Tài liệu Xây dựng hệ thống bài tập về hóa học phi kim

  • Số trang: 201 |
  • Loại file: DOC |
  • Lượt xem: 200 |
  • Lượt tải: 0
dinhthithuyha

Đã đăng 3693 tài liệu

Mô tả:

Xây dựng hệ thống bài tập về hóa học phi kim MỞ ĐẦU I. Lí do chọn đề tài Như chúng ta đã biết hóa học vô cơ là một ngành đã và đang phát triển trên thế giới cũng như ở Việt Nam. Việc nghiên cứu về phi kim là một hướng nghiên cứu. Để việc xác định sự tồn tại của phi kim hay quá trình tổng hợp ra chúng cần có việc nghiên cứu sự cấu trúc và sự phù hợp giữa cấu trúc và tính chất. Sự xác định cấu trúc, liên kết và tính chất của phi kim sẽ giúp việc nghiên cứu chúng được dễ dàng hơn. Phi kim là một lĩnh vực không còn xa lạ với các nước trên thế giới và ngày càng xuất hiện nhiều trong các kì thi quốc gia cũng như quốc tế. Lý thuyết về phi kim trong hoá học phổ thông được đề cập nhiều cả những tài liệu dành cho học sinh chuyên cũng như tài liệu bồi dưỡng giáo viên, nhưng chủ yếu được trình bày trên cơ sở lí thuyết. Hệ thống bài tập áp dụng dùng cho bồi dưỡng học sinh giỏi Quốc gia và Quốc tế chưa được đề cập nhiều. Hiện nay nội dung về phi kim đã được đưa vào trong tài liệu bồi dưỡng học sinh giỏi, tuy nhiên nội dung kiến thức chủ yếu là lí thuyết và các bài tập định tính. Hệ thống các dạng bài tập, đặc biệt là bài tập để thấy được sự phù hợp cấu tạo phân tử và tính chất chưa nhiều. Điều này khó đảm bảo để các em có thể giải quyết trọn vẹn được các bài toán định tính, định lượng hóa học về phi kim được ra dưới các dạng khác nhau trong các đề thi học sinh giỏi Quốc gia, Quốc tế. Chính vì những lý do trên nên chúng tôi chọn đề tài: “ Xây dựng hệ thống bài tập về hóa học phi kim ”. II. Mục đích của đề tài: Vận dụng lý thuyết về cấu trúc, liên kết, tính chất của phi kim, xây dựng tiêu chí các bài tập về cấu trúc, liên kết trong phi kim, tính toán định lượng về phi kim và phân loại chúng một cách đơn giản nhất phục vụ cho bồi dưỡng học sinh giỏi Quốc gia, Quốc tế. III. Nhiệm vụ và nội dung của đề tài: 1 1- Nghiên cứu lí thuyết về hóa học phi kim trong chương trình hóa học vô cơ của đại học, khoa Hoá Đại học Sư phạm Hà Nội và tìm hiểu nội dung giảng dạy hóa học vô cơ nói chung ở trường chuyên. 2- Thống kê, phân loại các bài tập trong tài liệu giáo khoa, sách bài tập cho sinh viên, trong các tài liệu tham khảo có nội dung liên quan đến hóa phi kim, từ đó phân tích việc vận dụng nội dung lí thuyết cấu trúc, liên kết, tính chất của phi kim trong giảng dạy hoá học ở các trường chuyên và xây dựng tiêu chí, cấu trúc các bài tập liên quan. 3- Phân tích nội dung hóa học phi kim trong các đề thi Olympic Quốc gia các nước và Olympic Quốc tế để thấy được mức độ yêu cầu vận dụng cơ sở lí thuyết ngày càng cao của các đề thi, từ đó đặt ra nhiệm vụ cho các giáo viên phải có khả năng tự bồi dưỡng nâng cao trình độ để không những trang bị được kiến thức cơ bản, nâng cao cần thiết cho các em mà còn phải biết dạy cách học, dạy bản chất vấn đề để giúp học sinh học có hiệu quả nhất. 2 PHẦN 1: TỔNG QUAN I- TẦM QUAN TRỌNG CỦA HÓA HỌC PHI KIM. Hóa học phi kim là nội dung cơ bản nhất của hóa học vô cơ. Hiểu rõ kiến thức hóa học phi kim mới có thể nghiên cứu các vấn đề khác của hóa học vô cơ như: liên kết, cấu tạo, dự đoán phản ứng, tổng hợp các chất vô cơ mong muốn, xác định cấu tạo các hợp chất vô cơ, dự đoán tính chất lý hóa của chúng. Việc đưa nội dung này vào chương trình có ý nghĩa rất lớn, giúp cho học sinh hiểu đầy đủ và sâu sắc một kiến thức nền tảng của hóa học vô cơ. Bước đầu cho học sinh tiếp cận với các hóa học vô cơ nâng cao so với chương trình hóa học phổ thông. II- TÌNH HÌNH THỰC TẾ VỀ NỘI DUNG KIẾN THỨC HÓA HỌC PHI KIM TRONG CÁC TÀI LIỆU HIỆN HÀNH Trong các tài liệu hiện hành, lý thuyết về hóa học phi kim đã tương đối đầy đủ, nhưng các dạng bài tập thì chưa phong phú và chưa được phân loại rõ ràng và bó hẹp trong những dạng bài xác định tính chất hoặc liên quan tới các kiến thức khác của hóa học phi kim ở mức độ đơn giản. Hơn nữa, bài tập vận dụng lý thuyết hóa phi kim chưa có dạng tổng hợp để bồi dưỡng năng lực tư duy, chưa được định lượng hóa. III- VAI TRÒ CỦA BÀI TẬP TRONG VIỆC BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI. Để đặt ra được các yêu cầu cho học sinh (HS) trong quá trình giảng dạy thì việc lựa chọn, xây dựng các bài tập là việc làm rất quan trọng và cần thiết đối với mỗi GV. Thông qua bài tập, GV sẽ đánh giá được khả năng nhận thức, khả năng vận dụng kiến thức của HS. Bài tập là phương tiện