HALOGEN: AXIT CHỨA OXI CỦA HALOGEN
- Hóa nguyên tố nói chung và các phi kim nói riêng có nhiều bài tập khó và hay
trong các đề thi học sinh giỏi quốc gia và quốc tế.
Vấn đề phi kim là vấn đề rất rộng, bao gồm cả tính chất của các nguyên tố phi kim
và tính chất của các hợp chất của chúng.
Trong kiến thức về phi kim thì kiến thức về phần các axit chứa oxi của halogen có
rất ít tài liệu đề cập đến, nhất là những bài tập liên quan.
- Mục đích viết chuyên đề này là cung cất một số kiến thức về lý thuyết và các bài
tập và các axit chứa oxi của các halogen, các bài tập liên quan đến tính chất của
chúng và các bài tập liên quan đến các phần nhiệt động học, điện hóa, dung dịch, tốc
độ phản ứng …

A. LÝ THUYẾT
Các axit chứa oxi của các halogen đều có những tính chất sau:
Đều có tính axit
Đều có tính oxi hóa mạnh
Muối của các axit đó đều có tính oxi hóa mạnh
I. Axit hipohalogenơ (HXO)
1. Axit Hipoflơ
- Ở điều kiện thường là chất khí không màu, nhiệt độ nóng chảy -117oC
- Trên 20oC phân hủy theo phương trình phản ứng:
→ 2HF + O2
2HOF 

Không thể hiện tính axit, khi tác dụng với nước không tạo ra ion H 3O+ mà phản ứng
theo phương trình:
HOF + H2O 
→ HF + H2O2
Tác dụng với dung dịch kiềm tạo muối florua:
HOF + 2NaOH 
→ NaF + NaHO2 + H2O

Có tính oxi hóa mạnh, oxi hóa iotua thành iot:


HOF + 2HI 
→ I2 + HF + H2O
HOF được điều chế bằng cách cho flo tiếp xúc với bề mặt nước đá:
F2 + H2O (nước đá) 
→ HOF + HF
2 .Axit hipoclorơ (HOCl)
- Là axit yếu, không bền chỉ tồn tại trong dung dịch loãng:

→ H3O+ + OCl- K = 5.10-8
HOCl + H2O ¬



Bị phân hủy dưới tác dụng của ánh sáng:
→ 2HCl + O2
2HOCl 

- Tác dụng với dung dịch kiềm tạo muối hipoclorit
→ NaOCl + H2O
HOCl + NaOH 

HOCl + NH3 
→ NH4OCl
- Có tính oxi hóa mạnh:
HOCl + HCl 
→ Cl2 + H2O
→ I2 + HCl + H2O

HOCl + 2HI 

HOCl + H2O2 
→ HCl + O2 + H2O
→ K2SO4 + 4HCl
4HOCl + K2S 

- HOCl có thể điều chế bằng các phương pháp sau:
Cho clo tan vào nước được nước clo

→ HCl + HOCl
Cl2 + H2O ¬



Cho H2SO4 loãng tác dụng với NaOCl
NaOCl + H2SO4 
→ Na2SO4 + HOCl
Cho khí Clo qua huyền phù HgO trong CCl4
2Cl2 + 2HgO + H2O 
→ 2HOCl + Hg2OCl2
Cho khí clo qua huyền phù CaCO3 trong nước

→ HCl + HOCl
Cl2 + H2O ¬


→ CaCl2 + CO2 + H2O
CaCO3 + HCl 



Chưng cất hỗn hợp thu được dung dịch loãng HOCl
3. Axit hipobromơ (HOBr)
- Là axit yếu kém bền, chỉ biết trong dung dịch loãng:

→ H3O+ + OBrHOBr + H2O ¬



- Ở nhiệt độ thường phân hủy theo phương trình:
→ HBrO3 + 2Br2 + 2H2O
5HOBr 

Khi đun nóng phân hủy theo phương trình phản ứng:
100 C
3HOBr 
→ HBrO3 + 2HBr
0

- Tác dụng với dung dịch kiềm tạo muối hipobromit
→ KOBr + H2O
HOBr + KOH 

Khi tăng nhiệt độ phản ứng xảy ra theo phương trình:
→ 2KBr + KBrO3 + 3H2O
3HOBr + 3KOH 

- Có tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit hoặc môi trường kiềm
→ Br2 + H2O
HOBr + HBr đặc 


HOBr + 2HI đặc 
→ HBr + I2 + H2O
→ HBr + H2O + O2
HOBr + H2O2 

- HOBr được điều chế bằng các phương pháp:
Cho Br2O tác dụng với nước:
Br2O + H2O 
→ 2HOBr
Thủy phân BrF:
BrF + H2O 
→ HF + HOBr
Cho Br2 tác dụng với huyền phù HgO trong CCl4
2Br2 + 2HgO + H2O 
→ 2HOBr + Hg2OBr2
4. Axit hipoiotơ (HOI)
- Rất không bền, chỉ biết trong dung dịch loãng, dung dịch có màu lam nhạt
- Là chất lưỡng tính, tính bazơ trội hơn tính axit


- Trong dung dịch nước ở nhiệt độ thường phân hủy theo phương trình phản ứng:
→ HIO3 + 2I2 + 2H2O
5HOI 

- Trong dung dịch kiềm
→ 2KI + KIO3 + 3H2O
3HIO + 3KOH 

- Có tính oxi hóa với thế điện cực chuẩn sau:

→ I2 + 2H2O Eo = 1,45V
2HIO + 2H+ + 2e 

OI- + H2O + 2e 
→ I- + 2OH- Eo = 0,49V
- HIO có thể điều chế bằng các phương pháp sau:
Thủy phân ICl, IClO4
→ HCl + HOI
ICl + H2O 

IClO4 + H2O 
→ HClO4 + HOI
Cho I2 tác dụng với huyền phù HgO trong CCl4
2I2 + 2HgO + H2O 
→ 2HOI + Hg2OI2
II. Axit: HXO2 - Axit clorơ (HClO2)
Trong các axit HXO2 người ta chỉ mới biết được HClO2
- Axit clorơ không bền, không tách ra được ở trạng thái tự do, ngay cả trong dung
dịch nước cũng đã bị phân hủy, là chất oxi hóa mạnh
→ 4ClO2 + HCl + 2H2O
5HClO2 

