(Đúng Sai) 25 bài tập Hóa 10 Kết nối tri thức Bài 22: Nhóm Halogen Halide. Muối Halide có lời giải - Phần 01

Các phân tử HX là phân tử không phân cực.

Độ dài liên kết các phân tử HX tăng dần từ HF đến HI.

Năng lượng liên kết các phân tử HX giảm dần từ HF đến HI.

Độ bền liên kết của các phân tử HX tăng dần từ HF đến HI.

Phân tử hydrogen halide gồm một liên kết cộng hóa trị.

Ở điều kiện thường, HF là chất lỏng còn HCl, HBr, HI đều là chất khí.

Nhiệt độ sôi của HF lớn nhất trong dãy chủ yếu là do giữa các phân tử HF có khả năng tạo liên kết hydrogen.

Từ HCl đến HI, nhiệt sôi tăng dần là do bán kính tăng dần từ Cl đến I.

Hydrogen halide là hợp chất của hydrogen với nguyên tố phi kim có độ âm điện lớn.

Các phân tử hydrogen halide đều có một liên kết cộng hóa trị.

Hydrogen chloride tan vô hạn trong nước ở 0 °C nhờ tạo được liên kết hydrogen với nước.

Khi hạ khi nhiệt độ xuống thấp dần, HF sẽ hóa lỏng trước, sau đó đến HI, HBr, HCl.

Hydrogen halide có tương tác van der Waals lớn nhất là hydrogen fluoride.

Hydrogen halide có nhiệt độ sôi cao nhất là hydrogen iodide do ion iodide có bán kính lớn nhất.

Hydrogen fluoride tan vô hạn trong nước ở 0 °C nhờ tạo được liên kết hydrogen với nước.

Độ dài liên kết H – X tăng từ HF đến HI nên năng lượng liên kết H – X cũng tăng từ HF đến HI.

Nguyên nhân chủ yếu làm biến đổi độ mạnh của các acid HX được giải thích dựa trên độ bền liên kết trong phân tử HX.

Độ bền liên kết trong phân các phân tử HX tăng dần theo thứ tự HF, HCl, HBr, HI.

Độ mạnh tính acid của các acid HX biến đổi tăng dần theo thứ tự HF, HCl, HBr, HI.

Dung dịch HF chứa H⁺ và F^– và cả phân tử HF (bỏ qua sự phân li của nước).

HF có khả năng ăn mòn thủy tinh.

Tên gọi của acid HX là hydrohalic acid.

HF là acid mạnh, còn HCl, HBr, HI đều là các acid yếu.

Tính acid của HX tăng dần theo thứ tự HF, HCl, HBr, HI.

Các hydrogen halide tan tốt trong nước tạo dung dịch hydrohalic acid tương ứng.

Tính acid của các hydrohalic acid tăng dần từ hydroiodic acid đến hydrofuoric acid.

Các hydrohalic acid có đầy đủ tính chất hóa học chung của acid như làm quỳ tím hóa đỏ, tác dụng với kim loại (đứng trước hydrogen trong dãy điện hóa), tác dụng với base, basic oxide và một số muối.

Ngoài tính acid, hydrohalic acid (HCl, HBr, HI) còn có tính khử và tính oxi hóa.

Hiện tượng nước phun vào bình chứng tỏ áp suất khí trong bình đã giảm rất nhanh.

Thí nghiệm này chứng tỏ khí hydrochloride (HCl) nhẹ hơn không khí.

Nước phun vào bình và dung dịch trong bình chuyển sang màu hồng.

Thí nghiệm trên giải thích tính tan của khí hydrochloride và tính acid của hydrochloric acid.

Trong dãy các hydrohalic acid, fluoric acid (HF) có tính acid mạnh nhất.

Dung dịch fluoric acid (HF) có khả năng ăm nòn thủy tinh.