cơ bản nhất để dạy HS tập vận dụng kiến thức vào thực hành, thực tế sự vận dụng các kiến thức thông qua các bài tập có rất nhiều hình thức phong phú. Chính nhờ việc giải các bài tập mà kiến thức được củng cố, khắc sâu, chính xác hóa, mở rộng và nâng cao. Cho nên, bài tập vừa là nội dung, vừa là phương pháp, vừa là phương tiện để dạy tốt và học tốt. 3 PHẦN II - NỘI DUNG CÁC VẤN ĐỀ LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP VẬN DỤNG LÝ THUYẾT HÓA HỌC PHI KIM Chương I: TÓM TẮT LÝ THUYẾT VỀ PHI KIM A.CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA I. Đặc điểm chung của các halogen N0 Tính chất F 1 Số thứ tự 9 2 2 Cấu hình electron 2s 2p5 3 Bán kính ntử, Ao 0,64 4 Năng lượng ion hóa I1, eV 17,42 5 Ái lực electron, eV -3,58 6 Độ âm điện 3,98 Cl 17 2 3s 3p5 0,99 13,01 -3,81 3,16 Br 35 2 4s 4p5 1,14 11,84 -3,56 2,96 I 53 2 5s 5p5 1,33 10,45 -3,29 2,66 At 85 2 6s 6p5 1,40 9,50 -3,29 2,20 Nguyên tử của các nguyên tố nhóm VIIA có 7 electron trên lớp vỏ ngoài cùng với cấu hình electron: ns2np5. Chúng còn thiếu 1 electron nữa là đạt được cấu hình bền của khí trơ, do đó: + Có thể dễ dàng nhận thêm 1 electron để tạo thành X- khi tác dụng với kim loại: X + 1e X+ Tạo liên kết cộng hóa trị bằng cách góp chung 1 electron độc thân với nguyên tử của nguyên tố khác: Ví dụ: H-Cl, I-Cl, Cl-Cl... - Từ clo trở xuống, các halogen có thể dùng obitan d để tạo thành nhiều phân tử mà trên lớp vỏ ngoài cùng có hơn 8e. Ví dụ: BrF5, IF7... Ở cả 3 trạng thái rắn, lỏng và khí các halogen đều gồm những phân tử 2 nguyên tử X2 với cấu hình electron như sau: (s lk)2 (s plk)2(pz lk)2 (px,ylk)4 (px,y plk)4 II. Trạng thái thiên nhiên và thành phần đồng vị Các halogen có tính oxi hóa mạnh, nên chúng không tồn tại ở trạng thái tự do mà chỉ tìm thấy ở dạng hợp chất, thường là những halogenua kim loại mạnh (Na, K, Ca, Mg..) - Flo có trong 3 khoáng vật chính là florit CaF2; cryolit Na3AlF6 và floapatit Ca5(PO4)3F, trong men răng, trong xương. - Clo có: Chủ yếu dưới dạng muối ăn NaCl có trong nước biển hoặc trong mỏ muối, trong máu dưới dạng NaCl và trong dịch vị dưới dạng HCl. - Brôm và iốt: Thường đi theo các hợp chất tương ứng của clo trong nước biển, nhưng với lượng ít hơn nhiều. Iốt còn có trong một số rong biển, trong tuyến giáp. 4 Trong các hợp chất tự nhiên thì: - Flo chỉ có một đồng vị 19F. Hiện nay người ta điều chế được các đồng vị kém bền của flo có khối lượng từ 16-21. - Clo tồn tại dưới dạng 2 đồng vị bền là 35Cl(75,53%) và 37Cl(24,47%). - Brôm có 2 đồng vị bền là 79Br (50,56%) và 82Br (49,44%). - Iốt có 1 đồng vị bền là 127I. III. Tính chất vật lí 1. Trạng thái: Ở điều kiện thường, flo là khí, clo là chất khí, brôm là chất lỏng, iốt là chất rắn. 2. Màu sắc Halogen F2 Cl2 Br2 I2 max, nm 285 330 420 520 Màu sắc lục nhạt lục vàng đỏ - nâu đen - tím 3. Tính tan Các halogen đều có mùi xốc, khó ngửi, rất độc. Là những hợp chất không phân cực, các halogen tương đối ít tan trong nước. Các halogen tan nhiều trong các dung môi không phân cực như benzen, tetra cloruacacbon, cacbon đisunfua, ete và ngay cả rượu... 4. Một số tính chất vật lí đặc trưng của iot - Iot là chất rắn màu đen có ánh kim yếu. - Ở áp suất khí quyển nó thăng hoa mà không nóng chảy do áp suất hơi riêng phần trên bề mặt của nó rất lớn. Nó dễ tan trong dung môi không cực, như CS 2 và CCl4. Hơi iốt có màu tím và hóa rắn khi được làm lạnh. Trong dung dịch hồ tinh bột loãng, iốt cho màu lam thẫm. - Iốt tan nhiều trong dung dịch KI, do sự tạo thành ion phức triiođua (có màu vàng nhạt): I2 + I-  I3IV. Tính chất hóa học 1. Phản ứng với hiđro - Flo cho phản ứng nổ mạnh, ngay ở nhiệt độ rất thấp, khi mà flo còn ở thể rắn và hiđrô ở thể lỏng: F2 + H2  H0 = -288,6 kJ/mol 2HF - Clo chỉ phản ứng nổ với hidro khi đặt ra ngoài ánh sáng chói của mặt trời hoặc đun nóng: Cl2 + H2  2HCl H0 = -92,3 kJ/mol - Brôm tác dụng ở nhiệt độ cao hơn va không gây nổ Br2 + H2  2HBr H0 = -35,98 kJ/mol - Iốt hoạt động còn kém hơn nữa, phải đun nóng mạnh mới có phản ứng thuận nghịch và thu nhiệt: I2 + H2 2HI H0 = 25,9 kJ/mol 2. Phản ứng với các phi kim khác 5 3. Phản ứng với kim loại 3. Tác dụng với kim loại Với những kim loại có tính dương điện mạnh như Na, K, Mg,... halogen có thể cho ngay phản ứng ở nhiệt độ thường. Với clo khi tác dụng với những kim loại có nhiều trạng thái oxi hóa tạo thành các halogenua kim loại ứng với số oxi hóa cao nhất. Ví dụ: 3Cl2 + 2Fe  2FeCl3 Iốt do khả năng oxi hóa yếu hơn nên chỉ đưa kim loại lên trạng thái oxi hóa thấp: Fe + I2 FeI2 4. Phản ứng với nước Ở nhiệt độ thường, các halogen chủ yếu theo 2 phản ứng: X2 + HOH 2H+ + 2X- + 1/2O2 (*) X2 + HOH H+ + X- + HOX (**) - Với flo: nước bị cháy trong khí quyển flo F2 + H2O  2HF + 1/2O2 - Với clo: ở nhiệt độ cao khoảng 700 0C tác dụng với nước theo phản ứng (*), còn ở nhiệt độ thường thì theo phản ứng (**): Cl2 + H2O HCl + HClO Hỗn hợp này gọi là nước clo, nước clo có tính ôxi hóa mạnh hơn clo ở thể khí vì HClO có thế khử chuẩn lớn hơn khí Cl2. 