- Dung dịch HClO2 là axit trung bình:

→ H3O+ ClO2HClO2 + H2O ¬



HClO2 có thể được điều chế bằng cách cho H 2SO4 tác dụng với huyền phù
Ba(ClO2)2 trong dung dịch nước, sau đó lọc tách BaSO4:

Ba(ClO2)2 + H2SO4 
→ BaSO4 + 2HClO2
- Muối clorit các kim loại kiềm và kiềm thổ đều là tinh thể màu trắng, được
điều chế bằng cách cho ClO2 tác dụng với dung dịch bazơ
→ KClO2 + KClO3 + H2O
2ClO2 + 2KOH 


4ClO2 + 2Ba(OH)2 
→ Ba(ClO2)2 + Ba(ClO3)2 + 2H2O
- Khi nung nóng, các muối clorit bị phân hủy theo các phương trình:
3KClO2 
→ KCl + 2KClO3
→ NaCl + O2
NaClO2 

III. Axit halogenic (HXO3)
- Độ bền tăng dần từ HClO3 đến HIO3
HClO3 và HBrO3 chỉ tồn tại trong dung dịch không quá 50%, còn HIO 3 có thể
tách ra ở trạng thái tự do, hoàn toàn bền ở nhiệt độ thường, kết tinh ở dạng tinh thể
không màu
Dễ bị phân hủy khi đun nóng:
3HClO3 
→ 2ClO2 + HClO4 + H2O
→ HClO4 + Cl2 + 2O2 + H2O
3HClO3 

4HBrO3 
→ 2Br2 + 5O2 + 2H2O
Khi đun nóng đến 240oC, HIO3 mất nước hoàn toàn tạo thành anhidrit I 2O5,

nhưng quá 300oC sẽ phân hủy thành I2 và O2
→ 2I2 + 5O2 + 2H2O
HIO3 

Oxi hóa được nhiều chất vô cơ hoặc hữu cơ phụ thuộc vào nồng độ axit và
mức độ khử của chất tác dụng
Oxi hóa SO2 thành H2SO4:
→ HX + 3H2SO4
HXO3 + 3SO2 + 3H2O 

Oxi hóa Fe2+ thành Fe3+
→ 3Fe2(SO4)3 + HX + 3H2O
HXO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4 

Oxi hóa Cacbon thành CO2
→ 2HX + 3CO2
2HXO3 + 3C 

- Dễ tan trong nước, dung dịch đều có tính axit mạnh, lực axit của HClO 3, HBrO3
gần với HCl và HNO3 còn HIO3 yếu hơn.
HXO3 + H2O 
→ H3O+ + XO3-


Tác dụng với bazơ tạo muối tương ứng:
→ NaXO3 + H2O
HXO3 + NaOH 

HXO3 + NH3 
→ NH4XO3

- Các axit halogenic có thể điều chế bằng các phương pháp sau:
Cho muối Bari tác dụng với H2SO4:
→ BaSO4 + 2HXO3
Ba(XO3)2 + H2SO4 

Thủy phân XF5
→ 5HF + HXO3
XF5 + 3H2O 

Dùng Cl2 oxi hóa Br2
→ 2HBrO3 + 10HCl
Br2 + 5Cl2 + 6H2O 

Cho I2 tác dụng với HNO3 loãng hoặc đặc nóng
→ 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
I2 + 10HNO3 

IV. Axit pehalogenic (HXO4)
1. Axit pecloric HClO4
- Là chất lỏng không màu, rất linh động, dễ bay hơi, dễ hút ẩm, bốc khói mạnh trong
không khí ẩm, nhiệt độ nóng chảy -1020C, nhiệt độ sôi 110oC
- Dễ tan trong nước, khi hòa tan với lượng nước ít thì ban đầu sẽ đông đặc thành thể
bột nhão gồm những tinh thể HClO4.H2O có nhiệt độ nóng chảy 49,9oC với lượng
nước nhiều tạo ra dạng đihidrat HClO4.2H2O
- Dung dịch HClO4 bền hơn nhiều so với HClO4 khan, dung dịch HClO4 72% vẫn
bền khi cất trữ và không bị phân hủy dưới tác dụng của ánh sáng, nhưng ở ngay
nhiệt độ thường HClO4 khan đã bị phân hủy:
3HClO4 
→ Cl2O7 + HClO4.H2O
Và bị nổ khi đun nóng trên 90oC, ngay cả khi bảo quản

- Dung dịch loãng HClO4 hầu như không thể hiện tính oxi hóa, trái lại HClO4 khan là
chất oxi hóa mạnh
2HClO4 khan + I2 + 4H2O 
→ 2H5IO6 + Cl2


4HClO4 khan + 7C 
→ 7CO2 + 2Cl2 + 2H2O
- Trong dung dịch nước, HClO4 là axit mạnh, mạnh nhất trong các axit đã biết
- Khi đun nóng hỗn hợp HClO4 khan với anhidrit photphoric thu được chất lỏng
không màu là anhidrit pecloric
2HClO4 + P4O10 
→ Cl2O7 + 4HPO3
- Tính axit cũng thể hiện khi HClO 4 hòa tan trong các dung môi khan như H 2SO4,
HNO3, CH3COOH:
→ ClO4- + [H3SO4]+
HClO4 khan + H2SO4 khan 

HClO4 khan + CH3COOH khan 
→ ClO4- + [CH3COOH2]+
→ [(NO2)+ClO4-] + HClO4.H2O
2HClO4 khan + HNO3 khan 

- Axit pecloric được điều chế bằng cách:
Cho KClO4 tác dụng với H2SO4 sau đó chưng cất dưới áp suất thấp:
160 C
KClO4 + H2SO4 
→ KHSO4 + HClO4
0


Đun nóng mạnh amoni peclorat với hỗn hợp HNO3 + HCl
t C
NH4ClO4 + HNO3 + 2HCl →
HClO4 + N2 + Cl2 + 3H2O
o

