卤素
卤素在化学里的名词解释
卤素在化学里的名词解释近代化学发展的过程中，卤素一直是一个重要的研究领域。
卤素是指周期表中VIIA族的元素，包括氟（Fluorine）、氯（Chlorine）、溴（Bromine）、碘（Iodine）和磺（Astatine）。
这些元素具有一系列独特的特性和广泛的应用，我们将在本文中详细讨论它们在化学领域的意义。
1. 氟（Fluorine）首先，让我们来了解一下氟。
氟是最轻的卤素元素，常见于自然界的氟化物中。
氟具有很强的氧化能力和高反应活性，从而使其在许多应用中发挥着重要作用。
例如，氟化物经常用于牙膏和饮用水中，可以有效地预防蛀牙。
此外，氟还被广泛应用于制备氟化有机合成材料，包括药物和农药等。
2. 氯（Chlorine）接下来，我们来谈谈氯。
氯是一种常见的卤素元素，广泛存在于盐类和酸中。
氯具有强氧化性，可以有效杀死细菌和病毒。
因此，氯被广泛用作消毒剂和杀菌剂，用于净化水和消除污染。
此外，氯还在制备许多重要的化学品中发挥着关键作用，例如聚氯乙烯（PVC）和氯麦粒草（一个常见的除草剂）。
3. 溴（Bromine）溴是化学元素中的一员，是一种有毒的红褐色液体。
溴广泛应用于药物、医疗和消防等领域。
例如，一种含溴的化合物叫做溴化氢（Hydrobromic Acid），常用于制备某些药物，例如止咳药和安眠药。
此外，溴化合物还被用作阻燃剂，尤其是在建筑材料和电子产品中，以提高其耐火性。
4. 碘（Iodine）碘是一种非常重要的卤素元素，有广泛的应用。
碘在医药领域被广泛用于消毒和治疗甲状腺问题。
碘溶液可以用于皮肤消毒，碘片则可以用于皮肤伤口的消毒和预防感染。
此外，碘和碘化物还被用作食品添加剂，可以提供人体必需的碘元素。
5. 磺（Astatine）最后，我们来谈谈磺。
磺是一种人工制造的放射性元素，非常稀有。
由于其极其不稳定的性质，磺在化学领域中的应用非常有限，研究也相对较少。
然而，磺及其同位素在核能研究中扮演着重要角色，被用于放射治疗和其他核医学应用。
第十二章 卤素
§1. 卤素单质
一. 物理性质------熔、沸点和颜色
1.状态、颜色
状态原因：半径依次增大，分子量也增大，所以色散力也增大，所以分 别以气体—液体—固体状态存在。 显色原因：利用分子轨道能级图解释显色。卤素分子中π*和σ*反键轨道 能量相差较小，这个能差随着Z的增大而变小。 F2 电子数少，反键 π*、σ*轨道能差大△E大。 F2吸收可见光中能量高、波长短的那部分 光（蓝、紫光），而显示出长波段那部分光，复合色变成黄色。
HXO都不稳定，仅存在于水溶液中，从Cl到I 稳定性减 小，分解方式：
(3) 氧化性
HXO不稳定，表明HXO的氧化性很强。
XO- 盐比HXO酸稳定性高，所以经常用其盐 在酸性介质中做氧化剂。
2.HXO的制备
1)次氯酸酐Cl2O溶于水制得HClO
步骤： 将Cl2通到新制干燥的HgO表面，加热制得Cl2O
二 化学性质
从卤素在自然界中存在形式可以看出卤素单 质化学活泼性很强，价电子层结构，易获一个 电子达到8电子稳定结构。卤素单质是强氧化 剂，而F2最强，随Z增大，氧化能力变弱。碘 不仅以负一价的离子存在于自然界中，而且以 +5价态存在于碘酸钠中，说明碘具有一定的还 原性，它们的化学活泼性，从F2到I2依次减弱。
Cl、Br、I具有不同价态的含氧酸
X: 采取SP3杂化，O的2P电子与卤素3d空轨道间形成d-pπ键。 由于稳定性原因，只有常见的氯的含氧酸研究得多
一、次卤酸
1. 化学性质 (1) 酸性