5. Phản ứng với dung dịch kiềm Tùy theo điều kiện cụ thể, các halogen tác dụng với dung dịch kiềm sẽ cho dung dịch chứa ion hypohalogenit XO- hay ion halogenat XO3-. 6. Phản ứng với các hiđrua Cl2, Br2, I2 phản ứng với dung dịch NH3, dung dịch H2S…. 7. Phản ứng hoán vị Ví dụ: Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 8. Phản ứng với các hợp chất của kim loại Ví dụ: FeCl2 + Cl2 dư FeCl3 9. Phản ứng với chất oxi hóa (tính khử): Khả năng khử không thể hiện ở flo và clo, nhưng tăng lên dần từ brôm đến astatin, khi chúng tác dụng với những chất oxi hóa mạnh. 5Cl2 + Br2 + 6H2O  2HBrO3 + 10HCl 5Cl2 + I2 + 6H2O  2HIO3 + 10HCl 5HOCl + 2At + H2O  2HAtO3 + 5HCl V. Điều chế và ứng dụng 6 1. Điều chế Dựa trên phản ứng oxi hóa các halogenua bằng các chất oxi hóa mạnh hoặc bằng dòng điện: X- - e  X rồi sau đó 2X  X2 - Flo: vì là chất oxi hóa mạnh nhất trong các nguyên tố, nên không thể dùng phản ứng oxi hóa khử để điều chế, mà phương pháp duy nhất là điện phân nóng chảy muối KHF 2, hoặc dung dịch KHF2 trong HF lỏng, khí flo sẽ thoát ra ở anot. - Clo: * Trong phòng thí nghiệm: Dùng axit clohiđric đặc tác dụng với một trong các chất oxi hóa mạnh như KMnO4, MnO2, CaOCl2 đun nóng: 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O* *Trong công nghiệp: -Điện phân dung dịch NaCl với bình điện phân có màng ngăn 2 cực, anot làm bằng than chì, catot làm bằng sắt. Với dung dịch NaCl anot: 2Cl- - 2e → Cl2 catot: 2H2O + 2e → 2OH- + H2 phương trình phản ứng: 2NaCl + 2H2O → H2 + Cl2 + 2NaOH - Điện phân NaCl nóng chảy : 2NaCl → 2Na + Cl2 (anot) - Brôm và iốt: * Trong phòng thí nghiệm: tương tự như điều chế clo 2NaX + H2SO4 đặc + MnO2 X2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O * Trong công nghiệp: Dùng một lượng clo vừa đủ để oxi hóa ion Br - ở trong nước cái ruộng muối, nước hồ muối: Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Hoặc oxi hóa ion I- trong nước tro tảo, nước của lỗ khoan dầu mỏ Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2 2. Ứng dụng - Flo: chất làm lạnh thượng hạng là freon CF 2Cl2 (C.F.C: là một chất rất có hại, vì nó phá thủng tầng ozon - lớp áo bảo vệ trái đất chống lại các tia cực tím). Còn chất CHClF2 dùng để sản xuất tetrafloetilen 2CHClF2 CF2=CF2 + 2HCl Politetrafloetilen được dùng để phủ lên chảo không dính, làm lớp lót trong các điện trở. - Clo: tẩy trắng sợi xenlulozơ, điều chế nước Javel, clorua vôi, tổng hợp HCl, diệt trùng nước uống (0,002 gam clo/1lit nước), điều chế một số dung môi quan trọng như CCl4 ... Clo là một chất độc, nhiều hợp chất của nó còn độc gấp bội như trong các loại thuốc trừ sâu: D.D.T (DicloDiphenylTricloetan); C6H6Cl6 7 - Brôm: được dùng trong kỷ nghệ điện ảnh, giấy ảnh, phim, dùng làm dược phẩm, NaBr là thuốc an thần. - Iốt: là chất khử trùng tốt nhất đối với vết thương, thường dùng dưới dạng cồn-iốt, vừa diệt trùng vừa kích thích các mô phát triển làm cho vết thương mau lành. VI. Hiđro halogenua 1.Đặc điểm chung Từ HCl đến HI, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần theo chiều tăng dần khối lượng phân tử. Riêng HF có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao một cách bất thường, nguyên nhân là có sự trùng hợp mạnh giữa các phân tử HF bằng liên kết hidro liên phân tử nHF  (HF)n n = 2  6 Năng lượng của liên kết hidro trong trường hợp này là lớn nhất, vì F có độ âm điện lớn nhất. Đến trên 900C thì khí HF mới hoàn toàn ở trạng thái đơn phân tử. Trong dãy HF  HI độ dài liên kết tăng lên và năng lượng liên kết giảm xuống làm cho độ bền nhiệt của phân tử giảm xuống mạnh. Là hợp chất có cực, các hidro halogenua tan rất nhiều trong nước. Ở 0 0C, độ tan của HF vô hạn, còn của HCl, HBr, HI giảm dần vào khoảng 500 lit trong 1 lít nước. Tính háo nước của các hidrohalogenua giải thích tại sao các dung dịch đậm đặc của chúng bốc khói trong không khí ẩm. 2. Tính chất lý học Chất nhiệt độ nóng chảy(0C) nhiệt độ sôi(0C) Độ dài liên kết H-X(A0) năng lượng liên kết H-X (kJ/mol) Momen lưỡng cực D(Debye) Độ tan trong nước 00C(mol/l) HF -83 19,5 0,92 HCl -114,2 -84,9 1,27 HBr -88 -66,7 1,41 HI -50,8 -35,8 1,60 565 431 364 297 1,98 tan không giới hạn 9 7,8.10-4 1,07 0,79 0,38 14 15 2 Độ phân ly của dung dịch 0,1N 92,6 93,5 95 0 7 9 Hằng số điện li (Ka) ở 25 C 1,5.10 1,2.10 4,9.1010 3. Tính chất hóa học a. Tính axit của dung dịch nước Ở thể khí hoặc lỏng, các HX không hề thể hiện tính axit, HCl nguyên chất ở thể lỏng không dẫn điện, không ăn mòn kim loại... Tuy nhiên dung dịch nước của các HX là những axit mạnh và được gọi là axit halogenhidric: 8 HX + HOH H3O+ + XQua độ phân li của dung dịch 0,1N thì các axit HCl, HBr, HI là những axit rất mạnh. Còn axit flohidric là axit tương đối yếu vì ngoài qúa trình phân li kém của HF do năng lượng liên kết H-F rất lớn: HF + HOH H3O+ + FK = 7.10-4 còn có quá trình kết hợp của ion F- với phân tử HF F- + HF HF2K= 5 Vì lý do đó mà khi tác dụng với các dung dịch kiềm như: NaOH, KOH axit HF không tạo thành muối florua trung tính, mà tạo thành muối hiđroflorua như: NaHF2, KHF2. Khác với các axit khác, axit HF là axit duy nhất tác dụng với SiO 2 (cát, đất sét, thủy tinh): SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O rồi silic tetraflorua tác dụng với HF dư tạo thành axit hexaflosilixic H2SiF6 tan trong nước. HF là axit độc, khi rơi vào da nó gây vết loét khó lành. Khi đi từ HF đến HI tính axit tăng lên, nguyên nhân là do năng lượng liên kết H-X giảm xuống nên phân tử càng dễ bị ion hóa. Các dung dịch HX ăn mòn được kim loại đứng trước H trong dãy điện hóa và tạo thành các halogenua kim loại ứng với hóa trị cực tiểu của kim loại đó: Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 b. Tính khử Trong dãy HF đến HI tính khử ở trạng thái khí cũng như trạng thái dung dịch tăng theo độ kém bền của liên kết H-X, vì khả năng nhường electron của ion X- tăng dần từ F- đến I- HF không thể hiện tính khử. - HCl có tính khử yếu, chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh. - HBr và HI thể hiện tính khử rõ rệt, nhất là HI được xếp vào loại chất khử mạnh. Axit sunfuric đặc được HBr khử đến SO2 và được HI khử đến H2S 2HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 4I2 + H2S + 4H2O Các dung dịch HBr và HI khi để lâu trong không khí trở nên có màu vàng nâu, vì được oxi hóa giải phóng dần halogen tự do 4HI + O2  2H2O + 2I2 Còn các dung dịch HF và HCl không được biến đổi, luôn luôn trong suốt. Tương tác của HCl và oxi chỉ sinh ra ở pha khí và đun nóng O2 + 4HCl 2H2O + 2Cl2 H0 = -117 kJ/mol 9 4. Điều chế và ứng dụng Các hidrohalogenua được điều chế từ các phương pháp sau đây: a. Tổng hợp Phương pháp này dựa vào ái lực lớn của các halogen với hidro X2 + H2  2HX b. Tác dụng của một axit khó bay hơi với một halogenua kim loại Phương pháp này dựa vào tính dễ bay hơi của các hidrohalogenua MX + HA  HX + MA Trong công nghiệp người ta dùng H2SO4 đặc, nóng để điều chế HF và HCl - Đối với HF, đây là phương pháp duy nhất, đi từ florit CaF2 CaF2 + H2SO4 đặc 2HF + CaSO4 - Đối với HCl, đây là phương pháp cổ điển không còn dùng nữa 2NaCl + H2SO4 đặc 2HCl + Na2SO4 Tuy nhiên trong phòng thí nghiệm, phương pháp này vẫn tỏ ra tiện lợi: NaCl + H2SO4 đặc HCl + NaH SO4 c. Thủy phân các photphohalogenua Hai phương pháp trên không thể áp dụng để điều chế HBr và HI nên người ta thường dùng phương pháp thủy phân này để điều chế chúng. PBr3 + 3H2O H3PO3 + 3HBr PI3 + 3H2O H3PO3 + 3HI Trong thực tế, người ta cho brôm hay iốt tác dụng trực tiếp với photpho và nước. VII. Halogenua Hợp chất của halogen với các nguyên tố khác được gọi là halogenua. Vì độ âm điện của các halogen biến đổi trong một khoảng khá rộng (từ 4 đến 2,5) cho nên tính chất của các halogenua cũng biến đổi từ hoàn toàn ion đến gần như hoàn toàn cộng hóa trị. Tuy nhiên người ta thường chia các halogenua ra làm 2 nhóm: Halogenua ion và halogenua cộng hóa trị. Trong một chu kì thì mức độ cộng hóa trị của liên kết trong một halogenua tăng lên theo tỉ số của điện tích và bán kính của ion kim loại. Ví dụ: Trong dãy KCl - CaCl 2 - ScCl3 - TiCl4 thì KCl là hợp chất thuần túy ion, trong khi TiCl4 thực tế là hợp chất cộng hóa trị. Trong dãy halogenua của cùng một kim loại, mức độ cộng hóa trị của liên kết tăng lên từ F đến I. Ví dụ: 10 Chất Kiểu liên kết Dạng tồn tại AlF3 Ion đơn phân AlCl3 cộng hóa trị dime AlBr3 cộng hóa trị dime AlI3 cộng hóa trị dime Trong các halogenua của cùng một kim loại có nhiều trạng thái oxi hóa khác nhau thì halogenua thấp có mức độ ion lớn hơn halogenua cao. Ví dụ: PbCl2 là hợp chất ion PbCl4 là hợp chất cộng hóa trị FeCl2 là hợp chất ion FeCl3 là hợp chất cộng hóa trị 1. Halogenua ion Các kim loại kiềm (trừ Li), kim loại kiềm thổ (trừ Be)... tạo nên halogenua ion. Halogenua ion có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao. Halogenua ion dễ tan trong nước. Các ion Cl -, Br-, I- đều dễ tan trừ muối của Ag +; Cu+; Hg+; Pb. Dựa vào đặc tính này người ta tìm được các ion kim loại nói trên. Các ion F- nói chung không tan và độc, CaF2 không tan, ngược lại AgF là một muối rất dễ tan và chảy rữa trong không khí. Trong phòng thí nghiệm người ta dùng AgNO3 là thuốc thử cho các ion Cl-, Br-, I- và CaCl2 làm thuốc thử cho ion F-. 