IV. Phân nhóm chính nhóm VII Nhóm halogen
6. Brom và iot
Kí hiệu hoá học của
brom : Br
Kí hiệu hoá học của
brom : I
Khối lượng nguyên tử : 80 Khối lượng nguyên tử : 127
Số thứ tự : 35 Số thứ tự : 53
Công thức phân tử : Br2 Công thức phân tử : I2 a). Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên của brom và iot Brom là chất lỏng màu đỏ nâu, dễ bay hơi. Hơi brom độc. Brom rơi vào da sẽ gây những vết bỏng nặng.
Iot là chất rắn màu xám, có vẻ sáng kim loại. Khi đun nóng, iot biến thành hơi màu tím, khi làm lạnh, hơi iot lại chuyển thành tinh thể, không qua trạng thái lỏng. Hiện tượng đó gọi là sự thăng hoa của iot.
Brom và iot đều tan trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như rượu, xăng, benzen, clorofooc. Dung dịch của brom và iot trong nước gọi là nước brom và nước iot.
Trong tự nhiêu chỉ gặp brom và iot ở dạng hợp chất, chủ yếu là các muối natri và kali của chúng có nhiều trong nước biển. Hợp chất của iot còn gặp trong một số loài rong biển
Brom và iot cũng là những chất oxi hoá mạnh, nhưng kém clo.
Brom và iot phản ứng trực tiếp với nhiều kim loại, có trường hợp cần đun nóng, có trường hợp xảy ra ở ngay nhiệt độ thường, các phản ứng đều toả ra nhiều nhiệt.
Ví dụ :
Brom chỉ phản ứng với hiđro khi đun nóng :
H2 + Br2 = 2HBr Ở nhiệt độ cao iot mới phản ứng với hiđro :
H2 + I2 = 2HI
Hiđro iotua không bền, ngay ở những điều kiện tạo thành một phần bị phân huỷ thành hiđro và iot :
2HI = H2 + I2
Do vậy, phản ứng giữa hiđro và iot không thực hiện đến cùng. Hiđro bromua và hiđro iotua tan trong nước tạo thành các axit tương ứng có cùng công thức : axit bromhiđric HBr và axit iothiđric HI. HBr và HI đều là các axit mạnh, tương tự axit HCl, trong đó axit HI mạnh hơn axit HBr và HBr mạnh hơn HCl.
Iot tạo thành hợp chất có màu xanh với tinh bột. Do vậy, iot I2 là thuốc thử tinh bột và ngược lại.
Brom đẩy được iot ra khỏi dung dịch NaI, nhưng clo lại đẩy đươch brom ra khỏi dung dịch NaBr :
Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2 Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
Điều đó chứng tỏ rằng clo hoạt động hoá học hơn brom, brom hoạt động hoá học hơn iot. c). Ứng dụng của brom và iot
Phần lớn brom và iot được dùng để sản xuất ra các dược phẩm khác nhau. Trong cơ thể người, iot có ở tuyến giáp trạng, dưới dạng những hợp chất hữu cơ phức tạp. Nếu thiếu iot, người thường bị bệnh bướu cổ.
7. Flo
Kí hiệu hoá học : F Khối lượng nguyên tử : 19 Số thứ tự : 9
Công thức phân tử : F2
a). Tính chất vật lí, Flo trong tự nhiên
Flo là chất khí màu lục nhạt, rất độc. Flo có trong hợp chất tạo nên men răng của người và các động vật, trong lá của một số cây và trong các chất khoáng dưới dạng muối florua : CaF2 và AlF3 . 3NaF (criolit). Flo chiếm 0,08% khối lượng vỏ Trái Đất, nghĩa là nhiều hơn đồng, kẽm, kền và một số nguyên tố tương đối phổ biến khác.
b).Tính chất hoá học của Flo
Flo là chất oxi hoá mạnh nhất. Nó phản ứng trực tiếp với hầu hết các kim loại và phi kim, bao gồm cả vàng, bạch kim.
