Giải Hóa 10 Bài 21 (Kết nối tri thức): Nhóm halogen

Giải bài tập Hóa lớp 10 Bài 21: Nhóm halogen

Mở đầu trang 104 Hóa học 10: Trong tự nhiên, một số phi kim như carbon, nitrogen, oxygen tồn sao tại ở cả dạng đơn chất và hợp chất, còn các halogen đều chỉ tồn tại ở dạng hợp chất. Vì có sự khác biệt này?

Lời giải:

Các halogen đều chỉ tồn tại ở dạng hợp chất vì halogen có tính oxi hóa mạnh nên có thể oxi hóa nhiều chất khác tạo thành hợp chất.

I. Trạng thái tự nhiên

Câu hỏi 1 trang 105 Hóa học 10: Kể tên một số hợp chất phổ biến của halogen trong tự nhiên.

Lời giải:

Một số hợp chất phổ biến của halogen trong tự nhiên:

- Calcium fluoride (CaF₂) là thành phần chính của quặng fluorite.

- Sodium chloride (NaCl) trong mỏ muối.

- Hydrochloric acid trong dịch dạ dày.

- Các hợp chất bromide (chứa Br^-) tan trong nước biển, nước sông.

- Các hợp chất iodide, iodate (chứa I^-, IO₃^-) có trong nước biển, nước sông, rong biển.

II. Cấu tạo nguyên tử, phân tử

Hoạt động 1 trang 105 Hóa học 10: Tra cứu số liệu Bảng 6.1, Bảng 6.2 và Hình 6.2 để hoàn thành bảng mô tả một số đặc điểm cấu tạo của các nguyên tử halogen theo mẫu sau:

Từ bảng số liệu thu được, hãy:

a) Giải thích tại sao nguyên tử halogen có xu hướng nhận 1 electron từ nguyên tử kim loại, hoặc góp chung 1 electron với nguyên tử phi kim, để hình thành liên kết.

b) Nêu và giải thích xu hướng biến đổi bán kính nguyên tử, độ âm điện của các nguyên tử halogen. Từ đó dự đoán xu hướng biến đổi tính oxi hoá từ F đến I.

c) Dựa vào cấu hình electron lớp ngoài cùng và độ âm điện, giải thích tại sao nguyên tử fluorine chỉ có số oxi hoá -1 trong các hợp chất?

Lời giải:

a) 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 → ns²np⁶

⇒ Nguyên tử halogen có xu hướng nhận 1 electron từ nguyên tử kim loại, hoặc góp chung 1 electron với nguyên tử phi kim, để hình thành liên kết.

b) - Trong nhóm VIIA, bán kính nguyên tử tăng theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân vì lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng giảm.

⇒ Bán kính nguyên tử: F < Cl < Br < I

- Độ âm điện giảm từ trên xuống dưới trong một nhóm A vì số lớp electron tăng, lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng giảm.

⇒ Độ âm điện: F > Cl > Br > I

⇒ Tính oxi hóa giảm dần theo dãy: F > Cl > Br > I

c) Fluorine có 7 electron ở lớp ngoài cùng, dễ nhận thêm 1 electron để đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm gần nhất. Bên cạnh đó fluorine có độ âm điện lớn nhất nên fluorine luôn có số oxi hóa bằng -1 trong mọi hợp chất.

Hoạt động 2 trang 105 Hóa học 10: Tham khảo Bài 12 (Liên kết cộng hoá trị), hãy:

a) Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử halogen bằng công thức electron.

b) Liên kết trong phân tử halogen là liên kết cộng hoá trị phân cực hay không phân cực?

c) Dựa vào bán kính nguyên tử (Hình 6.2), hãy dự đoán xu hướng biến đổi độ dài liên kết trong dãy các phân tử halogen.

Lời giải:

a) Phân tử halogen: Mỗi nguyên tử halogen có 7 electron hoá trị, hai nguyên tử halogen liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử halogen góp 1 electron, tạo thành một cặp electron dùng chung. Khi đó, trong phân tử X₂ (X: halogen), mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet:

b) Liên kết trong phân tử halogen là liên kết cộng hoá trị không phân cực.

c) Bán kính tăng dần từ F < Cl < Br < I và độ âm điện giảm dần từ F > Cl > Br > I.

