3. Giáo dục tình cảm, thái độ
2.1.4.2.Tìm ra tính quy luật trong sự biến đổi tính chất của dãy đơn chất và hợp chất
và hợp chất
Việc dạy học nhóm halogen quan trọng nhất là chỉ ra tính quy luật trong sự
biến đổi tính chất của các dãy đơn chất và hợp chất của chúng, giải thích sự biến đổi
đó dựa vào độ âm điện, năng lượng ion hóa và cấu tạo nguyên tử.
a. Đơn chất halogen
Nguyên tử của các nguyên tố halogen đã có 7 electron ở lớp ngoài cùng, chỉ còn thiếu 1 electron là đạt được cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Vì vậy 2 nguyên tử góp chung một đôi electron để tạo ra phân tử có một liên kết đơn. Liên kết đơn không bền nên phân tử dễ bị phân cắt liên kết tạo ra nguyên tử có khả
năng hút electron mạnh, do đó là chất oxi hóa mạnh.
Các đơn chất halogen có tính oxi hóa mạnh nhưng yếu hơn nguyên tử
halogen tương ứng vì cần phải tốn một năng lượng để bẽ gãy liên kết X – X.
Khi đi từ Flo đến Iot, bán kính nguyên tử tăng dần, lực hút của hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng giảm dần nên tính oxi hóa giảm dần.
F2 Cl2 Br2 I2 Tính oxi hóa giảm
Ví dụ 1: Khả năng phản ứng với nước của các halogen giảm, F2 oxi hóa
được nước, các halogen khác không oxi hóa được nước. 2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Ví dụ 2: Khả năng phản ứng với H2 của các halogen giảm, F2 oxi hóa H2 ngay trong bóng tối, ở nhiệt độ thấy và gây nổ. Cl2 oxi hóa mạnh H2 và gây nổ khi có chiếu sáng hoặc đun nóng. Br2 chỉ oxi hóa H2 khi đun nóng nhưng không gây nổ
còn iot chỉ oxi hóa H2 khi đun nóng mạnh và phản ứng xảy ra thuận nghịch. H2 + F2 → 2HF H2 + Cl2 as 2HCl H2 + Br2 to 2HBr H2 + I2 to 2HI
Ở đây GV có thể cho HS tự giải thích được quy luật biến đổi tính oxi hóa của các đơn chất halogen dựa vào cấu tạo nguyên tử, độ âm điện, bán kính nguyên tử mà các em đã được học ở các chương trước.
b. Hợp chất halogen
Hiđro halogenua và axit halogenhiđric (HX)
HF HCl HBr HI
Tính axit tăng Tính khử tăng
(1) Giải thích tính axit tăng:
HS khó có thể giải thích chính xác quy luật biến đổi tính axit của HX do đó GV cần hướng dẫn, lưu ý các em rằng mặc dù độ phân cực của liên kết HX giảm dần từ HF → HI nhưng yếu tố quan trọng hơn là kích thước của anion. Kích thước các anion tăng dần theo thứ tự sau: F-→ Cl- → Br- → I-
Mật độđiện tích âm ở anion I- bé nhất nên lực hút giảm dần theo thứ tự: HF > HCl > HBr > HI
Nên trong dung dịch HI phân ly mạnh nhất, sau đó đến HBr, HCl, HF. Ngoài ra axit HF là axit yếu, trong khi các axit còn lại trong dãy trên đều là các axit mạnh là do HF có liên kết hiđro giữa các phân tử.
(2) Giải thích tính khử tăng từ HF → HI
HS có thể giải thích được quy luật biến đổi tính khử từ HF đến HI là do bán kính của các anion tăng dần nên khả năng nhường electron tăng dần.
Chứng minh tính khử tăng dần từ HF → HI: dung dịch HBr không màu để lâu chuyển màu vàng có ánh nâu do bị oxi không khí oxi hóa, nhưng HCl không có phản ứng này. Chứng tỏ tính khử của HBr mạnh hơn HCl.
4HBr + O2 → 2Br2 + 2H2O
Axit có oxi của clo
HClO HClO2 HClO3 HClO4
Tính bền và tính axit tăng Tính oxi hóa giảm (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
Đây là phần kiến thức nâng cao mà ban cơ bản không có.
(1) Giải thích tính bền và tính axit tăng:
Bảng 2.2. Độ dài liên kết Cl – O trong các ion
ion ClO- - 2 ClO - 3 ClO - 4 ClO dCl – O(Ao) 1,70 1,64 1,57 1,45 Khi đi từ HClO đến HClO4, số liên kết xung quanh nguyên tử clo tăng, độ dài liên kết Cl – O giảm nên độ bền phân tử tăng.
Số oxi hóa của nguyên tử trung tâm Cl tăng từ +1 đến +7, đồng thời số
nguyên tử oxi không ở nhóm OH tăng dần làm cho mật độ electron chuyển dịch về
phía nguyên tử oxi, kéo theo sự phân cực của liên kết O – H, dẫn đến tính axit tăng dần.
(2) Giải thích tính oxi hóa giảm dần:
Khi đi từ HClO đến HClO4, độ bền phân tử tăng nên tính oxi hóa giảm.