2. Halogenua cộng hóa trị Các halogenua phân tử cũng thường gọi là các halogenua cộng hóa trị. Khi tạo cầu nối với một nguyên tử kim loại thì liên kết cộng hóa trị được tạo thành, còn liên kết với nguyên tử khác được thực hiện do sự cho cặp electron, ví dụ: M X X M (Hình.1) M: là kim loại; X: là halogen Nhưng các số liệu cấu trúc cho biết rằng hai liên kết của mỗi nguyên tử halogen X làm cầu nối tương đương nhau, được minh họa như sau: Cl Cl Cl Cl M Cl Cl Cl M Cl Cl Cl (Hình 2) Thuyết obitan phân tử mô tả đơn giản và linh hoạt các liên kết như thế. Các liên kết trong đoạn M-X-M được coi như liên kết ba tâm bốn electron. Các halogenua cộng hóa trị đều dễ bay hơi, tan nhiều trong dung môi không cực. Tính chất đặc trưng nhất của các halogenua cộng hóa trị là dễ bị thủy phân tạo nên axit halogenhidric BiCl3 + 3HOH  Bi(OH)3 + 3HCl 11 VIII. Các oxit của halogen 1. CÁC OXYT CỦA FLO a. Oxyt diflorua: F2O phân tử có cấu tạo giống như phân tử nước: O F F góc FOF là 1030 và độ dài liên kết F-O là 1,41 A0 ở điều kiện thường F2O là khí không màu, có mùi gần giống với ozon và rất độc, nhiệt độ nóng chảy -2240C, nhiệt độ sôi -1450C. Nó là oxyt bền nhất của flo, chỉ bị phân hủy chậm ở 2500C thành flo và oxi. Là chất oxi hóa mạnh, F2O tác dụng với hầu hết các kim loại và không kim loại tạo thành oxyt và florua. Nó không tác dụng với nước lạnh, nhưng tác dụng với hơi nước theo phản ứng: F2O + H2O  2HF + O2 F2O được điều chế bằng cách cho F2 tác dụng với dung dịch NaOH 2% 2F2 + 2NaOH 2KF + H2O + F2O b. Oxyt florua: F2O2 Có cấu tạo giống như phân tử H2O2 F O1,27A0 O 1,575A0 F Ở -950C F2O2 là chất lỏng màu đo anh đàỏ và ở -160 0C hóa thành chất rắn màu da cam. Nó rất kém bền, ở -570C đã phân hủy thành các đơn chất. Nó được điều chế bằng cách phóng điện qua hỗn hợp khí F 2 và O2 ở áp suất 15-20 mmHg ở nhiệt độ của không khí lỏng 2. CÁC OXYT CỦA CLO a.Anhydrit hypoclorơ Cl2O có cấu tạo dạng góc Cl-O-Cl 111 0 , µ = 1,69 D và độ dài của liên kết Cl-O là 1,71A0. Ở điều kiện thường Cl2O là khí màu vàng da cam có mùi giống với clo, nó hóa thành chất lỏng màu nâu đỏ ở 20C và hóa rắn ở -1210C. Nó là hợp chất thu nhiệt, rất không bền và dễ nổ. Khi đun nóng hoặc tiếp xúc với chất hữu cơ dễ cháy hoặc khuấy mạnh thì nổ, cho ra oxi và clo. Cl2O là một anhidrit tan hiều trong nước (S=200) Cl2O + H2O 2HOCl Cl2O được điều chế bằng cách cho khí clo tác dụng với HgO ở 00C 2Cl2 + HgO HgCl2 + Cl2O 12 b. Clo dioxyt ClO2 là phân tử có dạng góc, µ = 0,78 D . Cl O O Độ dài của liên kết Cl-O là 1,49 A 0 , độ dài của liên kết này ngắn hơn so với liên kết đơn (1,73 A0) cho thấy rằng liên kết Cl-O có một phần của liên kết  . Là phân tử có 1 electren độc thân, nhưng ClO2 không có khả năng trùng hợp như những phân tử khác có số electron lẻ, có lẽ vì trong phân tử ClO 2 electron độc thân ít định vị trên nguyên tử Cl. Ở điều kiện thường nó là một chất khí màu vàng da cam và có mùi giống clo, nhiệt độ nóng chảy là -590C, nhiệt độ sôi là 9,70C. dễ tan hơn clo (S=20). Là hợp chất không bền và nổ khá mãnh liệt khi đun nóng hay gặp chất hữu cơ dễ cháy. Ngoài ánh sáng thì dung dịch bị phân hủy dần thành hỗn hợp hai axit: 2ClO2 + H2O HClO2 + HClO3 Vậy ClO2 là một anhidric hỗn tạp, thuận từ, vì có một electron độc thân, như vậy ClO 2 là hợp chất chưa bảo hòa hóa trị, nên có khuynh hướng kết hợp hoặc mất đi một electron ClO2 + e  ClO2- ClO2 - e  ClO2+ Khuynh hướng đầu thể hiện rõ nét hơn, nên ClO2 là một chất oxi hóa mạnh. ClO2 + 4H+ + 5e  Cl- + 2 H2O E0 = 1,50 V Phương pháp tốt nhất để điều chế ClO2 là cho dung dịch axit sunfuric loãng tác dụng với hỗn hợp: 2KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4  2KHSO4 + 2H2O + 2ClO2 + 2CO2 Khí CO2 sinh ra sẽ pha loãng khí ClO2 là hợp chất dễ gây nổ. Trong thực tế nó được dùng chủ yếu để tẩy trắng xenlulozơ. c. Diclohexaoxyt Cl2O6 cấu tạo của