Thư mục

Hỗ trợ kỹ thuật

  • (Hotline:
    - (04) 66 745 632
    - 0982 124 899
    Email: hotro@violet.vn
    )

Thống kê

  • lượt truy cập   (chi tiết)
    trong hôm nay
  • lượt xem
    trong hôm nay
  • thành viên
  • Chào mừng quý vị đến với Thư viện Bài giảng điện tử.

    Quý vị chưa đăng nhập hoặc chưa đăng ký làm thành viên, vì vậy chưa thể tải được các tư liệu của Thư viện về máy tính của mình.
    Nếu đã đăng ký rồi, quý vị có thể đăng nhập ở ngay ô bên phải.

    halogen

    (Tài liệu chưa được thẩm định)
    Nguồn:
    Người gửi: Trịnh Minh Thư
    Ngày gửi: 21h:58' 07-06-2008
    Dung lượng: 2.2 MB
    Số lượt tải: 106
    Số lượt thích: 0 người

    Các nguyên tố nhóm VIIA (các nguyên tố halogen) gồm:
    Flo (F)
    Clo (Cl)
    Brom (Br)
    Iot (I)
    Atatin (At)
    DẶC DIỂM CHUNG
    Là những nguyên tố p
    Có cấu hình electron ngoài cùng :ns2 np5
    Do có cầu hình electron hóa trị như vậy nên các nguyên tố này có khả năng đặc trưng rõ ràng là thư thêm 1e dể trở thành ion âm một điện tích:
    X + 1e = X-
    atatin là phản xạ và hiếm, là nguyên tố không có ở trong thiên nhiên, nó vừa được tổng hợp nhân tạo và lượng điều chế được cũng rất bé chưa được nghiên cứu nhiều về tính chất.

    NGUÔN GOÁC CUÛA CÁC HALOGEN
    1771 là năm tìm ra flo khi nhà hóa học Thũy điển Sile chưng hỗn hợp khoáng vật fluorit (CaF2) với axit sunfuric (H2SO4)
    Năm 1774 ông cũng tìm ra clo khi dùng axit clohidric tác dụng với khoáng vật pizoluzit (MnO2).
    Năm 1826 được chọn làm năm Balard (người Pháp) tìm ra brom.
    Năm 1813 davy và gay lussac, cả 2 nghiên cứu độc lập nhau và đều kết luận đó là một nguyên tố mới và Gay Lussac đề nghị lấy tên là iot.