Cho HCl tác dụng với NaClO4:
NaClO4 + HCl 
→ HClO4 + NaCl
Ngoài ra còn có thể dùng các phản ứng:
Cl2O7 + H2O 
→ 2HClO4
t C
3HClO3 đặc →
HClO4 + Cl2 + 2O2 + H2O
o

2. Axit pebromic HBrO4
- Axit pebromic là một axit mạnh
HBrO4 + H2O 
→ H3O+ + BrO4Nhưng kém bền dễ phân hủy:
2HBrO4 đặc 
→ 2HBrO3 + O2
Nên không thể tách ra ở dạng tự do, chỉ tồn tại trong dung dịch đến nồng độ 6M


- Là chất oxi hóa mạnh:
→ 2(HIO4.2H2O) + Br2
2HBrO4 đặc + I2 + 4H2O 


- HBrO4 được điều chế bằng cách dùng XeF4 oxi hóa HBrO3:
→ HBrO4 + 2HF + Xe
HBrO3 + XeF2 + H2O 

B. BÀI TẬP


I. Bi tp liờn quan tớnh cht húa hc
lm nhng bi tp ny, cn nm c cỏc tớnh cht húa hc ca cỏc axit cha
oxi ca halogen
Câu 1:
a, Cho nhận xét về sự biến thiên tính axit trong dãy HClO HBrO HIO.
b, Cho một ít axit Clohidric vào nớc javen loãng có hiện tợng gì xảy ra? Thay HCl
bằng H2SO4 loãng hay HBr có khác không?
Thảo luân a) HClO H+ + ClO-

K= 3,7.10-8

HBrO H+ + BrO-

K= 2.10-9

HIO H+ + IO-

K= 2.10-11

HIO I+ + OHK= 3.10-10
tính axit giảm, tính bazơ tăng.
b) Khi thêm HCl vào nớc Javen tạo ra môi trờng
ion ClO- oxi hóa ion Cl- tạo ra khí Clo.

HClO + H+ + Cl- Cl2 + H2O
So sánh thế điện cực giải thích đợc vấn đề trên:
HClO + H+ + 2e Cl- + H2O
bằng:

axit. Trong môi trờng đó,

E0=+1,5V

Cl2 + 2e 2ClE0=+1,36V
Khi axit hóa nớc javen bằng H2SO4 loãng, trong dung dịch sẽ tồn tại cân

Cl2 + H2O HClO + H+ + Clvì nồng độ H+ tăng nên cân bằng chuyển sang trái tạo ra khí Clo.
HClO trong nớc javen đã đợc oxi hóa bằng HBr sẽ oxi hóa ion Br - thành
bromat BrO3-.
Câu 2: So sánh tính bền, tính axit, tính oxi hóa của các oxi axit HClO , HClO 2 ,
HClO3 , HClO4 . Giải thích về sự biến thiên các tính chất.
Thảo luận. Theo dãy HClO, HClO2, HClO3, HClO4:
a) Tính bền tăng: HClO và HClO 2 chỉ tồn tại trong dung dịch loãng; HClO 3
tồn tại trong dung dịch dới 50%; HClO4 tách ra dới dạng tinh khiết. Độ bền tăng do
độ dài của liên kết Cl - O giảm:
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
d(Cl-O)
1,7
1,64
1,57
1,45

b) Tính oxi hóa giảm do độ bền tăng trong dãy ClO -, ClO2-, ClO3-, ClO4- nên
tính oxi hóa của axit và của muối giảm.
c) Tính axit tăng: HClO là axit yếu (K=2,4.10 -3); HClO2 là axit trung bình
(K=1,1.10-2); HClO3 là axit mạnh; HClO4 là axit mạnh nhất trong tất cả các axit. Độ
mạnh của các axit phụ thuộc và khả năng tách proton H+ khỏi phân tử, nghĩa là phụ
thuộc vào độ bền của liên kết O - H. Khi số nguyên tử Oxi (không nằm trong nhóm
hidroxyl) tăng thì độ bền trong nhóm OH giảm, do đó khả năng tách proton H+ tăng.


Câu 3: Viết các phơng trình của các phản ứng:
1, HClO3
+ HCl

2, Ag
+ HClO3 AgClO3 +
3, Fe
+ HClO3
4, HClO3
+ FeSO4 H2SO4 +
5, Cl2O5
+ H2O

6, HClO4
+ P2O5

Thảo luận:
1)
2)
3)
4)

5)
6)

HClO3 + 5HCl 3Cl2 + 3H2O
6Ag + 6HClO3 5AgClO3 + AgCl + 3H2O
6Fe + 18HClO3 5Fe(ClO3)3 + FeCl3 + 9H2O
HClO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4 HCl + 3Fe2(SO4)3 + 4H2O2
Cl2O5 + H2O HClO3 + HClO4
2HClO4 + P2O5 Cl2O7 + 2HPO3

Câu 4: Bằng phơng pháp nào có thể tách đợc HClO ra khỏi hỗn hợp với HCl?
Thảo luận: Có thể bằng cách sau: cho CaCO3 tác dụng với hỗn hợp gồm HCl và
HClO. Axit Clohidric tác dụng với CaCO3, còn HClO không phản ứng. Dung dịch
còn lại chứa HClO, Ca2+ và Cl-.
Chng cất hỗn hợp, HClO phân hủy theo sơ đồ:
2HClO 2Cl2O + H2O.
Cho Cl2O hòa tan trong nớc thu đợc dung dịch HClO.
Câu 5: Cõn bng phn ng oxi húa-kh:
a. Cl 2 + I + OH IO4 + ...
b. NaClO + KI + H 2O ...
Thảo luận:
a.

Cl 2 + I + OH IO4 + Cl + H 2 O
x 4 Cl 2 + 2e 2Cl
x1 I 8e + 8OH IO4 + 4 H 2 O(I : cht kh)

4Cl 2 + I + 8H 8Cl + IO4 + 4 H 2 O

b.