因为随半径增大，分子中 H— O—X，X—O 结合力减小，X
对 H+ 斥力变小，导致酸性减小。
(2) 热稳定性
卤素元素及知识点总结
卤素元素及知识点总结卤素元素是周期表中的第17族元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
这些元素具有共同的特性，如高电负性、对金属有强烈的化学活性、易离子化等特点。
在化学和生物学领域，卤素元素的应用非常广泛，如消毒、药物制剂、化工生产等领域。
1. 氟（F）氟是周期表中最活泼的非金属元素，其电负性为3.98，是所有元素中最高的。
氟的化合物被广泛用于制造有机化合物、药物、农药和农业化肥等。
氟也是强力的腐蚀剂，能够与金属形成氟化物，并能用于制造不锈钢和铝合金。
2. 氯（Cl）氯是一种绿色有毒气体，具有刺激性气味。
氯是一种重要的工业原料，广泛用于生产塑料、橡胶、药物等化学产品。
氯化物也被用作食品加工中的脱色剂和防腐剂。
氯化合物也被广泛用于水处理、消毒等领域。
3. 溴（Br）溴是一种棕红色液体，有辛辣的气味。
溴和其化合物主要用于生产染料、消毒剂、防火剂等。
溴化银是曾经广泛用于摄影的感光材料。
4. 碘（I）碘是一种紫黑色晶体，具有金属光泽。
碘主要用于制备医药、化工原料和感光材料等。
碘也是人体必需的微量元素，对人体健康至关重要。
5. 砹（At）砹是一种放射性元素，非常不稳定。
由于其稀缺性和毒性，砹的应用非常有限。
卤素元素的化学性质主要体现在其化合物中，包括卤化物、卤氧酸盐、卤代烃等。
卤素元素可以形成离子化合物，也可以形成共价化合物。
除氟外，其他卤素元素主要以共价键的形式存在。
在生物学领域，卤素元素对生命体的作用非常重要。
如氯化物在维持体内水盐平衡、传导神经冲动和肌肉收缩等过程中起着重要作用。
碘是甲状腺激素的组成部分，对人体的新陈代谢、生长发育、心血管功能等有重要影响。
然而，卤素元素也有毒性，过量摄入会损害人体的健康。
氟过量摄入会导致骨骼矿化不良、牙齿斑点等疾病，碘过量摄入会影响甲状腺功能，导致甲亢或甲减等疾病。
卤素元素也具有重要的应用价值。
如氟化物广泛用于牙膏、口香糖等口腔护理产品中，氯化物和溴化物被用作水处理剂、消毒剂等。
卤素
At2
具有放射性 咱不讨论- - ...
1.卤素都能跟金属起反应生成卤化物。
非金属性越强，反应越易进行，生成的卤化物越稳定。
2.卤属都能跟氢气反应生成卤化氢。
F2低温下暗处就剧烈反应甚至爆炬产生HF稳定。Cl2低温下缓慢反应需光照或加热条件下进行。Br2 I2高温下才能反应，HI不稳定可分解为H2和I2 所以为可逆反应。
随着分子量的增大，卤素分子间的色散力逐渐增强，颜色变深，它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增
卤素的化学性质都很相似，它们的最外电子层上都有7个电子，有取得一个电子形成稳定的八隅体结构的卤离子的倾向
除F外，卤素的氧化态为+1、+3、+5、+7
卤素与氢结合成卤化氢，溶于水生成氢卤酸。
卤素之间形成的化合物称为互卤化物，如ClF3、ICl。
2F2+2H2O=4HF（aq）+O2 X2+H2O=HX（aq）+HXO（aq） X=表示Cl Br I (aq)代表是溶液.
4.卤素各单质的活泼性比较。
卤素各单质的活泼性顺序：F2>Cl2>Br2>I2 前者可将后者从其金属化物中置换出来.
5.碘与淀粉反应：碘+淀粉→蓝色，检验I2或淀粉的存在。
氟、氟化氢和氢氟酸对玻璃有较强的腐蚀性。
氟是氧化性最强的元素，只能呈-1价.其没有正价.