    TÍNH CHAÁT VAÄT LÝ
    Dưới đây là hằng số hóa lý đặc trưng của các nguyên tố halogen:
    ở điều kiện thường, đa số các halogenua ở thể khí, có màu chuyển dần từ nhaït sang đậm, có mùi sốc và rất độc. Brom gây bỏng da rất khó chữa.
    Chúng có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp và tăng dần từ F đến At.
    Các halogen tan nhiều trong dung môi hữu cơ như benzen, cacbon, đisunfua, cacbon tetraclorua, ete và rượu.
    ở điều kiện thường, flo và clo là chất khí, brom là chất lỏng, iot và atatin là chất rắn.
    TRẠNG THI TỰ NHIN
    Do hoạt động hóa học mạnh nên trong thiên nhiên các halogen không tồn tại ở trạng thái tự do.
    Thành phần của các halogen tham gia cấu tạo vỏ trái đất rất bé, trong đó clo chiếm 0,2%, flo chiếm 0,03%, iot chỉ chiếm 7.10-6% khối lượng.
    Flo có trong quặng florit (CaF2), quặng criolit (Na3AlF6), ...
    Lượng lớn clo có trong nước biển là các muối natri clorua và magie clorua. Trong quặng apatit cũng chưa một lượng đáng kể clo.
    Iot có trong các mỏ tự nhiện (Chile sanpet), trong đó iot tồn tại dười dạng natri iodat; iot còn có trong nước biển và các loại tảo.
    TÍNH CHAÁT HÓA HOÏC
    Tính chất hóa học điển hình của các halogen là oxi hóa mạnh. Hoạt tính đó giảm dần từ flo đến attatin.
    Flo
    - Có thể tác dụng với tất cả các nguyên tố trừ N và O.
    Xe + 2F2 = XeF4
    S + 3F2 = SF6
    - Với các hợp chất nó cũng phản ứng mãnh liệt chẳng hạn như những chất bền như bông thủy tinh, nước cháy được trong khí quyển flo:
    SiO2 + 2F2 = SiF4 + 2O
    H2O + F2 = 2HF + O
    Clo
    - Tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ O, C, Ir và N.
    - Phản ứng của clo với kim loại xảy ra mãnh liệt ở trạng thái ẩm. Đối với clo khô các kim loại nói chung bền vững.
    - Với các hợp chất clo cũng phản ứng dễ dàng:
    Cl2 + H2O = HCl + HClO
    Cl2 + FeCl2 = 2FeCl3
    Brom và iot
    - Brom tác dụng với số nguyên tố giống như clo nhưng các phản ứng xảy ra kém mãnh liệt hơn:
    Br2 + Na2SO3 + H2O = Na2SO4 + 2HBr
    - Iot chỉ có thể tác dụng trực tiếp với một số it nguyên tố hơn:
    I2 + H2S = S ↓ + 2HI
    - Riêng iot đã thể hiện tính khử trong một vài phản ứng:
    3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O
    Với cùng một nguyên tố, phản ứng của các halogen xảy ra theo một mức độ mãnh liệt giảm dần từ flo đến iot.
    Một halogen hoạt động có thể tác dụng với muối halogenua giải phóng ra halogen kém hoạt động hơn.
    F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2
    Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
    Khi tan trong nước halogen có tác dụng với nước:
    2F2 + 2H2O = 4H+ + 4F- + O2
    X2 + 2H2O = H3O+ + X- + HOX
    ( X = Cl, Br, I)
    DIỀU CHẾ
    Nguyên tắc chung là oxi hóa muối halogenua baèng các chất oxi hóa mạnh hoặc baèng dòng điện.
    Flo
    - Flo có tính oxi hóa mạnh nhất trong tất cả các chất nên phương pháp duy nhất dùng đề điều chế flo trong công nghiệp và trong phòng thí nghiệm là điện phân muối florua nóng chảy.
    - Trong công nghiệp, người ta điện phân hỗn hợp KF + 3HF dễ nóng chảy (66oC) trong thùng điện phân làm bằng thép hoặc đồng với cực âm cũng bằng thép hoặc đồng và cực dương bằng than. ở cực âm có khí H2 và ở cực dương có khí F2 thoát ra.
    Clo
    - Trong phòng thí nghiệm:
    Khí clo được điều chế bằng cách cho axit clohidric đặc tác dụng với chất oxi hóa mạnh như mangan dioxit (MnO2) rắn hoặc kali pemanganat (KMnO4) rắn:
    MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + H2O
    2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ +8H2O

    - Trong công nghiệp:
    + Phương pháp Veldon, điều chế clo bằng vôi tôi, còn oxi lấy trong không khí:
    12HCl + 4Ca(OH)2 + O2 = CaCl2 + 2Cl2↑ + 10H2O
    Phương pháp này rất khó phải dùng chất xúc tác là canxi manganat.
    + Phương pháp Dicon, có phần ưu điểm hơn:
    4HCl + O2 = 2Cl2↑ + 2H2O
    Chất xúc tác là CuCl2.
    + Cl2 cũng được coi là sản phẩm phụ của công nghệ sản xuất xút ăn da bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn:
    2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 ↑ + Cl2↑

