Bài 21. Nhóm halogen

Tên gọi chung của các nguyên tố nhóm VIIA là halogen. Theo tiếng Hy Lạp “hals” là muối và “genes" là sinh ra, halogen nghĩa là sinh ra muối. Sodium chloride (NaCl) là hợp chất quan trọng và phổ biến của chlorine trong tự nhiên, có nhiều trong nước biển và mỏ muối. Biển và đại dương là kho vô tận chứa các muối halide, vừa là môi trường sống của nhiều loài sinh vật, vừa là đối tượng khai thác, chế biến của nhiều ngành nghề.

• Nhóm halogen • Hydrogen halide. Muối halide • Ôn tập

Nêu được trạng thái tự nhiên của các nguyên tố halogen. Mô tả được trạng thái, màu sắc, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của các đơn chất halogen. Giải thích được sự biến đổi nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của các đơn chất halogen dựa vào tương tác van der Waals. Trình bày được xu hướng các halogen nhận thêm 1 electron (từ kim loại) hoặc dùng chung electron (với phi kim) để tạo hợp chất ion hoặc hợp chất cộng hoá trị dựa theo cấu hình electron. Giải thích được xu hướng phản ứng của các đơn chất halogen với hydrogen. Viết được phương trình hoá học của phản ứng tự oxi hoá - khử của chlorine. Thực hiện được (hoặc quan sát video) một số thí nghiệm chứng minh tính oxi hoá mạnh của các halogen và so sánh tính oxi hoá của các halogen trong nhóm VIIA.

Nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học còn gọi là nhóm halogen, gồm sáu nguyên tố: fluorine (F), chlorine (CI), bromine (Br), iodine (I), astatine (At) và tennessine (Ts). Bốn nguyên tố F, CI, 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, phổ biến như calcium fluoride, sodium chloride.

\begin{array}{|l|l|l|l|l|} \hline \text{Ion halide} & \text{F-} & \text{CI-} & \text{Br-} & \text{I-} \\ \hline \text{Nồng độ} & 1 & 18 980 & 65 & 0,06 \\ \text{(mg/kg)} & & & & \\ \hline \end{array}

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).

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: $\mathrm{n}\mathrm{s}{\phantom{X}}_{\phantom{}}^{\phantom{2}}{\phantom{X}}_{\phantom{2}}^{\phantom{2}2}\mathrm{n}\mathrm{p}{\phantom{X}}^5+1\mathrm{e}\stackrel{}{\to }\mathrm{n}\mathrm{s}{\phantom{X}}_{\phantom{}}^{\phantom{2}}{\phantom{X}}_{\phantom{2}}^{\phantom{2}2}\mathrm{n}\mathrm{p}{\phantom{X}}^6$ Do vậy, số oxi hoá đặc trưng của các halogen trong hợp chất là -1.

Tuy nhiên, khi liên kết với các nguyên tố có độ âm điện lớn, các halogen có thể có các số oxi hoá dương: +1, +3, +5, +7 (trừ fluorine có độ âm điện lớn nhất, nên fluorine luôn có số oxi hoá bằng –1 trong mọi hợp chất).

Trạng thái tồn tại, màu sắc, nhiệt độ nóng chảy $(t_{nc})$, nhiệt độ sôi $(t_s)$ của halogen được trình bày ở Bảng 21.2:

\begin{array}{|l|l|l|l|l|l|} \hline \text{Đơn chất} & \text{Trạng thái} & \text{Màu sắc} & t_{nc}(^{\circ}\text{C}) & t_{s}(^{\circ}\text{C}) & \text{Độ tan trong nước} \\ & & & & & \text{(mol/L) (ở } 25^{\circ}\text{C)} \\ \hline \ce{F2} & \text{Khí} & \text{Vàng nhạt} & -219,6 & -188,1 & - \\ \hline \ce{Cl2} & \text{Khí} & \text{Vàng lục} & -101,0 & -34,1 & 0,091 \\ \hline \ce{Br2} & \text{Lỏng} & \text{Nâu đỏ} & -7,3 & 59,2 & 0,21 \\ \hline \ce{I2} & \text{Rắn} & \text{Tím đen} & 113,6 & 185,5 & 0,0013 \\ \hline \end{array}

Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng từ $\mathrm{F}{\phantom{X}}_2$ đến $\mathrm{I}{\phantom{X}}_2$ 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.

Halogen là các phi kim điển hình, có tính oxi hoá mạnh, tính oxi hoá giảm dần từ fluorine đến iodine.