单质氟与盐溶液的反应，都是先与水反应，生成的氢氟酸再与盐的反应，通入碱中可能导致爆炸。
化学性质活泼，能与几乎所有元素发生反应（除氦、氖）。
水溶液氢氟酸是一种弱酸。但却是稳定性、腐蚀性最强的氢卤酸，如果皮肤不慎粘到，将一直腐蚀到骨髓。
卤素化学式
卤素化学式1. 引言卤素是化学元素周期表中的一组元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
它们属于同一族，具有相似的化学性质。
本文将介绍卤素的化学式及其特点。
2. 氟化学式氟是周期表中最轻的卤素，原子序数为9。
其化学式为F。
氟原子只有一个价电子，因此很容易与其他元素形成离子或共价键。
氟离子通常以F-表示，它可以与金属形成离子化合物，如氟化钠（NaF）。
在共价键中，氟通常以单质形式存在，如氯气（Cl2）中的二原子分子。
3. 氯化学式氯是周期表中第17号元素，原子序数为17。
其化学式为Cl。
与其他卤素类似，氯也具有较强的活性。
它可以与大多数金属反应形成离子化合物，例如盐酸（HCl）和氯化钠（NaCl）。
此外，氯也可以以共价键形式存在于分子中，例如二氧化二氯（Cl2O2）。
4. 溴化学式溴是周期表中第35号元素，原子序数为35。
其化学式为Br。
溴具有较高的反应活性，可以与金属形成离子化合物，如溴化钠（NaBr）。
另外，溴也可以以共价键形式存在于分子中，如四溴化碳（CBr4）。
5. 碘化学式碘是周期表中第53号元素，原子序数为53。
其化学式为I。
碘是一种重要的营养元素，在人体中起到重要的作用。
碘可以与金属形成离子化合物，如碘化钠（NaI）。
在有机化学中，碘也常用作催化剂。
6. 砹化学式砹是周期表中最重的卤素元素，原子序数为85。
其化学式为At。
砹是一种放射性元素，在自然界中非常稀少。
由于其放射性和危险性质，砹的应用范围非常有限。
7. 总结卤素是一组具有相似特性的元素，在自然界和实验室中都有广泛应用。
氟、氯、溴、碘和砹分别对应的化学式分别为F、Cl、Br、I和At。
它们可以以离子形式或共价键形式存在，具有不同的化学性质和应用领域。
了解卤素的化学式及其特点对于理解化学反应和应用具有重要意义。
以上内容介绍了卤素的化学式及其特点，希望对读者有所帮助。
参考文献： - Cotton, F. A.; Wilkinson, G.; Murillo, C. A.; Bochmann, M. (1999). Advanced Inorganic Chemistry (6th ed.). Wiley-Interscience. - Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann.附注：此文档为人工智能生成，仅供参考。
卤素
（2）物质的颜色与吸收光颜色的关系 ）
物质的颜色
绿 黄 青
橙 红
白光 蓝 紫
青蓝
黄绿 黄 橙 红 紫红 紫 蓝 青蓝 青
吸收光 波长（nm） 颜色 波长（nm） 400— 紫 400—450 450— 蓝 450—480 480— 青蓝 480—490 490— 青 490—500 500— 绿 500—560 560— 黄绿 560—580 580— 黄 580—600 600— 橙 600—650 红 ） X2为非极性分子，分子间作用 为非极性分子， 力主要为┄┄ ┄┄色散力 力主要为┄┄色散力 熔沸点F 依次升高。 ∴熔沸点 2→I2 依次升高。 聚集态 F2(g)→CI2(g)→Br2(l)→I2(g) Br2：非金属中的唯一液体 I2：固体易升华，紫黑 粉红 固体易升华，紫黑→粉红
（2）与非金属作用 ）
F2
反应活性 与H2反应条件 暗处 光照 Pt/350℃ 高温 ℃ F2可与所有除 O2、N2，稀有气体He和Ne外的非金属作用 稀有气体 和 外的非金属作用 直接化合成高价氟化物。 直接化合成高价氟化物。 Cl2也可与大多数非金属单质化合，但不如 2猛烈。 也可与大多数非金属单质化合，但不如F 猛烈。 2 S(s) + Cl2(g) ＝ S2Cl2(l) 红黄色液体 S(s) + Cl2(g)(过量 ＝ SCl2(l) 深红色发烟液体 过量) 过量 2 P(s) + 3 Cl2(g) ＝ 2 PCl3(l) 无色发烟液体 2 P(s) + 5 Cl2(g) (过量 ＝ 2 PCl5(l) 淡黄固体 过量) 过量 Br2和I2与许多非金属作用反应，但不如 2、Cl2激烈，不能 与许多非金属作用反应，但不如F 激烈， 氧化到最高价。 氧化到最高价。