    Brom
    - Trong công nghiệp cũng như trong phòng thí nghiệm là dùng khí clo đẩy brom ra khỏi muối brom.
    + Nguyên liệu là: nước biển, nước hồ muối. Axit hóa nước biển bằng axit sunfuric cho khí clo sục qua:
    Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
    + Chưng cất dung dịch đồng thời dùng dòng không khí để lôi cuốn brom đi vào dung dịch soda cho đến khi bảo hòa:
    3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2
    + Axit hóa dung dịch bằng H2SO4:
    5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 = 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O
    Iot
    - Trong công nghiệp nguồn nguyên liệu là nước lỗ khoan dầu mỏ và rong biển:
    + phơi khô rong biển, đốt thành tro, ngâm trong nước để hòa tan hết các muối.
    + gạn lấy dung dịch, đem cô cạn cho đến khi các muối kết tinh, phần lơn muối clorua và sunphat lắng xuống, còn muối iotua ở lại trong dung dịch.
    + cho dung dịch sau cùng tác dụng với một lượng khí cho đã tính trước (không lấy dư) hoặc với MnO2 hoặc H2
    ỨNG DỤNG
    Flo
    F2 dùng để điều chế Freon (CF2Cl2) còn gọi là CFC chất sinh hàn trong tủ lạnh, mày điều hòa nhiệt độ. Từ năm 1996 trở đi CFC đã bị cấm sử dụng vì khi phá hủy khí quyển sẽ phá hủy tầng ozon.
    Các polime chứa flo rất bền với hóa chất.
    + Ví dụ: teflon (-CF2- CF2-) dùng để điều chế các vòng đệm làm khí chân không hay phủ lên các vật dụng nhà bếp để chống dính.
    Flo và một số hợp chất của nó được dùng để làm chất oxi hóa nhiên liệu tên lửa.
    Dựa vào tính dễ bay hơi của uran hexaflorua (UF6 sôi ở 5,65oC) người ta dùng F2 trong việc phân chia các đồng vị của uran, làm giàu 235U.
    Dung dịch NaF loàng dùng làm thuốc chống sâu răng.
    Clo
    Được dùng nhiều để tẩy trắng sợi vải, bột giấy và sát trùng muối ăn.
    Tổng hợp HCl và nhiều hóa chất.
    Brom
    Được dùng để thêm vào ete xăng để chạy động cơ.
    Iot
    Để chế tạo dược phẩm và dùng trong hóa học phân tích, muoái iot phoøng beän böôùu coå.

    HỢP CHẤT
    Hidro halogenua (HX)
    - Tính chất chung:
    ở đñieàu kiện bình thường, tất cả các hidro halogenua đều độc, không màu.
    Từ HF → HI thì năng lượng liên kết giảm, độ dài liên kế tăng.
    Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần theo chiều tăng khối lượng phân tử từ HCl đến HI.
    Các hidro halogenua tan rất nhiều trong nước tạo thành dung dịch gọi là axit halogenhidric (HX)
    HX + H2O = H3O+ + X-
    HCl, HBr, HI đều là axit mạnh, riêng HF là một axit yếu.
    Tuy HF là một axit yếu nhưng khác với các axit khác nó oxi hóa được SiO2:
    SiO2 + HF = 2H2O + SiF4
    Sau đó SiF4 tác dụng với HF dư tạo thành H2SiF6 (axit hexafloxilixic) tan trong nước.
    Tính khử của HX:
    * HF: hoàn toàn không có tính khử.
    * HCl: chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh.
    * HBr và HI là axit có tính khử mạnh:
    2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
    2HI + H2SO4 = I2 + H2S+ 2H2O