nó chưa được xác định. Việc xác định khối lượng phân tử cho thấy rằng công thức của chất này là Cl2O6 chứ không phải là ClO3. Ở nhiệt độ thường nó là một chất lỏng nhờn, màu đỏ sẫm, nhiệt độ nóng chảy là 3,5 0C, nhiệt độ sôi là 2030C. Cl2O6 không bền phân hủy ngay ở nhiệt độ nóng chảy thành ClO 2 và O2, nên là một chất oxi hóa mạnh. Nó gây nổ với các các hợp chất hữu cơ và các chất khác. Nó tác dụng mãnh liệt với nước tạo thành hai axit, vì thế nó cũng là một anhidrit hỗn tạp: Cl2O6 + H2O HClO3 + HClO4 13 axit cloric axit pecloric Cl2O6 được điều chế bằng cách dùng ozon oxi hóa ClO2 ở 00C 2ClO2 + O3 → 2O2 + Cl2O6 d. Anhidrit pecloric Cl2O7 có cấu tạo: O O 1,72A 0 97 0 O O 1,42A 0 115 0 Cl Cl O O O Cl O O Liên kết Cl-O ở hai đầu ngắn hơn các liên kết Cl-O ở giữa phân tử, điều đó cho thấy liên kết sau có một phần liên kết  . Ở điều kiện thường Cl 2O7 là một chất lỏng không màu và giống như dầu, nhiệt độ nóng chảy là -90 0C, nhiệt độ sôi là 800C. Đây là hợp chất bền nhất trong các oxyt của clo, khả năng oxi hóa của nó cũng kém nhất trong các oxyt của clo, nhưng khi đun nóng hoặc va chạm hoặc tiếp xúc với một chất hữu cơ nó gây nổ. Nó tan vô hạn trong CCl4, nhưng tan chậm trong nước tạo thành axit pecloric Cl2O7 + H2O 2HClO4 Nó được điều chế bằng cách khử nước của axit pecloric P2O5 + 2HClO4  2HPO3 + Cl2O7 Nhận xét: Khi đi từ Cl2O đến Cl2O7 độ bền của các oxyt tăng dần và khả năng oxi hóa giảm dần. Các oxyt hóa hợp với nước tạo thành các axit tương ứng với số oxi hóa lớn dần của clo. 3. CÁC OXYT CỦA BRÔM Các oxyt của brôm kém bền hơn các oxyt của clo và người ta cũng chưa xác định được cấu tạo phân tử của chúng. a. Anhidrit bromơ: Br2O cách điều chế cũng như tính chất giống với Cl2O. b. Brom dioxyt: BrO2 là chất rắn màu vàng ở dưới -400C, trên nhiệt độ này nó được phân hủy: 2BrO2  Br2 + 2O2 BrO2 tan trong nước tạo thành dung dịch axit có chứa các anion Br-; BrO-; BrO2-; BrO-3 BrO2 được tạo thành khi phóng điện qua hỗn hợp gồm hơi brôm và khí oxi ở áp suất thấp và nhiệt độ thấp. c. Tribrom octaoxyt Br3O8 là chất rắn màu trắng, không bền ở nhiệt độ trên -800C, nhưng bền trong khí quyển ozon. Tan trong nước tạo thành dung dịch có tính axit và tính oxi hóa. Nó được tạo thành khi cho brom tác dụng với ozon ở nhiệt độ thấp. 14 4. CÁC OXYT CỦA IỐT a. Diiốt tetraoxyt I2O4 thật ra là muối iodat của cation iodyl IO + nên còn được gọi là iodyl iodat IO(IO3). Là một chất rắn màu vàng phân hủy ở trên 850C để cho I2O5 và I2 cho nên có tính oxi hóa , không tan trong nước lạnh, nhưng tan trong nước nóng tạo thành axit iodic HIO3 và iốt: 5I2O4 + 4H2O 8HIO3 + I2 I2O4 được tạo thành khi đun nóng axit iodic với axit sunfuric đặc trong vài ngày. b. Tetraiot nonaoxyt I4O9 cũng là một muối nên còn được gọi là iot iodat I (IO 3)3 là một chất rắn trắng hơi vàng hút ẩm mạnh và chảy rữa trong không khí. Trên 75 0C nó phân hủy tạo thành I2O5, I2 và O2, tan trong nước tạo thành axit iodic và iốt. I4O9 được tạo thành khi cho iốt tác dụng với hỗn hợp gồm ozon và oxi ở nhiệt độ thường. c. Anhidrit iodic I2O5 đây là chất rắn màu trắng, bền đến 300 0C, trên nhiệt độ đó, nó nóng chảy và phân hủy tạo thành các đơn chất. Tan trong nước và phản ứng chậm với nước tạo thành axit iodic: I2O5 + H2O 2HIO3 Là chất oxi hóa mạnh, oxi hóa được CO nên được dùng để định phân CO trong hỗn hợp khí: I2O5 + 5CO  I2 + 5CO2 Iốt do phản ứng sinh ra được chuẩn độ bằng natrithiosunfat Na2S2O3 I2 + 2Na2S2O3  2NaI + Na2S4O6 I2O5 được điều chế bằng cách làm mất nước của axit iodic ở 2400C. IX. Các oxiaxit của halogen 1. Axit hipohalogenơ HXO và muối hipohalogenit (X = F, Cl, Br , I) Axit hipohalogenơ HXO : + Cấu tạo: HOX phân tử có dạng góc: + Tính axit: -Các hipohalogenơ là các axit rất yếu: HXO + H2O  H3O+ + XOAxit HClO HBrO HIO Ka 2,3.10-8 2,2.10-9 2,3.10-11 + Phản ứng phân hủy: + Tính oxi hóa khử: Axit hipohalogenơ là các chất oxi hóa mạnh. Tính oxi hóa giảm từ clo đến iot thể hiện qua các giá trị thể điện cực sau trong môi trường axit. HXO + H+ + 2e = X- + H2O X = Cl X = Br X=I 15 E0, V 1,50V 1,34V 0,99V 2+ 3+ Trong môi trường axit, axit HClO có thể oxi hóa Fe thành Fe , Cl thành Cl2, I- thành I 2. Muối hipohalogenit: XO- (X = Cl, Br, I) + Độ bền: Ion XO- bền hơn các axit HXO tương ứng và độ bền giảm từ ClO- đến IO-. Trong môi trường kiềm, ion hypohalogenit XO- phân hủy chủ yếu theo phản ứng: 3XO2X- + XO3Tốc độ của phản ứng phân hủy phụ thuộc vào bản chất của halogen. Ion ClO - phân hủy rất chậm, ở nhiệt độ thường, nhưng phân