Flo phản ứng với hiđro ngay cả trong bóng tối và ở nhiệt độ rất thấp : H2 + F2 = 2HF
Hiđro florua HF là khí tan trong nước không có giới hạn, tạo thành axit flohiđric. HF là axit yếu nhưng có tính chất riêng là tác dụng với silic đioxit (có trong thành phần của thuỷ tinh) :
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O Silic tetraflorua
Do vậy, axit flohiđric được dùng để khắc chữ, khắc hình lên thuỷ tinh, tẩy những vết cát trên mặt kim loại. Axxit flohiđric được đựng trong các bình bằng chì, polietilen, cao su.
Nếu cho một luồng khí flo đi qua nước nóng thì nước bốc cháy và giải phóng oxi : 2F2 + 2H2O = 4HF + O2
Ngày nay flo có ứng dụng rộng rãi trong việc chế tạo các chất dẻo, bền về cơ học cũng như về hoá học, chẳng hạn teflon là một polime chứa flo, không bị axit và kiềm phá huỷ.
V. Oxi - Lưu huỳnh lí thuyết về phản ứng hoá học1. Phân nhóm chính nhóm VI 1. Phân nhóm chính nhóm VI
Phân nhóm chính nhóm VI hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học gồm các nguyên tố : oxi, lưu huỳnh, selen, telu và poloni (poloni là nguyên tố phóng xạ).
Nguyên tử của các nguyên tố trong phân nhóm chính đều có 6 electron lớp ngoài cùng ns2 np4. Trong 4 electron ở phân lớp p có 2 electron cặp đôi và 2 electron độc thân.
Do đã có 6 electron ớ lớp ngoài cùng nên khi nhận thêm 2 electron, nguyên tử trở thành ion mang hai đơn vị điện tích âm. Khi được kích thích, chẳng hạn, với lưu huỳnh cặp electron trong phân lớp 3p và cặp electron trong phân lớp 3s có thể tham gia liên kết hoá học. Do vậy các nguyên tố của phân nhóm chính nhóm VI có các số oxi hoá -2 (trong hợp chất với hiđro và kim loại), +4 và +6 (trong hợp chất với oxi và những phi kim có độ âm điện lớn hơn). Oxi thường có số oxi hoá -2 riêng trong hợp chất OF2, oxi có số oxi hoá +2.
Hợp chất với hiđro của các nguyên tố trong phân nhóm có dạng H2R : H2O, H2S, H2Se, H2Te. Khi tan trong nước, chúng tạo thành các axit (có cùng công thức) và đọ mạnh của axit tăng theo chiều tăng của số thứ tự các nguyên tố.
Lưu huỳnh, selen và telu tạo ra các oxit RO2 và RO3, axit tương ứng với các oxit đó có dạng H2RO3 và H2RO4.
Tính chất hoá học của các nguyên tố trong phân nhóm biến đổi theo quy luật : tính phi kim giảm dần, tính kim loại tăng dần theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử các nguyên tố. Oxi là phi kim điển hình, còn telu cũng là phi kim nhưng có vẻ sáng kim loại và dẫn điện.
Oxi và lưu huỳnh là hai nguyên tố phổ biến và có nhiều ứng dụng nhất.
2. Oxi
Kí hiệu hoá học : O Khối lượng nguyên tử : 16 Số thứ tự : 8
Cấu hình electron : 1s2 2s2 2p2 Công thức phân tử : O2
a). Tính chất vật lí của oxi
Oxi là chất khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí một ít. Oxi ta ít trong nước (ở 20oC, một lít nước chỉ hoà tan 31 ml oxi). Dưới áp suất của khí quyển, oxi hoá lỏng ở - 183oC. Oxi lỏng có màu xanh da trời, bị nam châm hút. Trong tự nhiên, oxi có 3 đồng vị :
b). Tính chất hoá học của oxi
Oxi là một phi kim hoạt động. Độ âm điện của nó lớn (3,50, chỉ kém flo) nên trong tất của các dạng hợp chất, trừ hợp chất với flo, oxi đều thể hiện số oxi hoá -2.