卤素
卤素卤素是元素周期系第ⅦA族元素，包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和砹(At),通常以X表示。
卤素是成盐元素的意思，由于卤素元素均能和典型的金属化合生成典型的盐而得名。
其中砹是放射性元素。
卤族元素的一些性质见表3-1-1。
表3-1-1：卤族元素的一些性质卤素是各周期中原子半径最小、电负性最大、非金属性最强的的元素，氟是周期表中非金属性最强的元素。
卤素的核电荷数、原子半径从上到下都是依次增加，故由氟到碘其非金属性逐渐减弱。
卤素原子的价电子层构型为ns2np5，卤族元素在性质上很相似，但随着原子序数的递增，外层电子离核越来越远，核对价电子的引力逐渐减小，因而卤素性质又表现出不同。
卤素原子极易得到一个电子而形成-Ⅰ价的稳定离子，是典型的非金属元素。
在卤素的含氧酸及其盐中，表现出+Ⅰ、+Ⅲ、+Ⅴ、+Ⅶ的正氧化态。
一、卤素的单质1．物理性质卤素单质的一些物理性质见表3-1-2。
表3-1-2：卤素单质的一些物理性质卤素分子内原子间是以共价键相结合。
分子间仅存在着微弱的分子间作用力，随着相对分子质量的增大，分子的变形性逐渐增大，分子间的色散力也逐渐增强，因此，卤素单质的一些物理性质呈现规律性变化。
如卤素单质的熔点、沸点等按F—C1—Br—I的顺序依次升高。
常温下，氟和氯是气体，溴是易挥发的液体，碘为固体(易升华)。
可见卤素单质的颜色随着相对分子质量的增大而逐渐加深，这是由于从氟至碘外层电子离核越来越远，相应的外层电子更易被激发，所以外层电子被激发所需要的能量就越少，故使物质的颜色逐渐变深。
卤素单质是非极性分子，在水中的溶解度不大，易溶于有机溶剂。
氟不溶于水，它能剧烈地分解水而放出氧气。
溴在有机溶剂中的颜色随溴浓度的增加而逐渐加深，从黄色到棕红色。
碘溶于溶剂中所形成溶液的颜色随溶剂不同而有区别。
卤素单质均有刺激气味，吸人较多的蒸气会发生严重中毒，甚至造成死亡。
它们的毒性从氟到碘依次减轻。
溴易挥发，高浓度的液溴可使皮肤严重灼伤；碘的蒸气有毒，强烈刺激皮肤和眼睛；使用时要特别小心。
12-卤素
BrO4
-
BrO3
-
BrO-
Br2(l)
Br-
HI3O62- 0.65 IO3- 0.15 IO- 0.42 I2(s) 0.54 I在 0B图中,除X2/X-电对外,其余电对的电极电势虽为正值,但 均较小，即在碱性介质中,各种含氧酸盐的氧化性较含氧酸弱。
14.2.2 卤素单质物理性质
卤素单质
聚集状态 颜色 熔点/℃ 沸点/℃ 汽化热/（KJ· mol-1) 溶解度/g· (100gH2O)-1
• Cl2也可与大多数非金属化合，但不如F2猛烈。 Br2 、I2更差。 2S + Cl2 = S2Cl2 S + Cl2(过量) = SCl2
2P + 3Cl2 = 2PCl3
2P + 5Cl2(过量) = 2PCl5 2P + 3Br2 = 2PBr3 2P + 5Br2(过量) = 2PBr5
氟
气 浅黄 -219.6 -188 6.32 分解水
氯
气 黄绿 -101 -34.6 20.41 0.732
溴
液 红棕 -7.2 58.78 30.71 3.58
碘
固 紫黑 113.5 184.3 46.61 0.029
密度/(g· cm-3)
1.11(l)
1.57(l)
3.12(l)
4.93(s)
F F F I F F
Cl Cl
F F F F F I F F
I
例：ICl2 (7 + 1×2) / 2 = 4.5 （杂化轨道理论：sp3d)，直线型 例：IF7 (7 + 1×7) / 2 = 7 五角双锥
对于ClF3 (7＋3) 2 = 5
卤素PPT课件
05
卤素在生活生产中应用
食盐与人体健康关系探讨
食盐的化学成分及作用
主要成分为氯化钠（NaCl），是人体必需的营养元素之一，对于维持细胞内外渗透压平衡、 神经传导和肌肉收缩等生理功能具有重要作用。
食盐摄入量与健康关系
适量摄入食盐对维持人体健康至关重要，但过量摄入可能导致高血压、心血管疾病等健康问 题。世界卫生组织建议每日食盐摄入量不超过5克。
06
卤素对环境影响及治理措 施
大气中卤代烃污染现状及危害
卤代烃在大气中的来源
工业排放、汽车尾气、农药使用等。
