Tính chất hoá học | Bài giảng môn Hóa vôn cơ | Đại học Bách khoa hà nội

Không đặc trưng đối với halogen, tính khử tăng dần từ trên xuống trong nhóm. Tài liệu trắc nghiệm môn Hóa vôn cơ giúp bạn tham khảo, ôn tập và đạt kết quả cao. Mời bạn đọc đón xem!

11 6 lượt tải Tải xuống
Chia sẻ Báo cáo tài liệu

Môn: Hóa vô cơ (htt)

Trường: Đại học Bách Khoa Hà Nội

Thông tin:

7 trang 1 tháng trước

Tác giả:

Profile Lê Na
3/18/2021
1
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA
GROUP VIIA
The Halogens
Halogens (Greek hals, “salt”; genes, “born”)
Department of Inorganic Chemistry - HUT
Department of Inorganic Chemistry - HUT
The Lewis dot structure
X
ns
2
np
4
nd
1
: ClF
3
ns
2
np
5
ns
2
np
3
nd
2
: BrF
5
ns
2
np
2
nd
3
: IF
7

 



1 2
3 4
3/18/2021
2
-1 0 +1 +3 +5 +7
HX
OF
2
O
2
F
2
X
2
Cl
2
O
Br
2
O
HClO
HBrO
HIO
HClO
2
HBrO
2
HIO
2
HClO
3
HBrO
3
HIO
3
I
2
O
5
HClO
4
HBrO
4
HIO
4
Tính chất lý học
-Ở điều kiện thường
Flo và Clo - khí, không màu (F), vàng lục (Cl)
Brôm - lỏng màu nâu đỏ
Iốt - rắn màu tím sẫm
- Các halogen ít tan trong nước trừ Flo phân huỷ hoàn
toàn trong nước ở nhiệt độ thường
- I
2
dễ hoàn tan trong dung dịch KI tạo thành KI
3
:
I
2
+ KI = KI
3
Tính chất hoá học
1. Tính oxi hoá
Từ F, Cl, Br, I tính oxi hoá giảm dần
Tính chất hoá học
1. Tính oxi hoá
Từ F, Cl, Br, I tính oxi hoá giảm dần:
Cl
2
+ 2KBr 2KCl + Br
2
Cl
2
+ 2KI 2KCl + I
2
Br
2
+ 2KI 2KBr + I
2
5 6
7 8
3/18/2021
3
- Flo là phi kim hoạt động nhất:
phản ứng với hầu hết các đơn chất, nhiều hợp
chất và các khí hiếm như Kr, Xe, Rn…; phản ứng
xảy ra rất mãnh liệt:
- Phản ứng giữa X với H
2
: X
2
+ H
2
2HX
F
2
+ H
2
= 2HF - nổ mạnh ở t thấp (-252
o
C)
Cl
2
+ H
2
= 2HCl - chỉ nổ khi đun nóng hoặc
dưới tác dụng của ánh sáng giàu tia tử ngoại
Br
2
+ H
2
= 2HBr - ở t= 200
o
C và trên 700
o
C
HBr bị phân ly
I
2
+ H
2
⇆ 2HI - t > 200
o
C mới bắt đầu xảy
ra và luôn thuận nghịch.
HF HCl HBr HI
H
o
, KJ.mol
-1
-288,6 -92,3 -35,98 25,9
- Phản ứng của halogen với nước:
Ở nhiệt độ thường F oxi hoá nước theo phản ứng:
F
2
+2H
2
O 4HF + O
2
Còn các halogen khác : X
2
+ H
2
O HX + HXO, khả năng phản
ứng giảm từ Cl
2
đến I
2
- Phản ứng với dung dịch kiềm:
Cl
2
+ 2NaOH NaCl + NaClO + H
2
O
Nước Javen
2Cl
2
+ Ca(OH)
2
CaCl
2
+ Ca(ClO)
2
+ 2H
2
O
Clorua vôi
9 10
11 12
3/18/2021
4
2. Tính khử