    - ứng dụng:
    HCl là axit được dùng nhiều hơn cả, đước sản xuất với quy mô lớn chỉ sau H2SO4, HNO3, được dùng để điều chế vinyl clorua từ axetilen, muối clorua kim loại, NH4Cl, dược phẩm và phẩm nhuộm.
    HF dùng để điều chế criolit Na[AlF6] dùng trong sản xuất nhôm, sản xuất uran và khắc thủy tinh.
    - Điều chế:
    HF: phương pháp điều chế duy nhất trong công nghiệp cũng như trong phòng thí nghiệm là :
    CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF
    HCl:
    Phương pháp trước đây điều chế trong phòng thí nghiệm là:
    NaCl + H2SO4 = CaSO4 + HCl
    NaHSO4 + NaCl = NaSO4 + HCl
    Phương pháp hiện đại: tổng hợp trực tiếp từ H2 và Cl2 thu được khi điện phân dung dịch NaCl
    HBr và HI:
    Điều chế bằng phương pháp thủy phân muối brom và iodua của photpho ( không dùng để điều chế phương pháp đã dùng để điều chế HCl)
    PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr
    PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI

    Halogenua các nguyên tố:
    Phân chia halogenua ra 2 nhóm: halogenua ion và halogenua cộng hóa trị.
    Halogenua ion:
    Là halogenua có mạng lưới tinh thể bao gồm các ion mặc dù trong đó liên kết giữa nguyên tố với halogen luôn luôn có một mức độ cộng hóa trị nhất.
    Các kim loại kiềm (trừ Li), kim loại kiềm thổ (trừ Be), đa số lataonit và một số actinoit tạo nên halogenua ion.
    halogenua ion có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.

    Halogenua cộng hóa trị:
    Là halogenua có mạng lưới phân tử.
    Tương tác giữa các phân tử trong tinh thể là lực Van de van.
    Các nguyên tố không – kim loại, các kim loại có số oxi hóa cao tạo nên halogenua cộng hóa trị.
    Halogenua cộng hóa trị đều dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy thấp, tan trong dung môi không cực và không dẫn điện khi nóng chảy cũng như khi tan trong dung môi không cực. Tinh chất hóa học chung nhất của các halogenua cộng hóa trị là dễ bị thủy phân tạo nên axit halogenhidric.
    Ví dụ: BiCl3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HCl

    Các halogenua cộng hóa trị dễ bị thủy phân có thể điểu chế theo các phương pháp sau đây:
    Cho các nguyên tố tương tác trực tiếp với nhau.
    Ví dụ: Sn + 2Cl2 = SnCl4
    S + 3F2 = SF6
    Đun nóng oxit hay sunfua với cacbon và clo với S2Cl2 và Cl2, với CCl4 hoặc với photgen để điều chế clorua.
    Ví dụ:
    Cr2O3 + 3C + 3Cl2 = 2CrCl3 + 3CO
    4Lu2O3 + 3S2Cl2 + 9Cl2 = 8LuCl3 + 6SO2
    Cho clorua tác dụng với HF hay đun nóng oxit với hỗn hợp CaF2 và H2SO4 để điều chế florua.
    Ví dụ:
    TiCl4 + 4HF = TiF4 + 4HCl
    Các halogenua cộng hóa trị không bị thủy phân có thể điều chế bằng các phương pháp sau đây:
    Cho kim loại, oxit hay hidroxit kim loại tác dụng với axit halogenhidric.
    Kết tủa các halogenua ít tan bằng phản ứng trao đổi ion:
    Ví dụ:
    AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3

    Oxit của halogen
    Các oxit của halogen nói chung đều kém bền đối với nhiệt cho nên hoạt động về mặt hóa học.
    Oxit của flo
    Flo tạo nên một số oxit có công thức chung là F2On (n= 1, 2, 3, 4).
    Phân tử điflo oxit F2O
    Tính chất vật lý: F2O có cấu tạo đối xứng giống phân tử H2O với góc FOF bằng 108o và độ dài của liên kết O-F bằng 1,41Ao.
    ở điều kiện thường, điflo oxit là khí không màu, có mùi gần giống ozon và rất độc, độc hơn flo. Nó hóa lỏng ở -145oC và hóa rắn ở -224oC.khí này có thể ngưng tụ thành một chất lỏng màu vàng.