大气中卤代烃的浓度及分布
受排放源、气象条件、地形等因素影响，浓度分布不均。
卤代烃对大气的危害
破坏臭氧层，导致紫外线辐射增强；形成光化学烟雾，危害人类健 康。
水体中卤代烃污染现状及危害
卤代烃在水体中的来源
溴和碘
物理性质
溴是一种红棕色、有刺激性气味 的液体，密度比水大，易挥发； 碘是一种紫黑色、有金属光泽的
固体，密度比水大，易升华。
化学性质
溴和碘的化学性质较为相似，都 具有氧化性，能与多种元素直接
化合生成溴化物和碘化物。
用途
溴和碘在有机合成、医药、农药 等领域有着广泛的应用。例如， 溴可用于制取溴化物、染料、灭 火剂等；碘可用于制取碘化物、
氯气可以与大多数金属直接反应，生 成相应的氯化物。
卤素性质变化规律
01
随着原子序数的增加， 卤素的非金属性逐渐减 弱，金属性逐渐增强。
02
卤素单质的颜色逐渐加 深，从氟气的浅黄绿色 到碘单质的紫黑色。
03
04
卤素单质的密度逐渐增 大，熔点和沸点也逐渐 升高。
卤素单质的氧化性逐渐 减弱，还原性逐渐增强。
卤素
溴能氧化碘离子为碘单质
Br2+2NaI I2+2NaBr
11.2.3 卤素的氢化物
1. 卤化氢的物理性质
（1）熔沸点 卤化氢的熔沸点 HF HCl HBr HI
熔点/℃ -83.57 -114.18 -86.87 -50.8 沸点/℃ 19.52 -85.05 -66.71 -35.1
例外，氢键 色散力增大，熔沸点逐渐升高
0
-2
① 氧化反应 X2 + H2O
-1 1 0
2HX + 2 O2
半反应： X2+2e- 2X-
O2+4H++4e-
2H2O E =1.23V
卤素单质的标准电极电势
卤素单质 标准电极电势 X2+2e- 2X-
F2 Cl2 Br2 I2 2.889 1.360 1.077 0.534
② 歧化反应：即水的作用导致卤素发生分解
键型：从上到下，由共价型过渡到离子型 性质：熔、沸点增高
（3）同一金属不同卤化物 的物理性质
主要 氧化数
F 2s22p5
-1,0
Cl
Br
I
3s23p5 4s24p5 5s25p5
-1,0 ,+1 -1,0 ,+1 -1,0 ,+1 +3,+5,+7 +3,+5,+7 +3,+5,+7
卤素价层电子构型为ns2np5，易得到1个电子达到8电子 稳定状态，所以都能以-1氧化态存在。
除F外，Cl、Br、I还可呈现＋1、＋3、＋5、＋7氧化态。
碘 固 紫黑 386.5 457.4 41.95 0.029* 4.93(s)
卤素
2F₂+2OH⁻→OF₂+2F⁻+H₂O
卤的氧化物中氯原子具有多种不同氧化态，可用新制得的黄色Hgo和CI₂制取
2CI₂+2Hgo=HgCI•H₂O+CI₂O
同浓度卤酸的氧化性强弱关系比较
HBrO3、HClO3和HIO3 Br与Cl相比，外层18电子的Br吸引电子的能力大于8电子的Cl； Br与I的最外层都是18电子但Br的半径r小于I，所以Br的得电子能 力也大于I。故3种卤酸氧化性顺序为：HBrO3>HClO3>HIO HBrO4、H5IO6和HClO4 稀溶液中HClO4完全解离，ClO4－为正四面体结构，对称性高， 且不受H+反极化作用的 影响，比较稳定，所以氧化能力低。 高卤酸的标准电极势数值 排列： BrO4－/BrO3－ H5IO6/IO3－ ClO4－/ClO3－ EAθ/V 1.85 1.60 1.20 比较卤酸的标准电极电势可知氧化性：HBrO4>H5IO6>HClO4
绝大数卤素互化物是不稳定的，熔沸点低。最稳定的XY型卤素互化物是CIF， 其物理性质介于组成元素的分子性质之间。卤素互化物都是氧化剂，与大多 数金属和非金属猛烈反应生成相应的卤化物；发生水解作用生成卤离子和卤 氧离子，其分子中较大电负性较小的卤原子生成卤氧离子。 氟的卤素互化物如CIF₃、CIF₅、BrF₃通常都作为氟化剂，使金属、非金属及金 属的氧化物以及金属的卤化物、溴化物和碘化物转变为氟化物
卤化物
