Hãy giải thích vì sao các halogen không tồn tại tự do trong tự nhiên

Nguyễn Hải Đăng Ngày: 20-09-2024 Lớp 10

1.1 K

Với giải Vận dụng 1 trang 106 Hóa học lớp 10 Cánh diều chi tiết trong Bài 17: Nguyên tố và đơn chất halogen giúp học sinh dễ dàng xem và so sánh lời giải từ đó biết cách làm bài tập Hóa học 10. Mời các bạn đón xem:

Giải bài tập Hóa học lớp 10 Bài 17: Nguyên tố và đơn chất halogen

Vận dụng 1 trang 106 Hóa học 10: Hãy giải thích vì sao các halogen không tồn tại tự do trong tự nhiên

Phương pháp giải:

Halogen là những chất oxi hóa mạnh

Lời giải:

- Halogen là những chất oxi hóa mạnh, dễ dàng tác dụng với các chất khác trong tự nhiên: tác dụng với nước, hydrogen,…

=> Trong tự nhiên, các halogen không tồn tại ở dạng đơn chất mà tồn tại ở dạng hợp chất

Lý thuyết Đơn chất halogen

Ở điều kiện thường, đơn chất halogen tồn tại ở dạng phân tử hai nguyên tử, được kí hiệu chung là X₂.

1. Xu hướng biến đổi một số tính chất vật lí

- Một số tính chất vật lí của đơn chất halogen được thể hiện trong bảng sau:

Bảng 17.3. Một số tính chất vật lí của đơn chất halogen

Đơn chất (X₂)	Nhiệt độ nóng chảy (^oC)	Nhiệt độ sôi (^oC)	Thể ở điều kiện thường	Màu sắc
Fluorine (F₂)	-220	-188	Khí	Lục nhạt
Chlorine (Cl₂)	-102	-34	Khí	Vàng lục
Bromine (Br₂)	-7	59	Lỏng	Nâu đỏ
Iodine (I₂)	114	185	Rắn	Tím đen

- Nhận xét:

+ Nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy của các đơn chất halogen tăng dần từ F₂ đến I₂.

Giải thích: Khi phân tử X₂ có kích thước càng lớn và càng nhiều electron thì mức độ chuyển động hỗn loạn của các electron càng cao. Vì vậy, thường xuyên có sự phân bố không đều các electron tại một thời điểm nào đó, dễ làm xuất hiện các lưỡng cực tạm thời ở mỗi phân tử.

Hình 17.1. Minh họa tương tác van der Waals giữa hai phân tử iodine

→ Điều này sẽ làm tăng tương tác van der Waals giữa các phân tử halogen X₂ với nhau. Dó đó, trong các đơn chất halogen, tương tác van der Waals tăng từ fluorine đến iodine. Điều này dẫn đến, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy của các đơn chất halogen tăng dần từ F₂ đến I₂.

+ Thể của các halogen ở điều kiện thường biến đổi từ khí (fluorine, chlorine) đến lỏng (bromine) và rắn (iodine), phù hợp với xu hướng tăng khối lượng phân tử và sự tương tác giữa các phân tử.

+ Màu sắc của các đơn chất halogen từ fluorine đến iodine cũng biến đổi theo xu hướng đậm dần.

2. Xu hướng tạo liên kết trong các phản ứng hóa học

Nguyên tử của các nguyên tố halogen đều có 7 electron hóa trị. Vì vậy, theo quy tắc octet, halogen thường có hai xu hướng tạo liên kết khi phản ứng với các chất khác.

- Xu hướng thứ nhất: nhận thêm 1 electron tử nguyên tử khác.

+ Xu hường này xảy ra khi khi đơn chất halogen phản ứng với nhiều kim loại khác nhau. Khi đó, mỗi nguyên tử X nhận thêm 1 electron từ nguyên tử kim loại để trở thành anion có điện tích 1^-, đồng thời nguyên tử kim loại sẽ trở thành cation có điện tích n⁺. Cả cation và anion đều thỏa mãn quy tắc octet. Giữa chúng sẽ có tương tác tĩnh điện để tạo hợp chất có liên kết ion.

Ví dụ: Khi chlorine phản ứng với calcium, có sự nhường và nhận electron như sau:

Cl₂ + 2e → 2Cl^-

Ca → Ca²⁺ + 2e

Phương trình hóa học của phản ứng:

Ca(s) + Cl₂(g) → CaCl₂(s)

Lưu ý: Halogen kết hợp với nhiều kim loại tạo ra muối halide có công thức MX_n như NaCl, KBr, KI, CaCl₂, CuCl₂, … Các muối halide của kim loại là hợp chất ion, nên hầu hết tan tốt trong nước (trừ AgCl, AgBr, AgI).

- Xu hướng thứ hai: góp chung electron hóa trị với nguyên tử nguyên tố khác

+ Khi đơn chất halogen phản ứng với một số phi kim thì mỗi nguyên tử X có thể góp chung electron hóa trị với nguyên tử phi kim đều cả hai nguyên tử đều đạt cấu hình electron thỏa mãn quy tắc octet. Giữa chúng hình thành chất có liên kết cộng hóa trị.