Oxi tạo ra oxit với hầu hết các nguyên tố. Nó phản ứng trực tiếp với tất cả các kim loại, trừ vàng và bạch kim.
Ví dụ : 2Ca + O2 = 2CaO 4Al + 3O2 = 2Al2O3
Oxi cũng phản ứng trực tiếp với các phi kim, trừ halogen tạo thành oxit axit. Ví dụ : S + O2 = SO2
Hoặc tạo thành oxit không tạo muối. Ví dụ :
Những phản ứng mà oxi tham gia đều là oxi hoá - khử, trong đó oxi là chất oxi hoá :
Oxi có vai trò quan trọng trong công nghiệm luyện kim. c). Dạng thù hình của oxi : ozon
Phân tử ozon gồm 3 nguyên tử oxi O3. Tuy do có cùng một nguyên tố tạo nên nhưng ozon có tính chất khác oxi.
Ozon là chất khí có mùi xốc. Nó phá huỷ các chất hữu có, oxi hoá nhiều kim loại, trong đó có bạc. Ozon là chất oxi hoá mạnh hơn oxi.
Chẳng hạn, nó đẩy được iot ra khỏi dung dịch kali iotua (O2 không có phản ứng này) :
Dung dịch KI được sử dụng để nhận ra ozon.ư
Ozon có tính oxi hoá mạnh là do phân tử của nó kém bền vững, dễ bị phân huỷ thành oxi nguyên tử :
O3 = O2 + O
Là chấy oxi hoá mạnh nên ozon diệt được các vị khuẩn và do đó được dùng để diệt trùng trong nước và khử trùng không khí.
3. Lưu huỳnh
Kí hiệu hoá học : S Khối lượng nguyên tử : 32 Số thứ tự : 16
Cấu hình electron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
a). Tính chất vật lí và cấu tạo phân tử của lưu huỳnh
Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng, giòn, thực tế không tan trong nước, không thấm nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như : rượu, benzen..., dẫn điện và dẫn nhiệt kém.
Lưu huỳnh sôi ở 444,6oC tạo thành hơi màu đỏ nâu. Nếu làm nguội nhanh thì hơi lưu huỳnh chuyển thành bột mịn, gồm những tinh thể nhỏ, gọi là lưu huỳnh hoa.
Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S8) khép kín thành vòng.
Do mạng tinh thể lưu huỳnh là mạng phân tử nên lưu huỳnh nóng chảy ở nhiệt độ tương đối thấp 112,8oC, chỉ cao hơp nhiệt độ sôi của nước một ít. Nếu tiếp tục đun nóng đến 187oC lưu
huỳnh lỏng trở nên sẫm, có màu vàng nâu và đặc lại, gọi là lưu huỳnh dẻo. Đó là một dạng thù hình của lưu huỳnh. Trong lưu huỳnh dẻo phân tử lưu huỳnh có cấu tạo mạch rất dài giống như phân tử cao su nên lưu huỳnh có tính đàn hồi. Như vậy, tồn tại những phân tử lưu huỳnh có thành phần khác nhau. Để đơn giản, ta chỉ viết phân tử lưu huỳnh gồm 1 nguyên tử : S.
b). Tính chất hoá học của lưu huỳnh
Là một phi kim khá hoạt động, lưu huỳnh dễ tạo ra hợp chất với nhiều kim loại, thường là khi đu nóng.
Chẳng hạn, hỗn hợp gồm bột sắt và bột lưu huỳnh nếu được đun nhẹ lúc đầu thì phản ứng xảy ra rất mạnh, toả nhiều nhiệt :
Fe + S = FeS
Phản ứng giữa lưu huỳnh với nhôm hoặc với kẽm cũng xảy ra mãnh liệt kèm theo sự loé sáng. Những sợi dây đồng mảnh có thể cháy trong hơi lưu huỳnh tạo ra CuS màu đen.