NaClO + KI + H2O NaCl + I2 + KOH


+1
−1
Cl + 2e → Cl (NaClO: chất oxi húa)
0

2 I − − 2e → I 2

(KI : chất khử)

NaClO + 2KI + H2O → NaCl + I2 + 2 KOH
Câu 6
1. ClO2 là chất hoá chất được dùng phổ biến trong công nghiệp. Thực nghiệm cho
biết:
a) Dung dịch loãng ClO2 trong nước khi gặp ánh sáng sẽ tạo ra HCl, HClO3.
b) Trong dung dịch kiềm (như NaOH) ClO 2 nhanh chóng tạo ra hỗn hợp muối clorit
và clorat natri.
c) ClO2 được điều chế nhanh chóng bằng cách cho hỗn hợp KClO3, H2C2O4 tác dụng
với H2SO4 loãng.
d) Trong công nghiệp ClO2 được điều chế bằng cách cho NaClO 3 tác dụng với SO2
có mặt H2SO4 4M.
Hãy viết phương trình phản ứng và nói rõ đó là phản ứng oxi hoá- khử hay phản ứng
trao đổi ? Tại sao ? (phân tích từng phản ứng a, b, c, d).
2. Viết phương trình phản ứng minh họa quá trình điều chế các chất sau đây từ các
đơn chất halogen tương ứng: (a) HClO4, (b) I2O5, (c) Cl2O, (d) OF2.
Thảo luận:
1

.a) 6ClO2 + 3H2O = HCl + 5HClO3
Đây là phản ứng oxi hoá, tự khử vì Cl+4 trong ClO2 vừa là chất oxi hoá
(Cl+4 + 5e → Cl-) vừa là chất khử (Cl+4 - e → Cl+5)
b)2ClO2 + 2NaOH = NaClO2 + NaClO3 + H2O
Bản chất của phản ứng này tương tự bản chất phản ứng a) trên.
c) 2KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4 = 2ClO2 + 2KHSO4 + 2CO2 + 2H2O
Đây cũng là phản ứng oxi hoá khử, trong đó
Cl+5 trong KClO3 là chất oxi hoá (Cl+5 + e → Cl+4 trong ClO2)
C3+ trong H2C2O4 là chất khử (C+3 - e → C+4 trong CO2)
d) 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4
Trong phản ứng oxi hoá khử này, Cl+5 trong NaClO3 là chất oxi hoá; S+4 trong SO2 là
chất khử (S+4 - 2e → S+6 trong NaHSO4).


t
2. (a) 3Cl2 + 6NaOH 
5NaCl + NaClO3 + 3H2O
→
t
4NaClO3 
→ NaCl + 3NaClO4
NaClO4 + H2SO4 → NaHSO4 + HClO4 (chưng cất)
(b) 3I2 + 6OH- → 5I- + IO3- + 3H2O
IO3- + H+ → HIO3
t
2HIO3 
I2O5 + H2O
→
(c) 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2
(d) 2F2 + 2OH- → 2F- + OF2 + H2O


Câu 7: Tại 250C và áp suất 1,0 atm, độ tan của Cl2 trong nước là 0,091 mol/l và pH của
dung dịch thu được là 1,523.
1. Tính hằng số cân bằng của phản ứng:
Cl2 (dd) + 2H2O (l)  H3O+ (dd) + Cl- (dd) + HClO (dd)
Biết rằng, hằng số axit của HClO là Ka = 3,4.10-8 .
2. Tính nồng độ của Cl2 trong nước và pH của dung dịch thu được nếu áp suất của khí Cl 2
là 0,1 atm.
3. Nếu cho các hóa chất sau vào nước thì độ tan của khí Cl2 thay đổi như thế nào?
HCl, NaCl, Na2CO3, H2SO4, NaOH và NaClO.
Giải thích?
Thảo luận:
Độ tan của Cl2 = 0,091M = [Cl2] + 1/2([Cl-] +[HClO])
1. Tại pH = 1,523 => Sự phân ly của HClO là không đáng kể.
Khi đó: [Cl-] = [HClO] = [H 3O+] = 10-1,523 (M) => [Cl2] = 0,091 - 10-1,523 =
0,061M
Vậy hằng số cân bằng Kcb = 4,42.10 -4 (M2)
2. Có cân bằng: Cl2 (k)  Cl2(aq)

KH = [Cl2(aq)]/p(Cl2) = 0,061 M/atm

=> Với áp suất riêng phần của Cl2 = 0,1 atm => [Cl2] = KH. p(Cl2) = 0,061. 0,1 =
6,1.10-3 (M)


Giải thiết rằng sự điện ly của HClO là không đáng kể.
=> [H+]3 = Kcb. [Cl2] => [H+] = 1,39.10-2 (M)
=> pH = 1,86.
3. HCl, NaCl và H2SO4 làm giảm độ tan của khí Cl2.
NaOH, Na2CO3 làm tăng độ tan của khí Cl2 trong nước.

Đối với NaClO.
Xét cân bằng:
Cl2 (dd) + 2H2O (l)  H3O+ (dd) + Cl- (dd) + HClO (dd) Kcb = 4,42.10-4 H3O+ (dd) +
ClO-(aq)  HClO(dd) + H2O(l)

K2 = 107,47

=> Cl2 (dd) + ClO-(aq) + H2O  2HClO(dd) + Cl- K3 = 104,11 > Kcb
Do đó, NaClO làm tăng độ tan của khí Cl2.
Câu 8: Chất X ở dạng tinh thể màu trắng có các tính chất sau:
•Đốt X ở nhiệt độ cao cho ngọn lửa màu vàng.
•Hòa tan X vào nước được dung dịch A, cho khí SO2 đi từ từ qua dung dịch A thấy
xuất hiện màu nâu. Nếu tiếp tục cho SO 2 qua thì màu nâu biến mất thu được dung
dịch B; thêm một ít HNO3 vào dung dịch B , sau đó thêm dư dung dịch AgNO3 thấy
tạo thành kết tủa màu vàng.
•Hòa tan X vào nước, thêm một ít dung dịch H 2SO4 loãng và KI thấy xuất hiện màu
nâu và màu nâu bị biến mất khi thêm Na2S2O3.
1.Viết các phương trình phản ứng xảy ra dạng ion.
2.Để xác định công thức phân tử của X người ta hòa tan hoàn toàn 0,1 g X vào nước
thêm dư KI và vài ml H2SO4 loãng, lúc đó đã có màu nâu, chuẩn độ bằng Na 2S2O3
0,1 M tới mất màu tốn hết 37,4 ml dung dịch Na 2S2O3. Tìm công thức phân tử của
X.