Không đặc trưng đối với halogen, tính khử tăng dần
từ trên xuống trong nhóm (trừ F) từ Cl
2
đến I
2.
(Br
2
, I
2
)
Ví dụ:
Cl
2
+ 2KI 2KCl + I
2
5Cl
2
+ I
2
+ 6H
2
O 2HIO
3
+ 10HCl
Cl
2
+ 2KBr 2KCl + Br
2
5Cl
2
+ Br
2
+ 6H
2
O 2HBrO
3
+ 10HCl
Axit HNO
3
cũng có thể oxi hoá I
2
thành axit Iođic
I
2
+ HNO
3
(l) HIO
3
+ NO + H
2
O
3. Các phương pháp điều chế
- Điều chế Cl
2
:
* Trong phòng thí nghiệm: MnO
2
, KMnO
4
, K
2
Cr
2
O
7
tác
dụng với HCl đặc
MnO
2
+ 4HCl MnCl
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O
2KMnO
4
+ 16HCl 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 2KCl + 8H
2
O
* Trong công nghiệp:
đpnc
2NaCl 2Na + Cl
2
đpdd
2NaCl + 2H
2
O 2NaOH + Cl
2
+ H
2
- Điều chế Br
2
và I
2
:
Cl
2
+ 2NaBr 2NaCl + Br
2
Cl
2
+ 2KI 2KCl + I
2
, dùng lượng Cl
2
nghiêm ngặt
Vì nếu dư Cl
2
: 5Cl
2
+ I
2
+ 6H
2
O 2HIO
3
+ 10HCl
Nếu thiếu Cl
2
: I
2
+ I
-
I
3
-
- Điều chế F
2
:
Phương pháp duy nhất để điều chế F là điện phân
nóng chảy muối florua. Vì sao?
4. Ứng dụng
+ Clo được ứng dụng rộng rãi nhất để tổng hợp chất
dung môi hữu cơ như CCl
4
, thuốc trừ sâu, diệt cỏ,
chất dẻo, cao su, sợi tổng hợp, các chất tẩy trắng, tẩy
trùng nước…
+ F
2
dùng để điều chế: Teflon, freon CF
2
Cl
2
và
CFCl
3
…
+ Br
2
dùng để chế hoá một số dược phẩm, thuốc
nhuộm, AgBr dùng trong nhiếp ảnh
+ I
2
dùng trong y tế làm thuốc sát trùng, cầm máu,
chế tạo một số dược phẩm
13 14
15 16
3/18/2021
5
Hợp chất của halogen
Hợp chất halogenua: HF, HCl, HBr, HI
- Tính chất lý học
+ Ở điều kiện thường đều là các chất khí không màu, có mùi
sốc.
HF HCl HBr HI
t
S
, o
C 19,5 -84,9 -66,7 -35,8
T
nc
, o
C -83 -114,2 -88 -50,8
+ Các halogenua có khả năng hoà tan trong nước rất nhiều.
Tính chất hoá học
- Tính axít khi hoà tan trong nước: HF là axit trung
bình yếu, HCl, HBr, HI là các axit mạnh
+ Từ HF đến HI năng lượng liên kết H-X giảm dần
và đó là nguyên nhân chủ yếu làm tăng khả năng
phân ly H
+
của HX, tức là làm tăng tính axit.
HF HCl HBr HI
E
H-X
, KJ.mol
-1
565 431 364 297
Tính axit của HF giảm một cách đột ngột so với các HX
khác là do hiện tượng liên hợp giữa các phân tử HF gây ra
do liên kết hydro
: nHF (HF)
n
(n= 26)
- Trừ HF, các HX đều có tính khử và tính khử tăng dần
từ HCl, HBr, HI
+ Ví dụ: HCl bị oxi hoá bởi các chất oxy hoá mạnh
như: KMnO
4
, MnO
2
, nhưng không bị oxi hoá bởi H