卤素和电负性较小的元素形成的化合物叫做卤化物。由非金属或高氧化 态金属形成的卤化物BCl₃、CCl₄、SbCl₅、SF₆、WCl₆等，不论气相、液相或 是固相，往往形成共价型卤化分子，它们有挥发性、较低的熔点和沸点， 有的不溶于水，溶于水的往往发生强烈的水解。 碱金属、碱土金属及若干镧系和锕系元素，它们的电负性小，离子半径 大，形成的卤化物主要是离子型的。它们有高的熔点和沸点，在极性溶 剂中易溶解，其溶液有导电性，熔融状态时也能导电。同一周期各元素 的卤化物，随着金属离子半径减小和氧化数增大，离子性依次降低，共 价性依次增强，熔沸点依次降低。 同一金属的卤化物随着卤离子半径的增大，变形性也增大，按氟氯溴碘 的顺序其离子性依次降低，共价性依次增加。一般来说，金属氟化物主 要是，离子型化合物其它卤化物从氯到碘共价型化合物则逐渐增多。 不同氧化物的同一金属，其高氧化态卤化物的离子性小于低氧化态卤化 物的的离子性
卤素的解释
卤素(halogen)测试|无卤检测|卤素四项（氟F/氯Cl/溴Br/碘I）/ 卤素测试报告什么是卤素(halogen)？卤素(halogen)的应用是什么？卤素(halogen)有什么危害？卤素(halogen)测试怎么做？为什么通常是卤素(halogen)四项测试？什么是卤素测试报告？卤素(halogen)的大致应用范围是哪些？什么限制卤素(halogen)使用的相关法规？本版将就一些大家关心的问题，做个简单介绍。
一、什么是卤素(halogen)？卤素(halogen)是化学周期表中第ⅦA族非金属元素。
卤素(halogen)具体来说指的是氟（Fluorine）、氯（Chlorine）、溴（Bromine）、碘（Iodine）和砹（Astatine）五种元素，合称卤素。
由于砹（Astatine）为放射性元素，因此，人们通常所指的卤素习惯上是氟F、氯CI、溴Br、碘I四种元素。
卤素化合物经常作为一种阻燃剂应用于电子零组件与材料、产品外壳、塑胶等。
此种阻燃剂无法回收使用，而且在燃烧与加热过程中会释放有害物质，威胁到人类身体的健康、环境和下一代子孙。
二、卤素(halogen)的应用卤素(halogen)（氟Fluorine/氯Chlorine/溴Bromine/碘Iodine）大多在聚合物材料中以有机物形式存在。
用于常见产品中的卤素化合物主要有PBB、PBDE、TBBP-A、PCB、六溴十二烷、三溴苯酚、短链氯化石蜡；另有用于冷冻剂、隔热材料等的臭氧破坏物质CFCs、HCFCs、HFCs等。
一般来说，卤素化合物大多是应用于阻燃剂、制冷剂、溶剂、有机化工原料、农药杀虫剂、漂白剂、羊毛脱脂剂等。
三、其它含有卤素(halogen) (F/Cl/Br/I)的各类物质有机氯化合物：用于塑料的耐燃剂、增塑剂、印刷电路格等上的耐燃剂等；聚氯乙烯(PVC)：电源电缆、連接电缆、产品内連线用塑料电线、粘合剂、高压塑料电线、退磁线圈的包里、绝缘胶带；灭蚁灵(Mirex)：用于树脂、橡胶、涂料、纺织物、电气产品等的阻燃剂、防锈剂等；氯化烷烃(CP)：用作含有附件产品的外框(外壳)、印刷电路板(碳链长为10 -13、含氯量为50wt%以上的短链型氯化烷烃類对象)；多氯化萘(PCN)：润滑油、涂料等用途(氯原子数≧3以上的多氯化萘(PCN)产品)；多氯联苯(PCB / PCBs)：绝缘油、润滑油、塑料耐燃剂等；其它有机溴化合物：用于塑料的耐燃剂印刷电路板等上的耐燃剂等；四溴双酚-(TBBP-A)：用于塑料的耐燃剂(以PS、ABS、PC/ABS、Mppe等四种塑料最常使用半导体封装材料与体积路板基材)；多溴二苯醚(PBDE)，用于塑料的耐燃剂；多溴联苯(PBB)：用于塑料的耐燃剂；氯化石蜡Chlorinated paraffins；氯三联苯(PCT)Polychlorinated terphenyls。
卤素化学式
卤素化学式卤素是元素周期表第17族的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
这些元素通常以分子式的形式出现，如F2、Cl2、Br2、I2和At2，表明它们是由两个原子构成的。
下面将详细介绍这些卤素的化学式及其性质。
首先是氟（F），它是元素周期表中最轻的卤素，具有原子序数9。
它的化学式为F2，表示它是由两个氟原子构成的分子。
氟是一种高度活泼的非金属元素，常以氟化物的形式存在于自然界中。
氟具有非常强的电负性，是化学中最强的氧化剂之一。
它与几乎所有的元素都能形成化合物，如氟化钠（NaF）、氟化铝（AlF3）等。
氟化物被广泛应用于铝冶炼、水处理、制药等领域。
其次是氯（Cl），它是元素周期表中第17位的元素，具有原子序数17。
氯的化学式为Cl2，表示它是由两个氯原子构成的分子。
氯是一种具有强烈刺激性气味的淡黄色气体，可以通过电解盐水或氯化物来制备。
氯在许多工业和消费品中都有广泛应用，如制造漂白剂、消毒剂、塑料等。