Hydrochloric acid đặc thể hiện tính khử khi tác dụng với MnO₂ hoặc KMnO₄.

Hydrochloric acid thể hiện tính oxi hóa khi tác dụng CaCO₃.

Dung dịch hydrobromic acid hòa tan được kim loại copper (Cu).

Hydrogen halide có khả năng làm quỳ tím hóa đỏ.

Cho hydrochloric acid tác dụng với dung dịch silver nitrate tạo hiện tượng kết tủa trắng.

Hydrochloric acid đặc bị oxi hóa bởi dung dịch potassium permanganate (KMnO₄).

Các halogen halide dễ tan trong nước phân li hoàn toàn thành H⁺ và X^–.

Tính acid của các hydrogen halide tăng từ HF đến HI.

Dung dịch HBr 0,01 M có pH = 2.

Liên kết H – I kém bền nhất trong các liên kết H – X.

Trong các hợp chất, ngoài số oxi hoá –1, fluorine và chlorine còn có các số oxi hoá +1, +3, +5, +7.

Muối AgI không tan trong nước, muối AgF tan trong nước.

Fluorine có tính oxi hóa mạnh hơn chlorine.

Dung dịch HF hòa tan được SiO₂.

Hydrogen fluoride được dùng để tẩy cặn trong các thiết bị trao đổi nhiệt; chất xúc tác trong nhà máy lọc dầu, công nghệ làm giàu uranium, sản xuất dược phẩm,…

Hằng năm, cần hàng chục triệu tấn hydrogen chloride để sản xuất hydrochloric acid.

Hydrogen bromide được dùng làm chất xúc tác cho các phản ứng hữu cơ, sản xuất các vi mạch điện tử,…

Hydrogen fluoride được dùng để sản xuất chất làm lạnh hydrochlorofluorocarbon HCFC (thay thế chất CFC), chất chảy cryolite,…

Lượng lớn hydrochloric acid sử dụng trong sản xuất nhựa, phân bón, thuốc nhuộm,…

Trong công nghiệp, hydrofluoric acid dùng tẩy rửa các oxide của sắt trên bề mặt của thép.

Hydrofluoric acid hoặc hydrogen fluoride phản ứng với chlorine dùng để sản xuất fluorine.

Hydrochloric acid được dùng làm nguyên liệu để sản xuất hợp chất chống dính teflon.

HF là acid mạnh và có tính chất đặc biệt là ăn mòn thuỷ tinh.

Phương trình hoá học của phản ứng ăn mòn thủy tinh là: 4HF + SiO₂ $\stackrel{}{\to }$SiF₄ + 2H₂O.

Để bảo quản hydrofluoric acid, người ta chứa trong bình bằng nhựa.

Tất cả các hydrohalic acid đều có khả năng ăn mòn thủy tinh.

Trong công nghiệp, HF được dùng để khắc chữ lên bề mặt thủy tinh.

Từ hydrogen fluoride người ta sản xuất hydrochlorofluorocarbon (HCFC) sử dụng cho các hệ thống làm lạnh.

Hydrogen halide được dùng để điều chế cryolite (Na₃AlF₆), đây là “chất chảy” trong quá trình sản xuất nhôm (aluminium).

Trong dạ dày của người có HF với nồng độ 10^–4 đến 10^–2 mol.L^–1, làm môi trường tiêu hóa thức ăn.

Trong công nghiệp, một lượng nhỏ hydrogen chloride được sản xuất từ các đơn chất:H₂ + Cl₂$\stackrel{t^o}{\to }$ 2HCl

Trong công nghiệp, hydrogen fluoride (HF) được sản xuất khi cho sulfuric acid đặc (H₂SO₄) tác dụng với quặng fluorite (CaF₂): CaF₂ + H₂SO₄ (đặc) $\stackrel{}{\to }$CaSO₄ + 2HF

Trong phòng thí nghiệm, cho muối sodium chloride rắn (NaCl) tác dụng với sulfuric acid đặc (H₂SO₄), thu được khí hydrogen chloride (HCl): NaCl + H₂SO₄ (đặc) $\stackrel{t^o}{\to }$NaHSO₄ + HCl

Trong phòng thí nghiệm, hydrogen halide (HBr và HI) có thể được điều chế bằng phương pháp sulfate: NaX + H₂SO₄ (đặc) $\stackrel{t^o}{\to }$NaHSO₄ + HX.