⇒ Dự đoán: độ dài liên kết X – X (X: halogen) tăng dần từ F₂ đến I₂.

Hoạt động 1 trang 106 Hóa học 10: Xác định số oxi hoá của chlorine trong các chất sau: Cl₂, HCl, HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄.

Lời giải:

- Số oxi hóa của chlorine trong Cl₂ là 0.

- Số oxi hóa của chlorine trong HCl là -1.

- Số oxi hóa của chlorine trong HClO là +1.

- Số oxi hóa của chlorine trong HClO₂ là +3.

- Số oxi hóa của chlorine trong HClO₃ là +5.

- Số oxi hóa của chlorine trong HClO₄ là +7.

Hoạt động 2 trang 106 Hóa học 10: Từ các số oxi hoá của chlorine, hãy giải thích tại sao Cl₂ vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử?

Lời giải:

Các mức oxi hóa của chlorine là: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Số oxi hóa của chlorine trong Cl₂ là 0, đây là mức oxi hóa trung gian nên Cl₂ vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử.

Câu hỏi 2 trang 106 Hóa học 10: Trong tự nhiên, các nguyên tố halogen tồn tại ở dạng hợp chất. Viết công thức một vài hợp chất của halogen thường được dùng trong thực tế.

Lời giải:

Một vài hợp chất của halogen thường được dùng trong thực tế là:

- Sodium chloride (NaCl),

- Calcium flouride (CaF₂),

- Potassium chlorate (KClO₃),

- Sodium iodide (NaI),

- Hydrochloric acid (HCl).

Câu hỏi 3 trang 106 Hóa học 10: Nguyên tử halogen có thể nhận 1 electron từ nguyên tử kim loại hoặc góp chung electron với nguyên tử phi kim.

Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử NaCl và HCl để minh hoạ.

Lời giải:

Sự hình thành liên kết trong phân tử NaCl

Nguyên tử sodium có 1 electron ở lớp ngoài cùng. Nếu mất đi 1 electron nguyên tử sodium sẽ tạo thành hạt mang điện dương, có cấu hình electron bền vững, giống với khí hiếm.

Viết gọn: Na → Na⁺ + 1e

Nguyên tử chlorine có 7 electron ở lớp ngoài cùng nhận 1 electron từ nguyên tử sodium. Khi nhận vào 1 electron nguyên tử chlorine sẽ tạo thành hạt mang điện âm, có cấu hình electron bền vững giống khí hiếm.

Viết gọn: Cl + 1e → Cl^-

Các ion tạo thành Na⁺; Cl^- có điện tích trái dấu hút nhau tạo nên phân tử NaCl.

Sự hình thành liên kết trong phân tử HCl

Nguyên tử hydrogen liên kết với nguyên tử chlorine bằng cách mỗi nguyên tử góp 1 electron tạo thành 1 cặp electron dùng chung trong phân tử HCl. Khi đó nguyên tử hydrogen có 2 electron (cấu hình electron bền vững của nguyên tử khí hiếm He) và nguyên tử chlorine có 8 electron lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet.

III. Tính chất vật lí

Câu hỏi 4 trang 107 Hóa học 10: Từ Bảng 21.2, nhận xét xu hướng biến đổi nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của các halogen và giải thích.

Lời giải:

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.

IV. Tính chất hóa học

Câu hỏi 5 trang 108 Hóa học 10: Xác định chất oxi hoá, chất khử trong phản ứng của sodium và iron với chlorine, dùng mũi tên chỉ rõ sự nhường electron từ chất khử sang chất oxi hoá.

Lời giải:

⇒ Na đóng vai trò là chất khử, còn Cl₂ đóng vai trò là chất oxi hóa.

⇒ Fe đóng vai trò là chất khử, còn Cl₂ đóng vai trò là chất oxi hóa.

Hoạt động trang 108 Hóa học 10: Xét các phản ứng hoá học: H₂(g) + X₂(g) ⟶ 2HX(g) (X là các halogen).