氯离子也是身体内重要的电解质之一，维持着酸碱平衡和正常细胞功能。
接下来是溴（Br），它是元素周期表中第35位的元素，具有原子序数35。
溴的化学式为Br2，表示它是由两个溴原子构成的分子。
溴是一种深红褐色液体，在常温下显著挥发。
溴广泛用于医药、有机合成和照相等领域。
溴离子也是现代医学中常用的造影剂之一，用于X 射线和CT扫描等检查。
之后是碘（I），它是元素周期表中第53位的元素，具有原子序数53。
碘的化学式为I2，表示它是由两个碘原子构成的分子。
碘是一种晶体，呈现出典型的紫色。
碘广泛用于消毒、制造染料和药剂、甲状腺功能检查等领域。
碘是人体必需的微量元素之一，对于身体的正常生长和发育具有重要作用。
最后是砹（At），它是元素周期表中最重的卤素，具有原子序数85。
砹的化学式为At2，表示它是由两个砹原子构成的分子。
砹是一种放射性元素，主要通过核反应制备。
卤素的化学式和性质展示了它们的独特特性和广泛用途。
卤素
卤素（ⅦA族）氟F、氯Cl、溴Br、碘I 统称为卤素。
价电子构型：ns2np5氧化态：除氟外（-1），均可呈现0、-1、+1、+3、+5、+7卤素的存在氟：是自然界中广泛分布的元素之一，在卤素中，它在地壳中的含量仅次于氯。
氟在地壳的存量为0.072%，克拉克值0.0625，存在量的排序数为12，自然界中氟主要以萤石(Fluorite)存在，其主要成分为氟化钙(CaF2)、冰晶石(3NaF.AlF3)及以氟磷酸钙[Ca5F(PO4)3]为主的矿物。
氯：氯在地壳中的含量为0.031%，自然界的氯大多以氯离子形式存在于化合物中，氯的最大来源是海水。
矿物中有光卤石（KCl ﹒MgCl6﹒6H2O）溴：以溴化物的形式存在于海水和地壳中碘：以碘化物形式存在，南美洲智利硝石含有少量的碘酸钠。
海中的植物可以富集碘。
卤素单质物理性质氟：通常情况下氟气是一种浅黄绿色的、有强烈助燃性的、刺激性毒气，是已知的最强的氧化剂之一。
熔点-219.62℃，沸点-188.14℃。
氟的电负性最高，吸引电子能力强氯：气态氯单质俗称氯气，液态氯单质俗称液氯。
在常温下，氯气是一种黄绿色、刺激性气味、有毒的气体。
压力为101.325KPa 时，氯单质的沸点为-34.4℃，熔点为-101.5℃。
氯气可溶于水和碱性溶液，易溶于CS2和CCl4等有机溶剂，饱和时1体积水溶解2体积氯气。
溴：深棕红色、易挥发、有强烈刺激性臭味、液体密度：3.119g/cm3，熔点：-7.2℃ ，沸点：58.76℃，在常温下，是唯一的液态非金属。
碘：紫黑色晶体，具有金属光泽，性脆，易升华。
有毒性和腐蚀性。
密度4.93 克/立方厘米。
熔点113.5℃，沸点184.35℃。
加热时，碘升华为紫色蒸汽，这种蒸气有刺激性气味，有毒。
易溶于乙醚、乙醇、氯仿和其他有机溶剂，形成紫色溶液，但微溶于水(但如果水中含碘离子会使其溶解度增大：I-+I2==I3-，也溶于氢碘酸和碘化钾溶液而呈深褐色。
卤素
2）通人氯把溴置换出来：
Cl2 + 2Br- = Br2 + Cl-
3）再用空气把溴吹出以碳酸钠吸收:
3Na2CO3 + 3Br2 == 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 4）最后用硫酸酸化，单质溴又从溶液中析出。
5HBr + HBrO3 = 3Br2 + 3H2O 用此方法，从1吨海水中可制得约0.14kg的溴。
3、除氟外，氯、溴和碘均可显正氧化态，氧化数经常是+1， +3，+5的+7。
1
2-2 卤素在自然界中的分布
卤素是最活泼的非金属元素，卤素是“成盐元素”的意思，在 自然界只能以化合态的形式存在。多数以氢卤酸盐形式存在。
氟： 萤石(CaF2)、 冰晶石(Na3AlF6)、 氟磷灰石Ca5F(PO4)3
氯和溴： 大量在海水中 NaCl、NaBr 钾石盐KCl 光卤石KCl· MgCl26H2O
碘： 智利硝石(NaNO3中含有NaIO3)，富集于海带、海藻中
2-3 卤素单质
1.卤素单质的物理性质：
F2
Cl2
聚集状态
g
g
分子间力
小
颜色
浅黄 黄绿
Br2 l
红棕Leabharlann I2 s大 紫(紫黑(s))
显色原因：分子中*和*反键分子轨道能差不同，吸收的可见光 波长度不同。F2吸收能量高(波长短)的光，显示波长较长光的复 合色。
364