hủy nhanh chóng ở nhiệt độ trên 70 0C. Bởi vậy khí clo tác dụng với dung dịch kiềm ở nhiệt độ thường theo phản ứng: Cl2 + 2KOH  KCl + KClO + H2O còn khi đun nóng theo phản ứng:3Cl2 + 6KOH5KCl + KClO3 + 3H2O Ion BrO- phân hủy chậm ở 0 0C, nhưng phân hủy nhanh ở nhiệt độ thường. Ion IO- phân hủy ở tất cả mọi nhiệt độ, nên iốt chỉ tác dụng với dung dịch kiềm theo phản ứng:3I2 + 6KOH  5KI + KIO3 + 3H2O + Tính oxi hóa: Trong môi trường kiềm các ion XO- là những chất oxi hóa khá mạnh thể hiện ở các giá trị thế điện cực chuẩn sau: Cặp oxi hóa - khử X = Cl X = Br X=I XO /X2 0,40V 0,45V 0,45V XO /X 0,88V 0,76V 0,49V 2+ Trong môi trường kiềm, ion ClO oxi hóa H2O2 thành O2, Mn thành MnO42-, Cr3+ thành cromat, NH3 thành N2……. -Nước Javel: Là dung dịch nước của natri clorua và natrihypoclorit, được tạo thành khi cho khí clo tác dụng với dung dịch kiềm ở nhiệt độ thường: Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaOCl + H2O Trong công nghiệp, nước Javel được điều chế bằng cách điện phân dung dịch NaCl loãng 15-20% trong thùng điện phân không có màng ngăn giữa hai cưc với cực âm bằng sắt, cực dương bằng than chì. - Clorua vôi: Là chất bột màu trắng được coi là muối canxi hỗn hợp của axit hypoclorơ và axit clohidric. Trong không khí nó bị phân hủy dần theo phản ứng: 2CaOCl2 + CO2  CaCl2 + CaCO3 + Cl2O Người ta dùng clorua vôi để điều chế khí clo hoặc khí oxi theo hai phản ứng sau đây: CaOCl2 + 2HClđặc  2CaOCl2 rắn CaCl2 + H2O + Cl2 2CaCl2 + O2 16 Phản ứng thứ hai xảy ra khi đun nóng clorua vôi với những hợp chất của đồng, niken, hoặc coban làm chất xúc tác. Clorua vôi được điều chế bằng cách cho khí clo đi qua vôi tôi khô và rời Cl2 + Ca(OH)2 CaOCl2 + H2O Ngoài những công dụng giống như nước Javel, clorua vôi còn được dùng để tinh chế dầu mỏ. 2. Axit halogenơ và muối halogenit a. Axit HClO2 +Tính axit: HClO2 là một axit trung bình, trong nước phân li theo phương trình: HClO2  H+ + ClO2- Ka = 1,1.10-2 + Độ bền: HClO2 là axit rất kém bền và các axit HFO2, HBrO2, HIO2 không tồn tại + Tính oxi hóa: mạnh + Điều chế HClO2:cho muối bari clorit tác dụng với axit sunfuric loãng Ba(ClO2)2 + H2SO4  BaSO4 + 2HClO2 b.Muối clorit Các muối clorit bền hơn axit clorơ và có tính oxi hóa tương tự nên trong thực tế người ta thường dùng NaClO2 để tẩy trắng vải và giấy. Các clorit khác với hypoclorit là chỉ thể hiện tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit. Khi đun nóng, các clorit tự oxi hóa khử để biến thành clorua và clorat 3NaClO2 NaCl + 2NaClO3 Ba(ClO2)2 được điều chế bằng cách cho ClO2 tác dụng với BaO2 2ClO2 + BaO2 3.  Ba(ClO2)2 + O2 Axit halogenic và muối halogenat. Axit halogenic HXO3 ( X = Cl, Br, I) + Tính axit: Axit halogenic bền hơn axit halogenơ, nhưng axit cloric HClO 3 và axit bromic HBrO3 cũng chỉ tồn tại trong dung dịch. Nếu dung dịch có nồng độ trên 50% thì chúng bị phân hủy 3HClO3  HClO4 + 2ClO2 + 4HBrO3  2Br2 + 5O2 + H2 O 2H2O Trong khi đó axit iodic HIO3 có thể kết tinh dưới dạng tinh thể không màu. Cả ba axit đều có tính oxi hóa mạnh, nhưng kém hơn HClO 2 và tính oxi hóa giảm dần từ clo đến iốt. Giấy hay bông bốc cháy ngay khi tiếp xúc với dung dịch HClO3 40%. HXO3 là những axit mạnh tương đương với axit clohydric, còn axit iodic yếu hơn nhiều. Axit halogenic có thể điều chế bằng cách cho axit sunfuric loãng tác dụng với các halogenat tương ứng Ba(ClO3)2 + H2SO4  BaSO4 + 2HClO3 17 NaIO3  NaHSO4 + HIO3 + H2SO4 Axit iodic còn có thể điều chế bằng cách tác dụng iot với axit nitric đặc hoặc khí clo: 3I2 + 10HNO3  6HIO3 + 10NO + 2H2O + Tính oxi hóa: Có tính oxi hóa mạnh, các giá trị thế điện cực như sau: Cặp oxi hoá - khử X = Cl X=I X = Br  + 1,47V 1,52V 1,20V XO 3 , H / X2  1,45V 1,45V 1,08V XO 3 , H+/ X+ Điều chế: Cho muối halogenat tác dụng với H2SO4 đặc. Muối halogenat: Trong môi trường trung tính, muối halogenat có tính oxi hóa yếu hơn axit . Cặp oxi hóa – khử X = Cl X = Br X=I XO3 + 3H2O + 6e = X + 6OH 0,63V 0,61V 0,26V 2XO3 + 6H2O + 10e = X2 + 12OH 0,49V 0,50V 0,21V Muối của chúng là halogenat, bền hơn axit nhiều và cũng có tính oxi hóa mạnh. Khi đun nóng tất cả các halogenat đều phân hủy giải phóng oxi. Những chất dễ cháy như P, S, C khi trộn với halogenat dễ gây nổ. Các halogenat có thể điều chế bằng cách cho halogen tác dụng với dung dịch kiềm nóng hoặc điện phân dung dịch halogenua nóng. Công nghiệp sản xuất nhiều muối clorat và quan trọng hơn hết là KClO 3 để sử dụng tính oxi hóa mạnh của nó. Tuy trong dung dịch phải là môi trường axit thì nó mới thể