    Tính chất hóa học:
    * Nó là oxit bền nhất trong các oxit của flo, chỉ phân hủy chậm ở 250oC thành flo và oxi.
    * Là chất oxi hóa mạnh, F2O tác dụng với hầu hết nguyên tố kim loại và không- kim loại tạo thành oxit và florua.
    * Nó không tác dụng với nước lạnh nhưng tác dụng với hơi nước theo phản ứng:
    F2O + H2O = 2HF + O2
    Điều chế: F2O được Lobo (Lebeau) và Damieng (Damien) điều chế vào năm 1928 bằng cách cho flo tác dụng natri hidroxit
    2F2 + 2OH- → 2F- + OF2 +H2O

    Phân tử điflo đioxit F2O2
    Có cấu tạo giống như phân tử H2O2 với độ dài liên kết O-F là 1,575A0 và của liên kết O-O là 1,27(ngắn hơn trường hợp H2O2).
    Ở -95oC F2O2 là chất lỏng màu đỏ anh đào và ở -160oC hóa thành chất rắn màu da cam.
    Nó rất kém bền, ở nhiệt độ -57oC đã phân hủy thành các đơn
    Oxit này được điều chế khi phóng điện êm qua hỗn hợp F2 và O2 ở nhiệt độ thấp.

    Ozon điflorua F2O3
    Ozon điflorua được điều chế bằng cách phóng điện qua hỗn hợp nguyên tố ở 73K dưới áp suất 1,6kPa.
    ở nhiệt độ thấp Ozon điflorua là chất lỏng màu đỏ , có d =1,75g/cm3 ở 90K. Entanpi hình thành chuẩn của F2O2 là .
    F2O3 tự phân hủy từ nhiệ độ 268K trở lên:
    2 F2O3 → O2 + 2 F2O2
    Khả năng oxi hóa của hợp chất này cao hơn flo và oxi điflorua.
    Tetraoxit điflorua F2O4
    F2O4 được điều chế từ các nguyên tố qua phóng điện ở nhiệt độ 60 đến 70K.Ở nhiệt độ trên 100K, F2O4 bị phân hủy, tạo thành ozon điflorua và oxi.

    Oxit của clo
    Clo tạo nên 5 oxit có công thức là Cl2O, Cl2O3, ClO2, Cl2O6, và Cl2O7
    Phân tử điclo oxit Cl2O
    Tính chất vật lý: Nó có cấu tạo giống phân tử F2O với góc ClOCl là 111o và độ dài của liên kết O-Cl bằng 1,71A0. Ở điều kiện thường, Cl2O là khí màu vàng da cam, nặng hơn không khí và có mùi giống clo. Nó hóa thành chất lỏng màu đỏ nâu ở 20C và hóa rắn ở 1210C.


    Tính chất hóa học:
    * Nó không bền, dễ phân hủy nổ thành Cl2 và O2 cho nên tác dụng mãnh liệt với nhiều nguyên tố và nhiều hợp chất chứa hidro.
    * Kim loại kiềm, photpho, asen khi tiếp xúc với Cl2O sẽ bốc cháy tạo thành oxit và clorua.
    * Nó tan trong nước tạo thành dung dịch màu vàng da cam chứa một lượng HClO (axit hipocloro) cho nên về hình thức có thể coi Cl2O là anhidrit của axit hipocloro.
    Điều chế:
    * Điclo oxit được tạo thành do thủy ngân (II) oxit vừa điều chế tác dụng với khí clo hoặc với dung dịch clo trong CCl4:
    2Cl2 + 2HgO = HgO. HgCl2 + Cl2O