2
SO
4
đặc, còn HBr và HI phản ứng theo các phương trình
sau:
2HBr + H
2
SO
4
SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O
8HI + H
2
SO
4
H
2
S + 4I
2
+ 4H
2
O
+ HI còn bị oxi hoá bởi Fe
3+
:
2FeCl
3
+ 2HI 2FeCl
2
+ I
2
+ 2HCl
- Riêng HF có tính đặc biệt khác:
6HF + SiO
2
H
2
[SiF
6
] + 2H
2
O, dùng HF để
khắc lên thuỷ tinh
- Điều chế:
CaF
2
(r) + H
2
SO
4
(đ) CaSO
4
+ 2HF(k)
t
o
H
2
(k) + Cl
2
(k) 2HCl(k)
PX
3
+ 3HOH H
3
PO
4
+ 3HX
(HBr, HI)
17 18
19 20
3/18/2021
6
Hợp chất chứa oxi
* Các hợp chất HXO là phân tử có góc HOX = 109
o
, đều không bền
-Axit hipoflorơ tạo ra khi khí F
2
đi qua nước ở 0
o
C, ở t thường đã phân huỷ
thành HF và O
2
:
2HFO = 2HF + O
2
- Axit hipoclorơ HClO được tạo ra do phản ứng thuỷ phân của Cl
2
trong
nước:
Cl
2
+ HOH ⇆ HCl + HClO
+ Dễ bị phân huỷ theo các phương trình sau:
as
2HClO 2HCl + O
2
t
o
3HClO 2HCl + HClO
3
Hợp chất chứa oxi
• Các hợp chất HXO
- Đều là các axit yếu, tính axit giảm dần: K
a
(HClO) =
3,4.10
-8
; K
a
(HBrO)= 2.10
-9
; K
a
(HlO) = 1.10
-11
- Muối của axit hipoclorơ bền hơn là hipoclorit, tạo ra
do phản ứng:
Cl
2
+ 2NaOH NaCl + NaClO+ 2H
2
O
Trong môi trường kiềm, bị phân huỷ theo phản ứng:
3XO
-
⇆ 2X
-
+ XO
3
-
(X= Cl, Br, I)
* Hợp chất chứa oxi HXO
3
- HClO
3
, HBrO
3
và HIO
3
đều là các axit mạnh và tính
axit giảm dần theo dãy trên.
+ HClO
3
và HBrO
3
kém bền và chỉ tồn tại trong dung
dịch loãng, HIO
3
được tách ra dưới dạng tinh thể
+ Được tạo ra do sự phân huỷ của các hợp chất với
số oxi hoá +1 trong môi trường kiềm:
3XO
-
⇄ 2X
-
+ XO
3
-
Phản ứng này tăng dần từ Cl đến I: đối với ClO
-
xảy
ra ở t= 80
o
C, BrO
-
ở 0
o
C còn đối với IO
-
phản ứng
phân huỷ xảy ra ở t thấp hơn nữa
ClO
3
-
, BrO
3
-
, IO
3
-
đều có tính oxi hoá mạnh và giảm
dần trong môi trường trung tính và môi trường kiềm
ClO
3
-
+ 6e + 6H
+
Cl
-
+ 3H
2
O
][Cl
]][H[ClO
lg
6
0,059
εε
6
3
o
/ClClO
3
21 22
23 24
3/18/2021
7
Điều chế muối KClO
3
+ Trong công nghiệp KClO
3
được điều chế bằng điện phân
dung dịch KCl không màng ngăn ở 80
o
C
đp
KCl + H
2
O KOH + Cl
2
+ H
2
Cl
2
+ 2KOH = KClO + KCl + H
2
O
KClO ⇄ KClO
3
+ KCl
KClO
3
được tách ra bằng cách làm lạnh
Nhiệt phân muối KClO
3
2KClO
3
(r) 2KCl + 3O
2
(k) ở t= 250
o
C có mặt xúc tác MnO
2
4KClO
3
3KClO
4
+ KCl đun nóng không có mặt xúc tác
25
| 1/7
| | Tải xuống