Ion F^– và Cl^– không bị oxi hóa bởi dung dịch H₂SO₄ đặc.

Ion halide được sắp xếp theo chiều giảm dần tính khử là I^–, Br^–, Cl^–, F^–.

Khi phản ứng với H₂SO₄ đặc, Br^– có tính khử mạnh hơn ion I^–.

Ion Br^– và I^– có thể khử H₂SO₄ loãng thành SO₂, S, H₂S tùy vào điều kiện phản ứng.

Muối NaCl thể hiện tính khử khi phản ứng với dung dịch H₂SO₄ đặc.

Muối NaBr khử được H₂SO₄ đặc thành sulfur dioxide (SO₂).

Muối NaI khử được H₂SO₄ đặc thành hydrogen sulfide (H₂S).

Muối NaF khử được H₂SO₄ đặc thành sulfur (S).

Các muối halide NaF, AgF, KBr, PbCl₂ đều tan tốt trong nước ở điều kiện thường.

Cho dung dịch muối NaI vào dung dịch AgNO₃ thấy xuất hiện kết tủa trắng.

Tính khử của các ion halide tăng theo chiều I^– < Br^– < Cl^–.

Có thể nhận biết các ion halide bằng dung dịch silver nitrate (AgNO₃).

Thí nghiệm trên dùng để nhận biết các ion halide trong dung dịch.

Hiện tượng quan sát được là cả ba ống nghiệm đều xuất hiện kết tủa với các màu sắc khác nhau.

Ở ống nghiệm (2), nếu thay dung dịch hydrochloric acid bằng dung dịch sodium chloride thì kết quả thí nghiệm không thay đổi.

Thay dung dịch silver nitrate bằng dung dịch copper(II) sulfate, ta vẫn có thể nhận biết được các ion halide.

Quy trình thí nghiệm của em A chưa chính xác do ở bước (2) sự quan sát màu sắc là không rõ ràng.

Nếu đun sôi dung dịch ở 2 ống nghiệm sau bước (3) rồi để nguội ta sẽ thu được các dung dịch có màu sắc giống nhau.

Áp dụng quy trình thí nghiệm như trên có thể nhận biết được sodium iodide và sodium chloride, do hiện tượng quan sát được của ion iodide là không đổi.

Áp dụng quy trình thí nghiệm như trên có thể nhận biết được hydroiodic acid và hydrochloric acid.

Muối iodized dùng để phòng bệnh bướu cổ do thiếu iodine.

Chloramin-B được dùng phun khử khuẩn phòng dịch covid – 19.

Nước Javel được dùng để tẩy màu và sát trùng.

Muối ăn là nguyên liệu sản xuất xút, chlorine, nước javel.

Anion Cl^– không thể hiện tính khử khi tác dụng với sulfuric acid đặc nóng.

Tương tự HBr, HI cũng không thể điều chế bằng phương pháp này.

Trong thực tế, người ta điều chế HF cũng bằng thí nghiệm theo thiết kế ở hình trên.

Tính khử của anion Br^– yếu hơn anion Cl^–.

CaF₂, MgF₂ là những muối không tan trong nước.

HCl cũng gây ngộ độc cho cơ thể theo cách tương tự như HF.

Dung dịch có nồng độ NaF cao cũng có thể gây hại cho tim nếu uống phải.

Calcium gluconate có thể làm giảm nồng độ fluoride trong cơ thể người ngộ độc.