Thảo luận
1.X cháy cho ngọn lửa màu vàng ⇒ thành phần nguyên tố của X có natri.
Dung dịch X tác dụng với SO2 đến dư thu được dung dịch B tạo kết tủa vàng với
AgNO3 ⇒ thành phần nguyên tố của X có iot.
Phản ứng của X với SO2 chứng minh X có tính oxi hóa.
Từ lập luận trên X có cation Na+ và anion IO −x

Đặt công thức của X là NaIOx.
Phản ứng dạng ion:
2 IO −x +(2x-1) SO2 + 2(x-1) H2O → (2x-1) SO42- + I2 + (4x-4) H + (1)
I2 + 2H2O + SO2 → 2I − + SO42- + 4H +
Ag + + I − → AgI
IO −x + (2x-1) I − + 2x H + → x I2 + x H2O
I2

+

2Na2S2O3

→ 2NaI

+

Na2S4O6

1,87.10-3 ← 3,74.10-3
2.Số mol Na2S2O3 = 0,1.0,0374 = 3,74.10-3 (mol)
Theo (5) ⇒ Số mol I2 = ½(Số mol Na2S2O3) = 1,87.10-3
Theo (4) ⇒ Số mol IO −x =
⇒
⇒

1
x

(số mol I2) =


1
x

.1,87.10-3

0,1
1
= .1,87.10-3
23 + 127 + 16 x
x
0,1. x
= 1,87.10-3
150 + 16x

0,1x = 0,2805 + 0,02992x
⇒

x=4
Công thức phân tử của X:

C©u 9

NaIO4

(2)
(3)
(4)
(5)



1. Hoà tan sản phẩm rắn của quá trình nấu chảy hỗn hợp gồm bột của một khoáng
vật màu đen, kali hiđroxit và kali clorat, thu đợc dung dịch có màu lục đậm. Khi để
trong không khí, màu lục của dung dịch chuyển dần thành màu tím. Quá trình
chuyển đó còn xảy ra nhanh hơn nếu sục khí clo vào dung dịch hay khi điện phân
dung dịch.
a. Hãy cho biết khoáng vật màu đen là chất gì.
b. Viết phơng trình của tất cả các phản ứng xảy ra trong quá trình thí nghiệm.
2. Nung hỗn hợp A gồm sắt và lu huỳnh sau một thời gian đợc hỗn hợp rắn B. Cho
B tác dụng với dung dịch HCl d, thu đợc V1 lít hỗn hợp khí C. Tỉ khối của C so với
hiđro bằng 10,6. Nếu đốt cháy hoàn toàn B thành Fe2O3 và SO2 cần V2 lít khí oxi.
a. Tìm tơng quan gía trị V1 và V2 (đo ở cùng điều kiện).
b. Tính hàm lợng phần trăm các chất trong B theo V1 và V2.
c. Hiệu suất thấp nhất của phản ứng nung trên là bao nhiêu phần trăm.
d. Nếu hiệu suất của phản ứng nung trên là 75%, tính hàm lợng phần trăm các chất
trong hỗn hợp B.
Cho biết S = 32; Fe = 56; O = 16.
Tho lun
1. Khoáng vật màu đen là MnO2.
Dung dịch màu lục đậm chuyển dần thành màu tím khi để trong không khí chỉ có thể
là dung dịch MnO42- vậy phản ứng xảy ra khi nấu chảy hỗn hợp là
3MnO2 + 6KOH + 6KlO3 = 3K2MnO4 + 3H2O + KCl
(1)
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH (2)
2KOH + CO2 = K2CO3
(3)
Phản ứng này làm cân bằng (2) chuyển dịch dần sang phải
2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl
2K2MnO4 + 2H2oO
2KMnO4 + 2KOH + H2
điện phân

t
2.
Fe + S
= FeS.
Thành phần B gồm có FeS, Fe và có thể có S.
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.
Vậy trong C có H2S và H2 . Gọi x là % của H2 trong hỗn hợp C .
(2x+34(100-x))/100 = 10,6.2 = 21,2 -> x = 40%
Vậy trong C,
H2 = 40% theo số mol ; H2S = 60%.
a) Đốt cháy B :
4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3


S + O2 = SO2 .
Thể tích O2 đốt cháy FeS là: (3V1/5) . (7/4) = 21V1/20.
Thể tích O2 đốt cháy Fe là: (2V1/5) . (3/4) = 6V1/20.
Tổng thể tích O2 đốt cháy FeS và Fe là: 21V1/20 + 6V1/20 = 27V1/20.
Thể tích O2 đốt cháy S là: V2- (27V1/20) = V2 - 1,35 V1. Vậy V2 1,35 V1
3V1
x88 x100
5280V1
165V1
5
=
=
%
b) % FeS =

3V1
2V1
75,2V1 + 32(V2 1,35V1 ) V2 + V1
x88 +
x56 + 32(V2 1,35V1 )
5
5
2V1
x56 x100
70V1
% Fe = 5
=
%
32(V2 + V1 ) V2 + V1

%S =

32(V2 1,35V1 ) x100 100V2 135V1 )
=
%
32(V2 + V1 )
V2 + V1

c) Nếu d S so với Fe thì tính hiệu suất phản ứng theo Fe. Trờng hợp này H = 60%.
Nếu d Fe so với S tính hiệu suất phản ứng theo S. Trờng hợp này H > 60% Vậy hiệu
suất thấp nhất của phản ứng nung trên là 60%.
d) Nếu H = 75% có nghĩa là nFeS = 3ns d. nFeS tỷ lệ 3V1/5 Vậy nS tỷ lệ với V1/5.
% FeS =