Thuỷ ngân phản ứng với lưu huỳnh ở ngay nhiệt độ thường : Hg + S = HgS
Hợp chất của lưu huỳnh với kim loại thuộc loại muối, gọi là sunfua (FeS - sắt sunfua, Al2S3 - nhôm sunfua, ...)
Lưu huỳnh cũng phản ứng trực tiếp với hiđro. Khi dẫn hiđro vào ống nghiệm đứng lưu huỳnh đang sôi thì ở đầu ống dẫn khí xuất hiện khí mùi trứng thối, đó là hiđro sunfua :
H2 + S = H2S Phản ứng này không thực hiện đến cùng.
Từ những sản phẩm của các phản ứng đã nêu, ta thấy oxi và lưu huỳnh tạo ra những hợp chất có thành phần giống nhau và ở đó oxi và lưu huỳnh đều có số oxi hoá -2 :
Lưu huỳnh tác dụng hầu như với tất cả các phi kim, trừ nitơ và iot.
Khi bị đốt, lưu huỳnh cháy trong không khí với ngọn lửa màu xanh, tạo ra lưu huỳnh (IV) oxit :
S + O2 = SO2
Trong các oxit SO2 và SO3, do độ âm điện của lưu huỳnh (2,5) nhỏ hơn của oxi nên liên kết cộng hoá trị giữa oxi và lưu huỳnh là có cực, số oxi hoá của lưu huỳnh trong các oxit đó là +4 và +6.
Tóm lại, trong những phản ứng với kim loại và hiđro thì lưu huỳnh là chất oxi hoá, còn trong phản ứng với phi kim hoạt động hơn, chẳng hạn oxi, thì lưu huỳnh là chất khử.
c). Lưu huỳnh trong tự nhiên - Ứng dụng của lưu huỳnh
1. Lưu huỳnh thuộc loại nguyên tố phổ biến, nó chiếm 0,05% khối lượng vỏ Trái Đất. Trong tự nhiên, lưu huỳnh ở trạng thái tự do (Italia, Mĩ, Nhật Bản, Liên Xô cũ là những nước có mỏ lưu huỳnh lớn) và trong thành phần hợp chất. Những quặng chứa lưu huỳnh là : pirit FeS2, xfalerit SnS, galen PbS, muối Na2SO4.10H2O, thạch cao CaSO4.2H2O, muối chát MgSO4.7H2O. Lưu huỳnh cũng có trong cơ thể động vật và thực vật (trong thành phần của protein).
2. Lưu huỳnh có nhiều ứng dụng. Trong công nghiệp, lưu huỳnh được dùng chủ yếu để sản xuất axit sunfuric. Một lượng lớn lưu huỳnh dùng để luyện cao su : nó làm tăng độ bền chắc và tính đàn hồi của cao su. Nếu cho nhiều lưu huỳnh vào cao su thì được chất dẻo ebonit dùng làm
chất cách điện. Lưu huỳnh còn được dùng để trừ sâu cho một số loại cây, để chế thuốc súng đen, thuốc đầu que diêm, chế mỡ chữa bệnh ngoài da v.v...
4. Hiđro sunfua
a).Tính chất vật lí của hiđro sunfua H2S
Hiđro suafua là chất khí không màu, nặng hơn không khí một ít, mùi trứng thối. Ở 20oC, 1 lít nước hoà tan khoảng 2,5 lít hiđro sunfua. Dung dịch hiđro sunfua trong nước gọi là nước hiđro sunfua hay axit sunfuhiđric.
Hiđro sunfua rất độc. Nếu ngửi nhiều hiđro sunfua thì đau đầu, buồn nôn, không phân biệt được các mùi khác nhau. Do vậy, những thí nghiệm với hiđro sunfua đều được thực hiện trong những dụng cụ có độ kín đảm bảo.
b). Tính chất hoá học của hiđro sunfua H2S Hiđro sunfua là chất khử mạnh.