Tra số liệu trong Bảng 12.2 để:

1. Giải thích xu hướng phản ứng của các đơn chất halogen với hydrogen theo khả năng hoạt động của các halogen.

2. Dựa vào số liệu năng lượng liên kết H – X, giải thích xu hướng phản ứng giảm dần từ F₂ đến I₂.

Lời giải:

1. Từ F đến I, tính oxi hóa giảm dần

⇒ Khả năng hoạt động của các đơn chất halogen giảm dần

⇒ Khả năng phản ứng của các đơn chất halogen với hydrogen giảm dần.

2. Dựa vào bảng 12.2, năng lượng liên kết H – X giảm dần từ H – F đến H – I

⇒ Khả năng halogen liên kết với hydrogen giảm dần.

⇒ Khả năng phản ứng giảm dần từ F₂ đến I₂.

Câu hỏi 6 trang 109 Hóa học 10: Một nhà máy nước sử dụng 5 mg Cl₂ để khử trùng 1 L nước sinh hoạt. Tính khối lượng Cl₂ nhà máy cần dùng để khử trùng 80 000 m³ nước sinh hoạt.

Lời giải:

Đổi 80 000m³ = 80 000 000 L = 8.10⁷ L

5 mg Cl₂ được dùng để khử trùng 1 L nước sinh hoạt.

x mg Cl₂ được dùng để khử trùng 8.10⁷ L nước sinh hoạt.

⇒ x = $\frac{{8.10}^7.5}{1}={4.10}^8$ mg = 400 kg

Hoạt động trang 109 Hóa học 10: Tìm hiểu tính tẩy màu của khí chlorine ẩm

Tiến hành:

Đính một mẩu giấy màu ẩm vào dây kim loại gắn với nút đậy bình tam giác. Sau đó, đưa mẩu giấy vào bình tam giác chứa khí chlorine (Hình 21.6).

Quan sát hiện tượng và thực hiện yêu cầu sau:

1. Nhận xét màu của mẩu giấy trước và sau khi cho vào bình tam giác. Giải thích.

2. Xác định vai trò của chlorine trong phản ứng với nước, tại sao nói chlorine tự oxi hoá - tự khử trong phản ứng này?

Lời giải:

1. Sau khi cho mẩu giấy màu ẩm vào bình tam giác thì mẩu giấy mất màu do một phần khí Cl₂ tác dụng với nước sinh ra HClO có tính oxi hóa mạnh, có khả năng diệt khuẩn và tẩy màu.

Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO

2. Sự thay đổi số oxi hóa của các chất trong phản ứng:

${\stackrel{0}{Cl}}_2+{\stackrel{+1}{H}}_2\stackrel{-2}{O}\rightleftharpoons \stackrel{+1}{H}\stackrel{-1}{Cl}+\stackrel{+1}{H}\stackrel{+1}{Cl}\stackrel{-2}{O}$

Trong phản ứng của chlorine với nước thì số oxi hóa của chlorine vừa tăng vừa giảm

⇒ Chlorine vừa đóng vai trò là chất oxi hóa vừa đóng vai trò là chất khử.

⇒ Ta nói chlorine tự oxi hoá - tự khử trong phản ứng này.

Câu hỏi 7 trang 110 Hóa học 10: Khí Cl₂ phản ứng với dung dịch sodium hydroxide nóng tạo thành sodium chloride, sodium chlorate và nước.

Lập phương trình hoá học của phản ứng trên theo phương pháp thăng bằng electron, chỉ rõ chất oxi hoá, chất khử.

Lời giải:

Phản ứng: Cl₂ + NaOH $\stackrel{t^o}{\to }$NaCl + NaClO₃ + H₂O

Sự thay đổi số oxi hóa trong phản ứng:

${\stackrel{0}{Cl}}_2+NaOH\to Na\stackrel{-1}{Cl}+Na\stackrel{+5}{Cl}{O}_3+H_{2}O$

⇒ Cl₂ vừa đóng vai trò là chất khử vừa đóng vai trò là chất oxi hóa.