% Fe =


5280V1
5280V1
=
= 64,7%
32V1
81,6V1
75,2V1 +
5

2240V1
= 27,45%
81,6V1

%S = 100 - (64,7+27,45) = 7,85%
Câu 10: X lớ 13,16 gam hn hp cht rn X gm hai mui khan KIO x v KIOy (y >
x) bng mt lng d KI trong mụi trng axit thu c 200 mL dung dch A.
a. Vit phng trỡnh húa hc cho cỏc phn ng xy ra di dng ion rỳt gn.
b. Ly 25 mL dung dch A cho vo mt bỡnh nh mc 150 mL, pha loóng bng
nc ct, iu chnh dung dch v pH = 3, thờm nc n vch. chun 25 mL


dung dịch trong bình định mức này cần dùng 41,67 mL dung dịch Na 2S2O3 0,2M để
đạt tới điểm cuối với chỉ thị hồ tinh bột. Cho biết công thức hóa học và phần trăm
khối lượng của mỗi muối trong hỗn hợp đầu biết tỉ lệ mol của chúng là 2 : 1.

Thảo luận:
a. 2IOx− + (4x – 2)I− + 4xH+ → 2xI2 + 2xH2O
2IOy− + (4y – 2)I− + 4yH+ → 2yI2 + 2yH2O
b. Gọi số mol của KIOx và KIOy trong 11,02 gam hỗn hợp lần lượt là a và b.

mhh = 13,16 g
166(a + b) + 16(ax + by) = 13,16

(1)

2IOx− + (4x – 2)I− + 4xH+ → 2xI2 + 2xH2O
mol:

a

ax

2IOy− + (4y – 2)I− + 4yH+ → 2yI2 + 2yH2O
mol:

b

by

Số mol I2 trong 25 mL dung dịch cuối cùng đem chuẩn độ:
n(I2) =

25 25
ax + by
× (ax + by) =
mol
200 150
48

Phản ứng chuẩn độ:

I2 + 2S2O32− → S4O62− + 2I−
n(S2O32−) = (41,67 × 10−3 L) × 0,2 mol/L = 8,334 × 10−3 mol
⇒

ax + by
= 4,167 × 10−3
48
ax + by = 0,2

(2)

Từ (1) và (2) ta có: a + b = 0,06 (3)
Theo bài ra: a = 2b

(4)


Giải (3) và (4) ta có: a = 0,04; b = 0,02.
Khi đó (2) được viết lại: 2x + y = 10
Lập bảng giá trị tính y theo x:
x

1

2

3

4


y

8

6

4

2

Chỉ có cặp x = 3, y = 4 thỏa mãn. Hai muối ban đầu là KIO3 và KIO4.
Phần trăm khối lượng của mỗi muối trong hỗn hợp đầu:
%m(KIO3) =

214 × 0,04
× 100% = 65,05%
13,16

%m(KIO4) =

230 × 0,02
× 100% = 34,95%
13,16

II. Bài tập liên quan đến phần nhiệt động học
Phần bài tập này liên quan đến những kiến thức về nhiệt động học, cần bổ sung
thêm những kiến thức liên quan đến nhiệt động học để giải bài tập phần này
C©u 11: Cho các phương trình nhiệt hóa học sau đây:
(1)


2 ClO2 (k) + O3 (k)

→

Cl2O7 (k)

ΔH0 = - 75,7 kJ

(2)

O3 (k)

→

O 2 (k) + O (k) ΔH0 = 106,7 kJ

(3)

2 ClO3 (k) + O (k)

→

Cl2O7 (k)

ΔH0 = - 278 kJ

→

2 O (k)


ΔH0 = 498,3 kJ.

(4)

O2 (k)

k: kí hiệu chất khí.
Hãy xác định nhiệt của phản ứng sau:
(5)

ClO2 (k) + O (k)

→

ClO3 (k).

→

1/2 Cl2O7 (k)

Thảo luận:
Kết hợp 2 pt (1) và (3) ta có
ClO2 (k) + 1/2 O3 (k)

ΔH0 = - 37,9 kJ


1/2 Cl2O7 (k)
(6) ClO2 (k) + 1/2 O3 (k)


→
→

ClO3 (k) + 1/2 O (k)
ClO3 (k) + 1/2 O (k)

ΔH0 =

139 kJ

ΔH0 = 101,1 kJ

Kết hợp 2 pt (6) và (2) ta có
ClO2 (k) + 1/2 O3 (k)
1/2 O2 (k) + 1/2 O (k)
(7) ClO2 (k) + 1/2 O2 (k)

→

ClO3 (k) + 1/2 O (k)

ΔH0 = 101,1 kJ

→

1/2 O3 (k)

ΔH0 = -53,3 kJ
ΔH0 = 47,8 kJ


→

ClO3 (k)

→

ClO3 (k) + 1/2 O (k)

→

1/2 O2 (k)

Kết hợp 2 pt (7) và (4) ta có
ClO2 (k) + 1/2 O3 (k)
O (k)
(5) ClO2 (k) + O (k)

→

ΔH0 = 101,1 kJ
ΔH0 = - 249,1 kJ
ΔH0 = - 201,3 kJ.

ClO3 (k)

Đó là pt nhiệt hóa (5) ta cần tìm.