hiện được tính oxi hóa, nhưng ở trạng thái nóng chảy nó là những chất ôxi hóa mạnh ngay cả trong môi trường kiềm KClO3 + 3MnO2 + 6NaOH  KCl + 3Na2MnO4 + 3H2O KClO3 là chất ở dạnh tinh thể không màu, nhiệt độ nóng chảy là 356 0C, ít tan trong nước lạnh, nhưng tan nhiều trong nước nóng, 100 gam nước hòa tan 5,3 gam KClO 3 ở 00C; 7,3 gam ở 200C và 56 gam ở 1000C. Cho nên nó rất dễ kết tinh lại trong nước. Nó không tan trong rượu tuyệt đối Khi đun nóng đến gần 400 0C, nó phân hủy thành peclorat và clorua 4KClO3  3KClO4 + KCl còn khi có mặt chất xúc tác như MnO2 hay Fe2O3 thì phân hủy giải phóng O2 ở nhiệt độ thấp hơn: 2KClO3  2KCl + 3O2 Phản ứng này thường được dùng để điều chế oxi trong phòng thí nghiệm KClO3 được điều chế bằng cách cho clo đi qua dung dịch KOH đặc nóng Cl2 + 2KOH  KCl + KClO + H2O 3KClO  2KCl + KClO3 18 hoặc điện phân dung dịch KCl 25% ở nhiệt độ từ 70 0C - 75 0C. KClO3 được dùng chủ yếu làm pháo, diêm ... 4. Axit pehalogenicvà muối peclorat Axit pecloric: HClO4 là một chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí, nhiệt độ nóng chảy là -112 0C. Nó dễ tan trong nước vàtạo với nước những hidrat HClO 4. nH2O (n = 1, 2 và 3). Trong các hidrat, monohidrat HClO 4.H2O nóng chảy ở 500C tạo thành chất lỏng rất nhớt, có thể đun nóng đến 110 0C mà không phân hủy. Trong khi HClO 4 khan rất kém bền, khi đun nóng đến 1000C dưới áp suất thường, nó phân hủy làm cho chất lỏng có màu đỏ nâu và cuối cùng gây nổ. Ở điều kiện thường HClO 4 khan cũng phân hủy dần, nhất là khi có lẫn tạp chất. Vì vậy khi cất trữ, nó có thể gây nổ. Dung dịch HClO 4 trên thị trường thường có nồng độ 27%, HClO 4 là một chất ôxi hóa, mức độ oxi hóa kém hơn HClO3, khả năng oxi hóa phụ thuộc rất nhiều vào nồng độ, HClO 4 khan là chất ôxi hóa mạnh, làm bốc cháy các chất hữu cơ như giấy, gỗ và gây nổ, nhưng dung dịch HClO4 dưới 70% thì không còn khả năng oxi hóa nữa. Trong dung dịch nước, HClO4 là axit mạnh nhất trong các axit đã biết. Các axit HCl, HNO3, H2SO4 đặc nguội, không tác dụng gì với muối peclorat. HClO4 được điều chế bằng cách cho muối peclorat tác dụng với axit sunfuric đặc, dư, nóng khoảng 700C dưới áp suất thấp khoảng 70 mmHg. KClO4 + H2SO4  KHSO4 + HClO4 Các muối peclorat bền hơn axit pecloric, có tính oxi hóa tương tự như axit. Khi đun nóng, các muối peclorat rắn phân hủy thành clorua và oxi. KClO4 phân hủy trên 4000C KClO4  KCl + 2O2 Bởi vậy ở trạng thái rắn và nhất là khi đun nóng, các peclorat có tính oxi hóa mạnh, còn trong dung dịch muối peclorat hầu như không có khả năng oxi hóa. KClO4 được điều chế bằng cách điện phân dung dịch KClO 3. Trong công nghiệp người ta sản xuất một số muối như KClO4, NH4ClO4 để sử dụng tính oxi hóa của chúng. Trong thực tế hỗn hợp KClO4 và vazơlin được dùng làm chất nổ. NH 4ClO4 thường dùng làm chất nổ thay cho KClO4 là chất dễ nổ và nguy hiểm hơn. - Axit peiodic: HIO4 dạng axit được biết rõ hơn hết là axit parapeiodic H 5IO6. Phân tử của chất này có dạng cấu tạo bát diện 19 O O HO -----------OH I HO-------------OH OH Là chất rắn ở dạng tinh thể không màu, nhiệt độ nóng chảy là 122 0C và dễ tan trong nước. Trong nước axit parapediodic H5IO6 phân li khá yếu: H5IO6 + H2O H3O+ + H4IO6K = 5,1.10-4 Đun nóng trong chân không đến 1000C axit parapeiodic mất nước, biến thành axit metapeiodic HIO4. H5IO6 được điều chế bằng phản ứng trao đổi giữa các muối bari iodat với axit sunfuric. Ba5(IO6)2 + 5H2SO4  2H5IO6 + 5BaSO4 Hầu hết các peiodat đều ít tan trong nước. Người ta đã biết được một số dạng của muối peiodat, thông thường nhất là muối của axit parapeiodic như NaH 4IO6, Na2H3IO6, Na3H2IO6, Ba5(IO6)2 và Ag5IO6. Các muối peiodat thường được điều chế bằng cách cho khí clo tác dụng với iodat trong môi trường kiềm NaIO3 + 3NaOH + Cl2  Na2H3IO6 + 2NaCl Đặc điểm chủ yếu của axit pecloric và muối peiodat là có tính oxi hóa mạnh, mạnh hơn axit iodic và muối iodat. X. Hợp chất giữa các halogen Các halogen tạo với nhau nhiều hợp chất theo tổ hợp từng đôi một, các tổ hợp này có thể là trung hòa hay ion, ví dụ BrCl, IF5+, Br3+, I3-. Tổ hợp chập ba chỉ gặp trong các ion IBrCl-. Các hợp chất trung hòa kiểu XX’n, ở đây n là số lẻ, còn X’ luôn luôn là halogen nhẹ hơn, nghịch từ nếu n1. Các electron hóa trị trong chúng tạo thành các cặp tham gia tạo liên kết hay các cặp electron không chia. Một số hợp chất của chúng được trình bày trong bảng sau: Nguyên tố F Cl Br I F Cl (F2) Br ClF BrF, BrF3, BrF5 (Cl2) BrCl (Br2) 20 I IF3, IF5, IF7 ICl, ICl3 IBr (I2)
- Xem thêm -