    Phân tử clo dioxit ClO2
    Có góc OClO bằng 118o với độ dài liên kết Cl-O là 1,49Ao. Là phân tử có một số lẻ electron nhưng Cl2O không có khả năng trùng hợp như những phân tử khác có số lẻ electron.
    Cl2O là khí màu vàng lục có mùi khó chịu và nặng hơn không khí.
    Cl2O rất kém bền, dễ phân hủy nổ cho nên cần được điều chế ở ngay tại chỗ sử dụng nó. Do kém bền, Cl2O rất hoạt động về mặt hóa học. Nó là chất oxi hóa mạnh:
    ClO2 + 4H+ + 5e = Cl- + 2H2O

    Trong thực tế nó được dùng chủ yếu để tẩy trắng xenlulozo và bột giấy.
    Cl2O tan rất nhiều trong nước và có thể tạo nên hidrat kết tinh ClO2.6H2O có màu vàng và bền ở nhiệt độ dưới 180C.
    Trong dung dịch kiềm, ClO2 nhanh chóng tạo thành hỗn hợp clorit và clorat.
    Ví dụ:
    2ClO2 + 2KOH = KClO2 + KClO3 + H2O

    Phương pháp tốt nhất để điều chế ClO2 là cho dung dịch H2SO4 loãng tác dụng với hỗn hợp KClO3 và H2C2O4:
    2 KClO3 + H2C2O4 + 2 H2SO4 = 2KHSO4 + 2H2O + 2ClO2 + 2CO2
    Vì lượng khí CO2 do phản ứng sinh ra sẽ pha loăng khí ClO2 là hợp chất dễ gây nổ.
    Trong công nghiệp, ClO2 có thể điều chế bằng tương tác của NaClO3 với SO2 ở trong dung dịch H2SO4 4M:
    2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4

    Phân tử diclo hexaoxit Cl2O6
    Cl2O6là một chất lỏng giống như dầu, có màu đỏ thẫm, hóa rắn ở 30C. nó gồm những phân tử dime Cl2O6 có tính nghịch từ. Ở trạng thái khí, nó gồm những phân tử thuận từ ClO3.
    Cl2O6 không bền, phân hủy ở ngay nhiệt độ nóng chảy thành ClO2 và O2. Nó gây phản ứng nổ với các hợp chất hữu cơ và các chất khử khác. Nó phản ưng mãnh liệt với nước tạo thành hỗn hợp axit cloric và axit pecloric:
    Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4
    Cho nên Cl2O6 được coi là anhidrit hỗn hợp của pecloric và axit cloric.
    Cl2O6 được tạo nên khi chiếu tia tử ngoại vào ClO2 hoặc cho ozon tác dụng với ClO2.

    Phân tử diclo heptaoxit Cl2O7
    Các liên kết Cl-O ở giữa phân tử có độ dài là 1,72A0
    ở các điều kiện thường, Cl2O7 là một chất lỏng không có màu và giống như dầu. Nó hóa rắn ở -900C và sôi ở 830C.
    Đây là hợp chất bền nhất trong các oxit của clo. Nó phân hủy và nổ khi phân hủy đến 1200C hoặc khi va chạm. Khả năng oxi hóa của nó cũng kém nhất trong các oixt của clo: với những chất như S, P, giấy vả vỏ bào,


    ở các điều kiện thường, Cl2O7 không tác dụng nhưng với iot gây phản ứng nổ. Nó tan vô hạn trong CCl4 nhưng tan châm trong nước tạo thành axit pecloric:
    Cl2O7 + H2O = 2HClO4
    Nó được tạo nên khi dùng P4O10 để làm mất nước của axit pecloric rồi chưng cất trong chân không để được Cl2O7 tinh khiết.