Hiđro sunfua chaáytrong không khí với ngọn lửa xanh, tạo thành lưu huỳnh (IV) oxit:
Khi bị oxi hoá chận thì tạo thành lưu huỳnh tự do
Phản ứng này xảy ra khi để hở lọ đựng nước hiđro sunfua trong không khí, hoặc khi làm lạnh ngọn lửa của hiđro sunfua đang cháy, làm cho hiđro sunfua cháy không hoàn toàn (hình vẽ). Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, H2S bị oxi hoá đến H2SO4.
Nước hiđro sunfua có tính axit yếu. Khi tác dụng với axit bazơ, axit sunfuhiđric tạo ra muối axit như NaHS natri hiđro sunfua, hoặc tạo ra muối trung hoà, như Na2S natri sunfua.
Muối sunfua của các kim loại phân nhóm chính nhóm I như Na2S, K2S, kim loại phân nhóm chính nhóm II như CaS, BaS tan trong nước. Muối sunfua của những kim loại khác không tan, một số lại có màu đặc trưng: CuS, PbS có màu đen, CdS (cađimi sunfua) - vàng, MnS (mangan sunfua) - hồng, SnS (thiếc sunfua) - gạch, v.v... Do vậy, để nhận biết H2S hoặc muối sunfua trong dung dịch, người ta dùng dung dịch muối chì, chẳng hạn Pb(NO3)2, kết tuủaPbS màu đen sẽ xuất hiện :
H2S + Pb(NO3)2 = PbS ↓ + 2HNO3 Na2S + Pb(NO3)2 = PbS ↓ + 2NaNO3
Muối chì là thuốc thử khí hiđro sunfua, axit sunfuhiđric và những muối tan của nó. Có thể dùng giấy đã được thấm dung dịch muối chì thay cho dung dịch muối chì.
Trong phòng thí nghiệm hiđro sunfua được điều chế bằng phản ứng giữa axit clohiđric với muối sắt sunfua :
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Trong tự nhiên, hiđro sunfua được tạo thành khi các chất protein bị thối rữa. Hiđro sunfua còn có trong nước của một số suối, do vậy loại nước suối này được dùng vào mục đích chữa bệnh.
5. Các oxit của lưu huỳnh
a). Lưu huỳnh (IV) oxit SO2
Lưu huỳnh (IV) oxit còn được gọi là lưu huỳnh đioxit, khí sunfurơ. SO2 là chất khí không màu, có mùi xốc đặc trưng, tan nhiều trong nước (ở 20oC, 1 liứt nước hoà tan 40 lít SO2).
Lưu huỳnh (IV) oxit là osit axit :
SO2 + CaO = CaSO3 SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Khi tan trong nước, một phần SO2 tác dụng với H2O tạo ra axit sunfurơ : H2O + SO2 = H2SO3
Nếu axit sunfurơ mất nước sẽ tạo ra SO2. Vì thế SO2 còn được gọi là anhiđrit sunfurơ.
Axit sunfurơ là axit yếu, không bền, chỉ tồn tại trong dung dịch. Muối của axit sunfurơ gọi là sunfit : NaHSO3 - natri hiđro sunfit, Na2SO3 - natri sunfit.
Khí sunfurơ là chất oxi hoá khi gặp chất khử mạnh và là chất khử khi gặp chất oxi hoá mạnh. Ví dụ, khi đun nóng và có mặt chất xúc tác, SO2 bị oxi hoá :
Nếu trộn khí sunfurơ với khí hiđro sunfua, sẽ tạo ra lưu huỳnh :
SO2 kết hợp với nhiều chất màu hữu cơ, tạo thành những hợp chất không màu. Do vậy, SO2 được dùng để tẩy trắng nhiều phẩm vật khác nhau như tơ, len. Cánh hoa hồng cũng bị tẩy màu