Ví dụ: Trong phản ứng giữa chlorine và hydrogen, nguyên tử của mỗi chất sẽ góp chung 1 electron độc thân để hình thành liên kết cộng hóa trị, Khi đó quanh nguyên tử H sẽ có 2 electron như khí hiếm helium, xung quanh chlorine sẽ có 8 electron như khí hiếm neon, với mô tả theo công thức electron như sau:

Phương trình hóa học của phản ứng:

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)

- Kết luận: để thỏa mãn quy tắc octet, nguyên tử halogen sẽ nhận thêm 1 electron của nguyên tử khác hoặc góp chung 1 electron với nguyên tử khác. Vì vậy:

+ Nhóm halogen có tính phi kim mạnh hơn các nhóm phi kim còn lại trong bảng tuần hoàn.

+ Hóa trị phổ biến của các halogen là 1.

3. Xu hướng thể hiện tính oxi hóa

- Ngoại trừ fluorine, các halogen còn lại thể hiện cả tính oxi hóa và tính khử trong các phản ứng hóa học. Tuy nhiên, xu hướng thể hiện tính oxi hóa phổ biến hơn rất nhiều và trở nên đặc trưng hơn so với xu hướng thể hiện tính khử.

- Các đơn chất halogen đều có tính oxi mạnh và tính oxi hóa giảm dần từ fluorine đến iodine

a) Phản ứng với hydrogen

- Các đơn chất halogen đều phản ứng với hydrogen tạo hydrogen halide nhưng trong các điều kiện phản ứng và điều kiện khác nhau.

Bảng 17.4. Điều kiện và mức độ phản ứng của đơn chất halogen với hydrogen, năng lượng liên kết H - X

Phản ứng tạo HX	Điều kiện và mức độ phản ứng	Năng lượng liên kết H – X (kJ mol^-1)
H₂(g) + F₂(g) → 2HF(g)	Diễn ra mãnh liệt, nổ ngay cả trong bóng tối hoặc ở nhiệt độ thấp	565
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)	Nổ khi đun nóng. Hoặc nổ ngay ở nhiệt độ thường khi được chiếu tia tử ngoại	431
H₂(g)+ Br₂(g) → 2HBr(g)	Cần đun nóng để phản ứng diễn ra. Phản ứng diễn ra chậm	364
H₂(g)+ I₂(g) $⇄$ 2HI(g)	Cần đun nóng để phản ứng diễn ra. Phản ứng thuận nghịch, tạo hỗn hợp gồm HI sinh ra và lượng H₂, I₂ còn lại	297

- Nhận xét:

+ Mức độ phản ứng với hydrogen giảm dần từ fluorine đến iodine, phù hợp với xu hướng giảm tính oxi hóa của dãy halogen tử fluorine đến iodine.

+ Các phản ứng đều tạo ra HX. Năng lượng liên kết H – X giảm dần làm cho độ bền nhiệt của các phân tử giảm dần từ HF đến HI. Trong đó, phân tử HI có độ bền nhiệt thấp, dễ bị phân hủy một phần để tái tạo lại iodine và hydrogen theo phản ứng:

2HI(g) $⇄$ H₂(g)+ I₂(g)

b) Phản ứng thế halogen

- Trong dung dịch, các halogen có tính oxi hóa mạnh hơn sẽ phản ứng với muối halide của halogen có tính oxi hóa yếu hơn để tạo ra các halogen có tính oxi hóa yếu hơn.

Lưu ý: Trong dung dịch thì fluorine không có phản ứng trên. Đó là do fluorine ưu tiên phản ứng với nước.

Ví dụ: Nguyên tố chlorine đã thay thế nguyên tố bromine trong muối sodium bromide.

Cl₂(aq) + 2NaBr(aq) → 2NaCl(aq) + Br₂(aq)

c) Phản ứng với nước, với dung dịch sodium hydroxide

- Trừ fluorine, các halogen còn lại khi phản ứng với nước hoặc dung dịch sodium hydroxide (NaOH) đều thể hiện tính oxi hóa và tính khử.

- Khi cho các halogen vào nước thì fluorine phản ứng mạnh, chlorine và bromine đều phản ứng thuận nghịch với nước, còn iodine tan rất ít và hầu như không phản ứng.

2 ${\overset{0}{F}}_{2}$ (aq) + 2H₂O(l) → O₂(g) + 4 $H \overset{- 1}{F}$ (aq)

${\overset{0}{C l}}_{2}$ (aq) + H₂O(l) $⇄$ $H \overset{- 1}{C l}$ (aq) + $H \overset{+ 1}{C l} O$ (aq)

${\overset{0}{B r}}_{2}$ (aq) + H₂O(l) $⇄$ $H \overset{- 1}{B r}$ (aq) + $H \overset{+ 1}{B r} O$ (aq)

- Phản ứng giữa chlorine và nước là phản ứng thuận nghịch nên tạo ra dung dịch gồm nước, hydrochloric acid (HCl), hydrochlorous acid (HClO, còn được viết là HOCl). Dung dịch này còn được gọi là dung dịch nước chlorine, có tính sát khuẩn. Vì vậy, nước chlorine được sử dụng để xử lí vi khuẩn trong các nguồn nước cấp hoặc xử lí môi trường.

- Trong công nghiệp, sử dụng phản ứng giữa chlorine với sodium hydroxide lạnh (khoảng 15^oC) để tạo ra nước Javel có tính oxi hóa mạnh phục vụ cho mục đích sát khuẩn, tẩy màu. Phương trình hóa học tạo nước Javel như sau:

${\overset{0}{C l}}_{2}$ (aq) + 2NaOH(aq) → $N a \overset{- 1}{C l}$ (aq) + $N a \overset{+ 1}{C l} O$ (aq)