    Oxit của brom
    Đibrom oxit Br2O: là chất lỏng màu nâu đỏ, phân hủy rõ rệt ở -500C thành brom và oxi, tan trong CCl4 cho dung dịch bền màu lục. Về hình thức nó được coi là anhidrit của axit hipobromo. Nó được tạo nên khi cho brom đi qua thủy ngân (II)oxit.
    Brom dioxit BrO2: là chất rắn màu vàng ở dưới -400C. Ở nhiệt độ này, nó phân hủy thành BrO2­ và một chất rắn màu trắng có lẻ là Br2O7.Khi tan trong nước, nó tạo thành dung dịch axit có chứa các anion Br-, BrO-, và Br . Brom dioxit BrO2 được tạo nên khi phóng điện êm qua hỗn hợp brom và oxi ở nhiệt độ của không khí lỏng.

    Tribrom octaoxit Br3O8( còn có công thức BrO3): là chất rắn màu trắng, không bền ở nhiệt độ trên
    -80oC nhưng bền trong khí quyển ozon.Nó tan trong nước tạo thành dung dịch có tinh axit và tính oxi hóa. Nó được tạo nên khi cho brom tác dụng với ozon ở nhiệt độ thấp.
    Oxit của iot
    Iot tạo nên các oxit có công thức I2O4, I4O9, I2O5.
    Điiot tetraoxit I2O4 Nó là chất rắn màu vàng phân hủy ở trên 85oC thành I2O5 và I2 cho nên có tinh oxi hóa. Nó không tan trong nước lạnh nhưng tan trong nước nóng tạo thành axit iodic và iot:
    5 I2O4 + 4H2O = 8HIO3 + I2

    * Trong dung dịch kiềm nó tạo thành iodua và iodat.
    * Điiot tetraoxit I2O4 được tạo nên khi đun nóng axit iodua với axit sunfuric đặc trong vài ngày.
    Tetraiot nonaoxit I4O9 :Đây là chất rắn màu vàng da cam, hút ẩm mạnh và chảy rửa trong không khí. Trên nhiệt độ 750C, nó phân hủy thành I2O5 , I2 và O2.Nó tác dụng với nước tạo thành axit iodic và iot.
    * I4O9 được tạo nên khi cho iot tác dụng với hỗn hợp ozon và oxi ở nhiệt độ thường hoặc đun nóng axit iodic với axit orthophotphoric.

    Điiot pentaoxit I2O5 là oxit quan trọng nhất trong các oxit của iot. Đây là một chất rắn màu trắng, bền đến nhiệt độ 3000C. Trên nhiệt độ đó, nó nóng chảy phân hủy thành các đơn chất. Nó tan trong nước và phản ứng chậm với nước tạo thành axit iodic:I2O5 + H2O = 3HIO3
    * Nó có tinh oxi hoá, khi tác dụng với các chất như H2S, HCl, và CO nó giải phóng I2. trong hóa học phân tích, I2O5 được dùng để định lượng khí CO, iot do phản ứng sinh ra được chuẩn độ bằng Na2S2O3.
    * Điiot pentaoxit I2O5 được điều chế bằng cách làm mất nước của axit iodic ở nhiệt độ 2400C.

    Axit hipohalogeno HXO
    HFO được tạo nên khi cho khí flo ở áp suất thấp đi qua nước ở OoC. ở nhiệt độ thường nó phân hủy thành HF và O2:
    2HFO = 2HF + O2
    Khi tác dụng với nước nó không giải phóng oxi mà tạo H2O2: HFO + H2O = HF + H2O2
    Các axit hipohalogeno khác chỉ tồn tại ở trong dung dịch loãng và ngay trong đó cũng dễ phân hủy thành hidro halogenua và oxi:
    HXO + H2O = H3O+ + XO-
    Trong môi trường kiềm, ion hipohalogenit XO- (X= Cl; Br và I) phân hủy chủ yếu theo phản ứng:
    3XO- → 2X- +XO3-
    Lợi dụng tính oxi hóa của hipoclorit, trong thực tế người ta dùng 2 hóa phẩm muối hipoclorit là nước Javen và clorua vôi để tẩy trắng vải và nước sát trùng.
    Axit halogeno (HXO2)
    Trong các axit halogeno người ta chỉ biết được axit cloro HClO2. nó là hợp chất không bền, chỉ tồn tại ở trong dung dịch và ngay trong đó cũng phân hủy nhanh chóng theo phản ứng:
    4HClO2 = 2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O
    Muối của nó được gọi là clorit. Muối này bền hơn Axit cloro. Trong thực tế người ta dùng natri clorit NaClO2 để tẩy trắng vải và giấy. natri clorit có thể điều chế bằng tác dụng của ClO2 với natri peoxit: 2 ClO2 + Na2O2 = 2 NaClO2 + O2