$\left.\begin{array}{l}\stackrel{}{1\times }\\ \stackrel{}{5\times }\end{array}\right|\left|\begin{array}{l}\stackrel{0}{Cl}\to \stackrel{+5}{Cl}+5e\\ \stackrel{0}{Cl}+e\to \stackrel{-1}{Cl}\end{array}\right.$

⇒ Phương trình: 3Cl₂ + 6NaOH $\stackrel{t^o}{\to }$5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Hoạt động trang 110 Hóa học 10: Phản ứng thế của một số muối halide

Chuẩn bị: 3 ống nghiệm, dung dịch NaBr, dung dịch NaI, nước Cl₂, nước Br₂ loãng.

Tiến hành:

- Lấy khoảng 2 mL dung dịch NaBr vào ống nghiệm (1), 2 mL dung dịch NaI vào mỗi ống nghiệm (2) và (3).

- Thêm vào ống nghiệm (1) và (2) vài giọt nước Cl₂, thêm vào ống (3) vài giọt nước Br₂, lắc đều các ống nghiệm.

Lưu ý: Cẩn thận không để nước Cl₂, nước Br₂ giây ra tay, quần áo.

Quan sát hiện tượng và thực hiện yêu cầu sau:

1. Nhận xét sự thay đổi màu của dung dịch trong các ống nghiệm.

2. So sánh tính oxi hoá của Cl₂, Br₂, I₂.

3. Hãy chọn một thuốc thử để chứng tỏ có sự tạo thành I₂ khi cho nước chlorine (hoặc nước bromine) tác dụng với dung dịch sodium iodide.

Lời giải:

1. - Ống nghiệm (1): dung dịch ban đầu không màu dần chuyển sang màu vàng.

- Ống nghiệm (2): dung dịch ban đầu không màu dần chuyển thành dung dịch có màu vàng nâu và có chất rắn màu đen tím.

- Ống nghiệm (3): dung dịch NaI không màu, dung dịch Br₂ có màu vàng nâu. Dung dịch chuyển từ không màu thành màu vàng nâu.

2. - Ống nghiệm (1) xảy ra phản ứng:

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Cl₂ có thể oxi hóa ion Br- trong dung dịch NaBr thành Br₂

⇒ Cl₂ có tính oxi hóa mạnh hơn Br₂ (1)

- Ống nghiệm (2) xảy ra phản ứng:

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ có thể oxi hóa ion I- trong dung dịch NaI thành I₂

⇒ Cl₂ có tính oxi hóa mạnh hơn I₂ (2)

- Ống nghiệm (3) xảy ra phản ứng:

Br₂ + 2NaI → 2NaBr + I₂

Br₂ có thể oxi hóa ion I- trong dung dịch NaI thành I₂

⇒ Br₂ có tính oxi hóa mạnh hơn I₂ (3)

Từ (1), (2), (3) ta có thể sắp xếp mức độ giảm dần tính oxi hóa: C_l2 > Br₂ > I₂

3. Để chứng tỏ có sự tạo thành I₂ khi cho nước chlorine (hoặc nước bromine) tác dụng với dung dịch sodium iodide ta có thể dùng thuốc thử là hồ tinh bột

Hiện tượng: Dung dịch màu vàng chuyển màu xanh tím.

Câu hỏi 8 trang 110 Hóa học 10: Viết phương trình hoá học minh hoạ tính oxi hoá giảm dần trong dãy Cl₂, Br₂, I₂.

Lời giải:

Phương trình minh họa tính oxi hóa giảm dần trong dãy Cl₂, Br₂, I₂ là:

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Br₂ + 2NaI → 2NaBr + I₂

V. Điều chế chlorine

Câu hỏi 9 trang 111 Hóa học 10: Khi sản xuất chlorine trong công nghiệp, NaOH và H₂ được tạo thành ở cực âm, còn Cl₂ được tạo thành ở cực dương. Tại sao cần sử dụng màng ngăn xốp để ngăn cách hai điện cực?

Lời giải:

Nếu không sử dụng màng ngăn xốp để ngăn cách hai điện cực thì khí Cl₂ ở cực dương sẽ phản ứng được với NaOH bên cực âm tạo thành nước Javel.