III. Bài tập các axit chứa oxi của halogen liên quan đến bài tập về dung dịch
Dung dịch là vấn đề phức tạp, trong những bài tập ví dụ ở đây chỉ đề cập những
kiến thức cơ bản để giải bài tập phần dung dịch

Câu 12: Thêm 1 ml dung dịch NH4SCN 0,1M vào 1ml dung dịch Fe(ClO 4)3 0,01M
và NaF 1M, HClO4 1M. Có màu đỏ của phức FeSCN2+ hay không? Biết rằng màu đỏ
−6
chỉ xuất hiện khi CFeSCN > 7.10 M . Cho lg β FeF (i= 1÷3) lần lượt là: 5,18; 9,07 và
2+

13,10;

lg β FeSCN 2+ = 3, 03 ; lg β FeOH 2+ = −2,17

Thảo luận:

i

3−i


Ta có β FeF << β FeF << β FeF và CFe << CF . Do đó, trong dung dịch trước khi
2+

+
2

3+

3

−

trộn, quá trình tạo ra phức FeF3 là chủ yếu. Mặt khác nồng độ axit trong dung dịch

khá lớn nên sự tạo phức hiđroxo là không đáng kể.
Fe3+
Ban đầu:

0,01

Thành phần giới hạn

-

+

3F-

FeF3

1

mol/l

0,97

0,01

mol/l

Khi trộn hai dung dịch với thể tích bằng nhau thì nồng độ các cấu tử trong dung dịch
sau khi trộn đều giảm một nửa.
Các quá trình cân bằng xảy ra khi trộn:
FeF3


Fe3+ +

Fe3+ + SCN-

FeSCN2+

FeF3 +

SCN-

C:

0,005

0,05

[]

0,005-x

0,05-x

Có K =

3 F-

FeSCN2+ +

β3−1( FeF3 ) = 10-13,1

β FeSCN 2+ = 103,03

3F-

K= 10-10,07

0,485
x

0,485 +3x

[FeSCN 2+ ].[F− ]3
x.(0, 485 + 3 x)3
=
= 10−10,07
[FeF3 ].[SCN − ] (0, 005 − x).(0, 05 − x)

Với x << 5.10-3 ta tìm được x =

10−10,07.0, 005.0, 05
= 1,87.10−13 << 5.10-3, vậy sự tính gần
0, 4853

đúng là chấp nhận được.
[FeSCN2+]=x=1,87.10-13<<7.10-6. Vậy màu đỏ của phức FeSCN2+ không xuất
hiện.


CÂU 13: Cho biết độ tan của CdS trong dung dịch HClO4 0,03M là 2,43.10-5M.
Tính tích số tan của CdS. Biết, H2S có pK1=7,02 ; pK2=12,9.

Thảo luận:
Ta có các cân bằng :
CdS ƒ

Cd2+ + S2-

Co

S

CdS + 2H+ ƒ

Ks = ?

(1)

S
Cd2+ + H2S

K = Ks.(K1.K2)-1 (2)

Vì môi trường axit với nồng độ không quá bé nên coi như không có quá trình tạo
phức hiđroxo, do đó [Cd2+] = S
Vì [H+] >> S nên S = [Cd2+] = [H2S]
Để tính [S2-], ta xét cân bằng của H2S và tính nồng độ của H2S theo định luật bảo
toàn nồng độ và định luật tác dụng khối lượng →
S .K1.K 2
 S 2−  = 2
( Với S = 2,43.10-5; h = 0,03)
h + h.K1 + K1.K 2


Thay số ta được [S2-] = 10-21,49M

→ Ks = [Cd2+].[S2-] = 10-26,10

IV. Bài tập các axit chứa oxi của halogen liên quan đến bài tập về điện hóa
Phần điện hóa đề cập một vài bài tập liên quan đến thế điện cực thể hiện tính chất
oxi hóa khử của các axit chứa oxi của halogen
Câu 14
1. Cho giản đồ Latimer của clo, iot, mangan trong môi trường axit như sau :
HClO2
H5IO6

+ 1,674 V

HClO

+ 1,63 V

Cl2

+ 1,358 V

Cl

+ 1,7 V

IO

+ 1,2 V


I

+ 0,54 V

I

MnO

+ 1,7 V

MnO2

+ 1,23 V

Mn2+


0

a) Tính E HClO

2

/ Cl −

.

b) Hãy cho biết sản phẩm tạo thành khi nhỏ từng giọt dung dịch KMnO 4 vào
dung dịch HI. Viết phương trình hoá học của phản ứng xảy ra.

2.

Cho pin sau: H2(Pt), PH = 1atm / H+ 1M // MnO −4 1M, Mn2+ 1M, H+ 1M / Pt
2

Biết rằng sức điện động của pin ở 25 0 C là 1,5V. Dòng điện đi vào điện cực
Hidro.
0

a) Hãy cho biết phản ứng thực tế xảy ra trong pin và tính E MnO

−
4

/ Mn 2 +

.

b) Sức điện động của pin thay đổi như thế nào trong các trượng hợp sau :
- Thêm một ít NaHCO3 vào nửa trái của pin.
- Thêm một ít FeSO4 vào nửa phải của pin.
- Thêm một ít CH3COONa vào nửa phải của pin.
Thảo luận:
0

1) Tính E HClO

2

/ Cl −


và viết phản ứng theo yêu cầu của đề:

/ Cl −

:

0

a) Tính E HClO

2

HClO2 (aq) + 2H+(aq) + 2e → HClO(aq) + H2O(l)
HClO (aq) + H+(aq) + 1e →

1
Cl2(k) + H2O(l)
2

E 10 = 1,674V
E 02 = 1,63V

1
Cl2(k) + 1e → Cl-(aq)
2

E 30 = 1,358V

HClO2 (aq) + 3H+(aq) + 4e → Cl-(aq) + 2H2O(l)


E HClO

Ta có E

0
HClO2 / Cl −

2.E10 + E 02 + E 30
= 1,584 V
=
2 +1+1

b) Viết phản ứng:

0

2

/ Cl −


Nhỏ từng giọt dung dịch KMnO4 vào dung dịch HI thì sản phẩm của phản ứng
phải phù hợp với sự hiện diện của ion I - trong dung dịch. Ion IO 3− không thể hình
thành được vì IO 3− sẽ tác dụng với I- tạo thành I 3−
PTPƯ: 15I- + 2MnO −4 + 16H+ → 5I 3− + 2Mn2+ + 8H2O
2) Xét pin điện:
0

a) Phản ứng thực tế xảy ra trong pin và tính E MnO


−
4

/ Mn 2 +

:
0

Hãy cho biết phản ứng thực tế xảy ra trong pin và tính E MnO

−
4

/ Mn 2 +

Vì dòng điện đi vào điện cực Hidro nên cực Pt - (phải) là catot, cực hiđro - (trái) là
anot do đó PƯ thực tế xảy ra trong pin như sau:
MnO −4 + 8H+ + 5e

