halogen

Ứng dụng và điều chế clo  Clo được dùng để: + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố. + Tẩy trắng vải sợi, giấy. + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt…  Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl:  Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình. Ứng dụng và điều chế clo  Clo được dùng để: + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố. + Tẩy trắng vải sợi, giấy. + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt…  Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl:  Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình. Tính chất vật lý. F 2 , Cl 2 là chất khí, Br 2 là chất lỏng, I 2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc. Oxi 1. Cấu tạo nguyên tử.  Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá mạnh:  Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O = O Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O 3  Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên: 2. Tính chất vật lý  Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí, hoá lỏng ở 183 o C, hoá rắn ở 219 o C.  Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời. 3. Tính chất hoá học  Tác dụng với kim loại: Oxi oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit  Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng với O 2 ở t o thường)  Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O 2 , do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do. Điều này thể hiện ở phản ứng O 3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O 2 không có phản ứng này). 4. Điều chế  Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ: hay  Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (200 o C), sau đó chưng phân đoạn lấy O 2 (ở 183 o C) Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt 1. Phản ứng oxi hoá  khử nội phân tử. Chất oxi hoá và chất khử là những nguyên tử khác nhau nằm trong cùng một phân tử. Ví dụ. 2. Phản ứng tự oxi hoá - tự khử Chất oxi hoá và chất khử cùng là một loại nguyên tử trong hợp chất. Ví dụ: Trong phản ứng. c) Phản ứng có 3 nguyên tố thay đổi số oxi hoá. Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau theo phương pháp cân bằng e d) Phản ứng oxi hoá - khử có môi trường tham gia.  Ở môi trường axit thường có ion H + tham gia tạo thành H 2 O. Ví dụ:  Ở môi trường kiềm thường có ion OH  tham gia tạo thành H 2 O. Ví dụ:  Ở môi trường trung tính có thể có H 2 O tham gia. Ví dụ: Hợp chất 1. Hiđro halogenua (HX)  Đều là chất khí, tan nhiều trong H 2 O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch:  Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H 2 O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl 2 , Hg 2 Cl 2 , Cu 2 Cl 2 ,…  Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua.  Cách nhận biết ion Cl  (Br  , I  ): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua…) kết tủa trắng. 2. Axit hipoclorơ (HClO)  Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch.  Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có chứa Cl + : 3. Axit cloric (HClO 3 )  Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H 2 O.  Axit HClO 3 và muối clorat (KClO 3 ) có tính oxi hoá mạnh. 4. Axit pecloric (HClO 4 ) Là axit mạnh, tan nhiều trong H 2 O, HClO 4 có tính oxi hoá mạnh. Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử.  Nguyên tắc khi cân bằng : Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e mà chất oxi hoá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn.  Quá trình cân bằng tiến hành theo các bước: 1) Viết phương trình phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện cho ở đề bài để suy luận. 2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi thì không cần quan tâm. 3) Viết các phương trình e (cho - nhận e). 4) Cân bằng số e cho và nhận. 5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng. 6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử. Ví dụ: Cho miếng Al vào dung dịch axit HNO 3 loãng thấy bay ra chất khí không màu, không mùi, không cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng. Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N 2 . Phương trình phản ứng (bước 1): Bước 5: Bước 6: Ngoài 6 HNO 3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30HNO 3 tạo thành muối nitrat (10Al(NO 3 ) 3 ). Vậy tổng số phân tử HNO 3 là 36 và tạo thành 18H 2 O. Phương trình cuối cùng: Dạng ion: Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguyên tố ở nhiều số oxi hoá khác nhau, ta có thể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng sản phẩm, sau đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu bài. Cuối cùng cộng gộp các phản ứng lại. Ví dụ: Cân bằng phản ứng: Giải Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên): Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại: . clo màu vàng lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc. Oxi 1. Cấu tạo nguyên tử.  Oxi (Z = 8) có cấu hình electron:. hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit  Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng với O 2