Có thể bạn quan tâm:

Preview text:

3/18/2021 GROUP VIIA The Halogens
Halogens (Greek hals, “salt”; genes, “born”) CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA
Department of Inorganic Chemistry - HUT 1 2 The Lewis dot structure X      ns2np4nd1: ClF3       ns2np5 ns2np3nd2: BrF5            ns2np2nd3: IF7
Department of Inorganic Chemistry - HUT 3 4 1 3/18/2021 Tính chất lý học -1 0 +1 +3 +5 +7 -Ở điều kiện thường
Flo và Clo - khí, không màu (F), vàng lục (Cl) Brôm - lỏng màu nâu đỏ HX X2 Cl2O HClO2 HClO3 HClO4 Iốt - rắn màu tím sẫm OF2 Br2O HBrO2 HBrO3 HBrO4
- Các halogen ít tan trong nước trừ Flo phân huỷ hoàn O2F2 HClO HIO2 HIO3 HIO4
toàn trong nước ở nhiệt độ thường HBrO I2O5
- I2 dễ hoàn tan trong dung dịch KI tạo thành KI3: HIO I2 + KI = KI3 5 6 Tính chất hoá học Tính chất hoá học 1. Tính oxi hoá 1. Tính oxi hoá
Từ F, Cl, Br, I tính oxi hoá giảm dần: Cl2 + 2KBr  2KCl + Br2 Cl2 + 2KI  2KCl + I2 Br2 + 2KI  2KBr + I2
Từ F, Cl, Br, I tính oxi hoá giảm dần 7 8 2 3/18/2021
- Flo là phi kim hoạt động nhất:
phản ứng với hầu hết các đơn chất, nhiều hợp
- Phản ứng giữa X với H  2: X2 + H2 2HX
chất và các khí hiếm như Kr, Xe, Rn…; phản ứng F2+ H2 = 2HF
- nổ mạnh ở t thấp (-252oC) xảy ra rất mãnh liệt: Cl2 + H2 = 2HCl -
chỉ nổ khi đun nóng hoặc
dưới tác dụng của ánh sáng giàu tia tử ngoại
Br2 + H2 = 2HBr - ở t= 200oC và trên 700oC HBr bị phân ly I2 + H2 ⇆ 2HI
- t > 200oC mới bắt đầu xảy ra và luôn thuận nghịch. HF HCl HBr HI Ho, KJ.mol-1 -288,6 -92,3 -35,98 25,9 9 10
- Phản ứng của halogen với nước:
Ở nhiệt độ thường F oxi hoá nước theo phản ứng: F2 +2H2O  4HF + O2
Còn các halogen khác : X2 + H2O  HX + HXO, khả năng phản
ứng giảm từ Cl2 đến I2
- Phản ứng với dung dịch kiềm:
Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O Nước Javen 2Cl  2 + Ca(OH)2 CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O Clorua vôi 11 12 3 3/18/2021 2. Tính khử
3. Các phương pháp điều chế
Không đặc trưng đối với halogen, tính khử tăng dần - Điều chế Cl2:
từ trên xuống trong nhóm (trừ F) từ Cl2 đến I2. (Br2, I2)
* Trong phòng thí nghiệm: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7 tác Ví dụ: dụng với HCl đặc Cl MnO 2 + 2KI  2KCl + I2 2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O 5Cl 2KMnO 2 + I2 + 6H2O  2HIO3 + 10HCl
4 + 16HCl  2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Cl * Trong công nghiệp: 2 + 2KBr  2KCl + Br2 5Cl đpnc 2 + Br2 + 6H2O  2HBrO3 + 10HCl 2NaCl  2Na + Cl2 Axit HNO đpdd
3 cũng có thể oxi hoá I2 thành axit Iođic I 2NaCl + 2H
2 + HNO3(l)  HIO3 + NO + H2O 2O  2NaOH + Cl2 + H2 13 14 - Điều chế Br 4. Ứng dụng 2 và I2: Cl
+ Clo được ứng dụng rộng rãi nhất để tổng hợp chất 2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 dung môi hữu cơ như CCl Cl
4, thuốc trừ sâu, diệt cỏ,
2 + 2KI  2KCl + I2, dùng lượng Cl2 nghiêm ngặt
chất dẻo, cao su, sợi tổng hợp, các chất tẩy trắng, tẩy
Vì nếu dư Cl2: 5Cl2 + I2 + 6H2O  2HIO3 + 10HCl trùng nước… Nếu thiếu Cl - 2: I2 + I-  I3
+ F2 dùng để điều chế: Teflon, freon CF2Cl2 và CFCl3… - Điều chế F2: + Br
Phương pháp duy nhất để điều chế F là điện phân
2 dùng để chế hoá một số dược phẩm, thuốc
nhuộm, AgBr dùng trong nhiếp ảnh
nóng chảy muối florua. Vì sao?