* Catot:
*Anot:

Mn2+ + 4H2O
2H+ + 2e

H2
2MnO −4 + 6H+ + 5H2

*PƯ:

Ta có: E

2Mn2+ + 8H2O

0

0

pin

= E0phải - E0trái = E MnO

−
4

0

/ Mn 2 +

- E 2H

0

+

/ H2

= 1,5 V ⇒ E MnO

−

4

/ Mn 2 +

b)Sự thay đổi sức điện động của pin:
*) Nếu thêm một ít NaHCO3 vào nửa trái của pin sẽ xảy ra pư:
HCO3- + H+ → H2O + CO2
⇒ [H

+

]

[ ]

0,059
H+
.
lg
giảm nên E 2 H + / H 2 = 2
PH 2 giảm , do đó

Epin = (E MnO

−
4

/ Mn 2 +

- E 2H


+

/ H2

) sẽ tăng

*) Nếu thêm một ít FeSO4 vào nửa phải của pin sẽ xảy ra PƯ:
MnO −4 + 8H+ + 5Fe2+
SO42- + H+

Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

HSO4-

do đó nồng độ của MnO −4 và H+ giảm , Mn2+ tăng
E MnO

−
4

/ Mn 2 +

=E

0
MnO4− / Mn 2 +

[


][ ]
[ ]

MnO4− . H +
0,059
. lg
+
5
Mn 2+

8

giảm do đó Epin giảm

= 1,5 V


*) Nu thờm mt ớt CH3COONa vo na phi ca pin s xy ra P:
CH3COO- + H+ CH3COOH
nờn nng H+ gim , do ú Epin gim
Câu 15: ở pH = 0 và ở 25oC thế điện cực tiêu chuẩn Eo của một số cặp oxi hoá - khử đợc
cho nh sau:
2IO4/ I2 (r) 1,31 V ; 2IO3/ I2 (r) 1,19 V ; 2HIO/ I2 (r) 1,45 V ; I2 (r)/ 2I 0,54 V.
IO / I (r)

4
2
(r) chỉ chất ở trạng thái rắn.
1. Viết phơng trình nửa phản ứng oxi hoá - khử của các cặp đã cho.


HIO / I2 (r)

2. Tính Eo của các cặp IO4/ IO3 và IO3/ HIO


I2 (r)/
2I là bền, các dạng nào là
3. Về phơng diện nhiệt động học thì các dạng oxi hoá - khử
nào
Eo1 / 0,0592
không bền? Tại sao?
4. Thêm 0,40 mol KI vào 1 lít dung dịch KMnO4 0,24 M ở pH = 0
Eo2 / 0,0592
a) Tính thành phần của hỗn hợp sau phản ứng.
Eo5 / 0,0592
b) Tính thế của điện cực platin nhúng trongo hỗn hợp
o thu đợc so với điện cực calomen
14 E 1 10 E 2
bão hoà.


IO4 / IO3
4

o
Eo2 / 0,0592
5. Tính E của cặp IO3 / I2(H2O).

I2(H2O) chỉ iốt tan trong nớc.
Eo3 / 0,0592

o
Cho biết: EMnO
= 1,51 V ; E của điện cực calomen bão hoà bằng 0,244 V ;

/ Mn2+
4

ở 25oC, RT
ln = 0,0592 lg ; Độ tan của iốt trong nớc bằng 5,0.10 4 M.
o
8 E 6 / 0,0592

10 ì 1,19 2 ì 1,45

10 Eo2 2 Eo3

F
ThoIOlun:

/ HIO

8

8

3

IO3/ HIO

HIO/ I2




MnO


4

/ Mn2+

I
/
2

2I


1.

2.

2 IO4 + 16 H+ + 14 e

I2(r) + 8 H2O ; Eo

= 1,31 V = Eo1

2 IO3 + 12 H+ + 10 e

I2(r) + 6 H2O ; Eo


= 1,19 V = Eo2

2 HIO +

I2(r) + 2 H2O ; Eo

= 1,45 V = Eo3

I2 (r) + 2 e

2 I

= 0,54 V = Eo4

2 IO4 + 16 H+ + 14 e

I2(r) + 8 H2O ; K1 = 1014

I2 (r)

2 H+

+ 2e

2 IO3 + 12 H+ + 10 e ; K21 = 1010

+ 6 H2 O

2 IO4 + 4 H+ + 4 e

K5 = K1. K21

2 IO3 + 2 H2O ; K5 = 104

Eo5 = Eo

=

2 IO3 + 12 H+ + 10 e
I2(r) + 2 H2O

Eo

= 1,61 V

I2(r) + 6 H2O ; K2 = 1010

2 HIO + 2 H+

2 IO3 + 10 H+ + 8 e
K6 = 10

; Eo

+ 2 e ; K31 = 102

2 HIO + 4 H2O ; K6 = K2. K31

= K2. K31


= Eo6 =

=

= 1,125 (V)

3.
Vì Eô
< Eo
nên HIO sẽ tự oxi hoá - khử
4 ì 2 HIO + 2 H+ + 2 e

I2(r) + 2 H2O
2 IO3 + 10 H+ + 8 e

2 HIO + 4 H2O
10 HIO

4 I2(r) + 2 IO3 + 2 H+ + 4 H2O

Vậy dạng kém bền nhát về mặt nhiệt động học là HIO, các dạng khác: IO 4, IO3,
I2, I đều bền ở pH = 0.
4. a) Eo
2ì
5ì

= 1,51 V >> Eo
MnO4 + 8 H+ + 5 e
2 I


2 MnO4 + 10 I + 16 H+
CO
0,24
0,4
C 0,04 ì 2 0,04 ì 10
C
0,16
0
1

(Eo4 nhỏ nhất) nên đầu tiên sẽ xảy ra phản ứng:
Mn2+ + 4 H2O
I2(r) + 2 e
2 Mn2+ + 5 I2(r) + 8 H2O ; K = 10 163
0,04 ì 2
0,08

0,04 ì 5
0, 2