4(đ)  NaHSO4 + HCl 
 2500
 2NaCl(rắn) + H2SO4(đ)  Na2SO4 + 2HCl 
● HBr, HI: Vì hai axi này có tính khử mạnh, phản ứng với H 2SO4 đặc nên không thể dùng phương pháp sunfat để 
điều chế như điều chế HF và HCl.
 2NaBr (k) + 2H2SO4 (đ)  Br2  + SO2  + 2H2O + Na2SO4
 8NaI(k) + 5H2SO4 (đ)  4I2  + H2S + 4H2O + 4Na2SO4
Có thể điều chế HBr, HI bằng các phản ứng:
 PBr3 + 3H2O  3HBr + H3PO3
 PI3 + 3H2O  3HI + H3PO3
 H2S + I2  S + 2HI
 (khí) (dd) (dd)
b) Muối halogenua.
 Các halogenua kim loại đều tan nhiều trong nước trừ halogenua của Ag+, Pb+,Hg(I).
Độ tan này giảm dần từ clorua đến iođua.
 AgCl AgBr AgI
 Độ tan giảm dần
ION F- Cl- Br- I-
Thuốc thử - AgNO3 AgNO3 AgNO3
Hiện tượng - Kết tủa trắng Kết tủa vàng nhạt Kết tủa vàng
 - Ag+ + Cl- → AgCl Ag+ + Br- → AgBr Ag+ + I- → AgI
II/. KIẾN THỨC BỔ SUNG:
1/. Hợp chất chứa oxi của clo:
Trong hợp chất, clo ở nhiều số oxi hóa khác nhau, chủ yếu là các số oxi hóa lẻ (-1, +1, +3, +5, +7).
a/. Nước Javen: Là dung dịch thu được khi cho khí clo qua dung dịch NaOH
 2NaOH + Cl2  NaCl + NaClO + H2O
Nước Javen có tính oxi hóa mạnh dùng để tẩy trắng, sát trùng.
NaClO là muối của axit yếu, trong không khí tác dụng với khí CO2 tạo dung dịch axit hipoclorơ là axit kém bền và 
có tính oxi hóa mạnh.
 NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO
b/. Clorua vôi: Công thức cấu tạo: Cl – Ca – O – Cl
 5 7