+ I2 dùng trong y tế làm thuốc sát trùng, cầm máu,
chế tạo một số dược phẩm 15 16 4 3/18/2021 Tính chất hoá học Hợp chất của halogen
- Tính axít khi hoà tan trong nước: HF là axit trung
bình yếu, HCl, HBr, HI là các axit mạnh
Hợp chất halogenua: HF, HCl, HBr, HI
+ Từ HF đến HI năng lượng liên kết H-X giảm dần
và đó là nguyên nhân chủ yếu làm tăng khả năng - Tính chất lý học
phân ly H+ của HX, tức là làm tăng tính axit.
+ Ở điều kiện thường đều là các chất khí không màu, có mùi sốc. HF HCl HBr HI HF HCl HBr HI EH-X, KJ.mol-1 565 431 364 297 t , o S C 19,5 -84,9 -66,7 -35,8
Tính axit của HF giảm một cách đột ngột so với các HX T , o
khác là do hiện tượng liên hợp giữa các phân tử HF gây ra nc C -83 -114,2 -88 -50,8
do liên kết hydro : nHF  (HF)n (n= 26)
+ Các halogenua có khả năng hoà tan trong nước rất nhiều. 17 18
- Riêng HF có tính đặc biệt khác:
- Trừ HF, các HX đều có tính khử và tính khử tăng dần từ HCl, HBr, HI 6HF + SiO  2
H2[SiF6] + 2H2O, dùng HF để
+ Ví dụ: HCl bị oxi hoá bởi các chất oxy hoá mạnh khắc lên thuỷ tinh
như: KMnO4, MnO2, nhưng không bị oxi hoá bởi H2SO4
đặc, còn HBr và HI phản ứng theo các phương trình sau: - Điều chế: 2HBr + H 
CaF2(r) + H2SO4(đ) CaSO4 + 2HF(k) 2SO4 SO2 + Br2 + 2H2O 8HI + H  to 2SO4 H2S + 4I2 + 4H2O
+ HI còn bị oxi hoá bởi Fe3+: H2(k) + Cl2(k)  2HCl(k) 2FeCl PX 3 + 2HI  2FeCl2 + I2 + 2HCl 3 + 3HOH  H3PO4 + 3HX (HBr, HI) 19 20 5 3/18/2021 Hợp chất chứa oxi Hợp chất chứa oxi • Các hợp chất HXO
* Các hợp chất HXO là phân tử có góc HOX = 109o, đều không bền
- Đều là các axit yếu, tính axit giảm dần: K
-Axit hipoflorơ tạo ra khi khí F a(HClO) =
2 đi qua nước ở 0oC, ở t thường đã phân huỷ thành HF và O 3,4.10-8; K 2:
a(HBrO)= 2.10-9; Ka(HlO) = 1.10-11 2HFO = 2HF + O2
- Muối của axit hipoclorơ bền hơn là hipoclorit, tạo ra
- Axit hipoclorơ HClO được tạo ra do phản ứng thuỷ phân của Cl2 trong nước: do phản ứng: Cl2 + HOH ⇆ HCl + HClO Cl
+ Dễ bị phân huỷ theo các phương trình sau:
2 + 2NaOH  NaCl + NaClO+ 2H2O as 2HClO  2HCl + O2
Trong môi trường kiềm, bị phân huỷ theo phản ứng: to 3XO- ⇆ 2X- + XO - 3HClO  2HCl + HClO 3 3 (X= Cl, Br, I) 21 22 * Hợp chất chứa oxi HXO3 - - - - HClO
ClO3 , BrO3 , IO3 đều có tính oxi hoá mạnh và giảm
3, HBrO3 và HIO3 đều là các axit mạnh và tính
axit giảm dần theo dãy trên.
dần trong môi trường trung tính và môi trường kiềm ClO - + 6e + 6H+  Cl- + 3H + HClO 3 2O
3 và HBrO3 kém bền và chỉ tồn tại trong dung
dịch loãng, HIO3 được tách ra dưới dạng tinh thể   6
+ Được tạo ra do sự phân huỷ của các hợp chất với o 0,059 [ClO ][H ] ε    ε  lg 3
số oxi hoá +1 trong môi trường kiềm: ClO /Cl 3 6 [Cl ] 3XO- ⇄ 2X- + XO - 3
Phản ứng này tăng dần từ Cl đến I: đối với ClO- xảy
ra ở t= 80oC, BrO- ở 0oC còn đối với IO- phản ứng
phân huỷ xảy ra ở t thấp hơn nữa 23 24 6 3/18/2021 Điều chế muối KClO3
+ Trong công nghiệp KClO3 được điều chế bằng điện phân
dung dịch KCl không màng ngăn ở 80oC đp KCl + H2O  KOH + Cl2 + H2 Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O KClO ⇄ KClO3 + KCl
KClO3 được tách ra bằng cách làm lạnh Nhiệt phân muối KClO3
2KClO3(r) 2KCl + 3O2(k) ở t= 250oC có mặt xúc tác MnO2 4KClO  3
3KClO4 + KCl đun nóng không có mặt xúc tác 25 7