Cl₂ + 2NaOH ⟶ NaCl + NaClO + H₂O

Lý thuyết Nhóm halogen

I. Trạng thái tự nhiên

Nhóm VIIA (nhóm halogen) 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 và 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.

Ví dụ:

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

Rong biển chứa nguyên tố iodine.

II. Cấu tạo nguyên tử, phân tử

- Cấu tạo nguyên 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 $\stackrel{}{\to }$ ns²np⁶

Do vậy, số oxi hóa đặc trưng của các halogen trong hợp chất là –1.

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

- Cấu tạo phân tử

Ở điều kiện thường, đơn chất halogen tồn tại ở dạng phân tử hai nguyên tử, được kí hiệu chung là X₂, liên kết hóa học trong phân tử X₂ là liên kết cộng hóa trị không phân cực.

Ví dụ: F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

III. Tính chất vật lí

Trạng thái tồn tại, màu sắc, nhiệt độ nóng chảy (t_nc), nhiệt độ sôi (t_s) của halogen:

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 dung môi hữu cơ như alcohol, benzene. 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 hại niêm mạc tế bào đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở.

IV. Tính chất hóa học

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:

$2\stackrel{0}{Na}+\stackrel{0}{C{l}_2}\stackrel{t^o}{\to } 2\stackrel{+1}{Na}\stackrel{-}{Cl}$

$2\stackrel{0}{Fe}+3{\stackrel{0}{Cl}}_2 \stackrel{t^o}{\to }2\stackrel{+3}{Fe}{\stackrel{-1}{Cl}}_3$

2. Tác dụng với hydrogen

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

Nhận xét: 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

F₂ phản ứng mạnh với nước ngay ở nhiệt độ thường, giải phóng khí O₂:

2F₂ + 2H₂O $\stackrel{}{\to }$ 4HF + O₂

Các halogen Cl₂, Br₂ và I₂ phản ứng chậm với nước và mức độ phản ứng giảm dần từ Cl₂ đến I₂.

Ví dụ: ${\stackrel{0}{Cl}}_2+H_{2}O\rightleftarrows H\stackrel{-1}{Cl}+H\stackrel{+1}{Cl}O$.

Nhận xét:

Số oxi hóa của nguyên tố chlorine vừa tăng lên +1, vừa giảm xuống –1 nên Cl₂ vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử.

Hypochlorous (HClO) 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.

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 $\stackrel{}{\to }$NaCl + NaClO + H₂O

Nước Javel (chứa NaClO (sodium hypochlorite), NaCl và một phần NaOH dư) được dùng làm chất tẩy rửa, khử trùng.

Chú ý: Khi đun nóng, Cl₂ phản ứng với dung dịch potassium hydroxide tạo thành muối chlorate.

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

Potassium choratelà 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 ion I^- trong dung dịch muối iodine.

Ví dụ:

Cl₂ + 2NaBr $\stackrel{}{\to }$ 2NaCl + Br₂

Br₂ + 2NaI $\stackrel{}{\to }$ 2NaBr + I₂

V. Điều chế chlorine

1. Trong phòng thí nghiệm

Cho quặng pyrolusite (MnO₂) tác dụng với hydrochloric acid đặc:

MnO₂ + 4HCl_(đặc) $\stackrel{t^o}{\to }$MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Ngoài ra, còn có thể thay MnO₂ bằng KMnO₄ rắn để điều chế khí Cl₂:

2KMnO₄ + 16HCl_(đặc) → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

2. 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 $\stackrel{dpdd,comangngan}{\to }$2NaCl + H₂ + Cl₂

Xem thêm lời giải bài tập Hóa học lớp 10 Kết nối tri thức với cuộc sống hay, chi tiết khác:

Bài 22: Hydrogen halide. Muối halide

Bài 23: Ôn tập chương 7

Mở đầu

Bài 1: Thành phần của nguyên tử

Bài 2: Nguyên tố hóa học

Xem thêm tài liệu Hóa học lớp 10 Kết nối tri thức với cuộc sống hay, chi tiết khác:

Lý thuyết Bài 21: Nhóm halogen

Trắc nghiệm Bài 21: Nhóm halogen