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 chloride: $2\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{X}}^{+}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2\stackrel{\mathrm{t}{\phantom{X}}^0}{\to }2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}$

Dây sắt (iron) nung đỏ sẽ bốc cháy trong khí chlorine, tạo thành khói màu nâu đỏ là iron (III) chloride (Hình 21.5): $2\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{X}}_3^{+}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2\stackrel{\mathrm{t}{\phantom{X}}^0}{\to }2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_3$

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

\begin{array}{|l|l|l|} \hline \text{Phản ứng} & \text{Điều kiện} & \text{Đặc điểm phản ứng} \\ \hline \ce{H2 + F2 -> 2HF} & \text{Phản ứng ngay ở nhiệt độ} & \text{Nổ mạnh} \\ & \text{phòng và trong bóng tối} & \\ \hline \ce{H2 + Cl2 -> 2HCl} & \text{Ánh sáng hoặc } t^0 & \text{Gây nổ} \\ \hline \ce{H2 + Br2 -> 2HBr} & \sim200~^{\circ}\text{C, xúc tác Pt} & \text{Không gây nổ} \\ \hline \ce{H2 + I2 <=> 2HI(*)} & \sim300~^{\circ}\text{C, xúc tác Pt} & \text{Thuận nghịch} \\ \hline \end{array}

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 $\mathrm{F}{\phantom{X}}_2$ đến $\mathrm{I}{\phantom{X}}_2$.

Khi tan vào nước, một phần $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2$ tác dụng với nước tạo thành $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{I}$ (hydrochloric acid) và $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{I}\mathrm{O}$ (hypochlorous acid): $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2+\mathrm{H}{\phantom{X}}_2\mathrm{O}\stackrel{}{\rightleftharpoons }\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}$

Hypochlorous 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.

Chlorine phản ứng với dung dịch kiềm ở điều kiện thường, tạo thành nước Javel (Gia-ven): $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}⟶\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}^{+}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{X}}^{+}\mathrm{H}{\phantom{X}}_2\mathrm{O}$

Nước Javel (chứa $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{I}\mathrm{O}$ (sodium hypochlorite), $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}$ và một phần $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}$ dư) được dùng làm chất tẩy rửa, khử trùng.

Khi đun nóng, $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2$ phản ứng với dung dịch kiềm tạo thành muối chlorate: $3\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}6\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\stackrel{\mathrm{t}{\phantom{X}}^0}{\to }5\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}^{+}\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{X}}_3{\phantom{X}}^{+}3\mathrm{H}{\phantom{X}}_2\mathrm{O}$

Potassium chlorate là chất oxi hoá mạnh, được sử dụng chế tạo thuốc nổ, hỗn hợp đầu que diêm,...

Chlorine có thể oxi hoá ion $\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{X}}^{-}$ trong dung dịch muối bromide và ion $\mathrm{I}{\phantom{X}}^{-}$ trong dung dịch muối iodide, bromine có thể oxi hoá ion $\mathrm{I}{\phantom{X}}^{-}$ trong dung dịch muối iodide. $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2+2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{B}\mathrm{r}\stackrel{}{\to }2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{X}}_2$ $\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{X}}_2+2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{I}\stackrel{}{\to }2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{B}\mathrm{r}+\mathrm{I}{\phantom{X}}_2$

Trong công nghiệp, phản ứng giữa chlorine và ion bromide được ứng dụng để điều chế bromine từ nước biển.

Năm 1774, C. W. Scheele (Se-lơ), nhà hoá học người Thuỵ Điển, điều chế được chlorine khi cho quặng pyrolusite $(\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{X}}_2)$ tác dụng với hydrochloric acid đặc: $\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}4\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}(\text{đặ}\mathrm{c})\stackrel{\mathrm{t}{\phantom{X}}^0}{\to }\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}2\mathrm{H}{\phantom{X}}_2\mathrm{O}$

Ngày nay, phản ứng trên vẫn được dùng khi cần điều chế khí $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2$ trong phòng thí nghiệm. Ngoài ra, còn có thể thay $\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{X}}_2$ bằng $\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{X}}_4$ rắn để điều chế khí $\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2$: $2\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{X}}_4{\phantom{X}}^{+}16\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}(\text{đặ}\mathrm{c})⟶2\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2^{+}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}5\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}8\mathrm{H}{\phantom{X}}_2\mathrm{O}$

Trong công nghiệp, chlorine được sản xuất ở nhiệt độ thường bằng cách điện phân dung dịch muối ăn bão hoà, có màng ngăn giữa các điện cực: $2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2^{+}\mathrm{H}{\phantom{X}}_2\mathrm{O}\stackrel{\text{đ}\mathrm{i}\text{ệ}\mathrm{n}\mathrm{p}\mathrm{h}\widehat{a}\mathrm{n}\mathrm{d}\mathrm{u}\mathrm{n}\mathrm{g}\mathrm{d}\text{ị}\mathrm{c}\mathrm{h}\mathrm{c}\acute{o}\mathrm{m}\grave{a}\mathrm{n}\mathrm{g}\mathrm{n}\mathrm{g}\breve{a}\mathrm{n}\mathrm{x}\acute{\widehat{o}}\mathrm{p}}{\to }2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{X}}^{+}\mathrm{H}{\phantom{X}}_2{\phantom{X}}^{+}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{X}}_2$