    Axit halogenic (HXO3)
    Axit cloric HClO3 và axit brom HBrO3 chỉ tồn tại trong dung dịch. Axit iodic HIO3 có thể kết tinh dười dạng tinh thể không màu.
    Cả 3 axit HXO3 đều có tính oxi hóa mạnh, tính oxi hóa đó giảm dần từ clo đền iot:
    2HClO3 + 10H+ + 10e = Cl2 + 6H2O
    2HBrO3 + 10H+ + 10e = Br2 + 6H2O
    2HIO3 + 10H+ + 10e = I2 + 6H2O
    Chúng tác dụng với lưu huỳnh, phot pho, asen, khí sunfuro.
    ở trong nước, HXO3 là những axit nhiều nấc.
    Axit halogenic có thể điều chế bằng cách cho muối halogenat tác dụng với sunfuric:
    NaIO3 + H2SO4 = HIO3 + NaHSO4


    Axit pehalogenic
    Axit pecloric:
    ñoä daøi lieân keát Cl-O trong phaân töû HClO4 ngaén hôn so vôùi lieân keát ñôn.
    Axit pecloric tinh khieát laø moät chaát loûng khoâng maøu raát linh ñoäng, boác khoùi maïnh trong khoâng khí, hoùa raén ôû -1120C.
    Noù raát deã tan trong nöôùc vaø taïo neân vôùi nöôùc nhöõng hidrat HClO4.nH2O (n =1,2,3).
    Do raát keùm beàn nhieät, axit pecloric khan laø chaát oxi hoùa maïnh.
    Trong dung dòch nöôùc, Axit pecloric laø axit maïnh nhaát. Muoái cuûa noù goïi laø peclorat.


    So sánh tính chất axit của các oxit axit của clo nhận thấy trong dãy HClO - HClO2 - HClO3 - HClO4 tính axit tăng lên dần.
    Do sự tăng dần độ bền trong dãy ClO- - ClO2- - ClO3- - ClO4-, tính oxi hóa của các oxit axit và các muối tương ứng giảm xuống.
    Axit pecloric là 1 hóa chất thường dùng trong hóa học phân tích để đuổi một axit dễ bay hơi ra khỏi muối. Nó có thể được điều chế bằng sự tương tác của muối KClO4 với H2SO4 đặc:
    KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4
    Chưng cất hỗn hợp trong chưng không
    (P = 22mmHg) sẽ được axit khan.

    Axit peiodic:
    Trong dung dịch, axit peiodic tồn tại dưới dạng ion tứ diện IO4- và những ion được hydrat hóa như: H2IO5- và H4IO6-.
    Phân tử H5IO6 có cấu tạo hình bát diện, là chất ở dạng tinh thể không màu, nóng chảy ở 1220C, dễ tan trong nước.
    Muối của axit peiodic được gọi là peiodat, hầu hết ít tan trong nước.
    Đặc điểm chủ yếu của axit peiodic và muối peiodat là có tính oxi hóa mạnh.
    Axit parapeiodic có thể được điều chế bằng cách cho muối parapeiodat tác dụng với axit sunfucric:
    Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4 + 2H5IO6


    Hợp chất giữa các halogen:

     
    Gửi ý kiến
    print

    Nhấn Esc để đóng