HI 1.49 分子极性 -50.80 熔点 -35.36 沸点 -26.5 300 稳定性 299 强
电子构型 氧化态 F [He]2s22p5 -1、0 Cl [Ne]3s23p5 -1、0、+1、+3、+4、+5、+7 Br [Ar]4s24p5 -1、0、+1、+3、+4、+5、+7 I [Ar]4s24p5 -1、0、+1、+3、+4、+5、+7
第6章 卤素
一、P区元素概述 含ⅢA~ⅦA 及零族，沿B-Si-As-Te-At为 对角线， 右上方为非金属元素区，含21种 元素；左下方为10种金属元素。 特点： 1、原子结构 ：价层 ns2 np1-6 2、金属性、非金属性：同一周期从左到右、 非金属性增强 ，金属性减弱 ；同族，从上 到下，除ⅦA外，均从典型非金属元素过渡 到金属元素 。 3、氧化数：⑴除零族元素外 ，常具有多种氧 化数， 除正氧化数外，还有负氧化数。
常温
Cl2 Br2 I2 ClO
BrO 3 IO 3
-
加热
ClO 3
-
低温 ClOO
PH 4
BrO 3 IO 3
-
-
BrO (0 C) PH 6
IO 3
-
PH 9
§ 11.1 p区元素概述
ⅠA
元素周期系的分区及各区的价电 子组态
ⅡA
0
ⅢA―ⅦA
S区
ⅢB―ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB
p 区
ns1–2
第11章
卤素
氧族元素
卤素
• 一. 卤素概述： • 1.第VIIA族包括氟、氯、溴、碘 和砹五种元素，总称为卤素。卤 素希腊原文为成盐元素的意思。。 • 砹是放射性元素，在自然界中仅 以微量而短暂地存在于镭、锕或 钍的蜕变产物中。
注意价电子结构和氧化数
2np5 2．价电子层结构：ns
• 导致非单质的氧化数： • 1）最低氧化数：－1 • 2）最高氧化数：F：－1；其它：＋7 • 3) 氧化数都是奇数(为什么)
• 氧化还原性 F2
-
Cl2
Br2
I2
E (X 2 /X ) /V： 2.889 1.360 1.0774 0.5345
卤素
光照
H2+Cl2=或=点==燃=2HCl
500℃
H2+Br2======2HBr
HCl稳定 较不稳定
H2+I2======2HI HI很不稳定
卤素与水的化学反应方程式
2F2＋2H2O==4HF＋O2 （特例）
反 应
Cl2 ＋H2O HCl＋HClO
越
Br2＋ H2O
I 2＋ H2O
HBr＋HBrO
单质均为双原子分子——X2
物理性质： 卤素单质都是有色物质，从上到下，其颜色
逐渐加深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐升高 （常温时的状态由气态经液态到固态）。
卤素与氢气的反应
名称
F2 Cl2 Br2 I2
反应条件
暗处
光照或点燃 高温
高温、持 续加热
方程式
生成氢化物的 稳定性
H2+F2====2HF
HF很稳定
元素 名称
氟
卤族 氯 元素
溴
VIIA 碘
砹
元素 符号
F Cl
Br I
At
核电 原子结构示意图 最外层电 电子层
荷数
子数
数
9
+9 2 7
7
2
17
+17
2+35 2 8 18 7
7
4
53
+53 2 8 18 18 7
7
5
85
+85 2 8 18 32 18 7
7
6
卤族元素——F Cl Br I (VIIA族）
现象
盛有NaBr溶液的试管， Cl4层变橙红色。 盛有KI溶液的试管，CCl4 层变深紫色。
卤素
常温 强光照射
Br2
常温 600C
I2
高温
爆炸、放出大量热
缓慢
爆炸
不如氯 明显
减 小
缓慢
10.2.1.3 与H2O反应
卤素与水可发生两类反应，分别是氧化作用和歧化作用：
（1）氧化作用 2X2 + 2H2O
4HX + O2↑
（2）歧化水解 X2 + H2O
H+ + X- + HXO
F2的氧化性强，只能与水发生第一类反应，且反应激烈：
主要氧化数
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9
17
35
53
2s22p5 3s23p5
4s24p5 5s25p5
64
99
114
133
4.0
3.0
2.8
2.5
1681 125非1 金属性1减140弱 1008
-1、0
-1、0
-1、0
-1、0 +1、+3 +5、+1、+3 +5、 +1、+3
+7
+7
力依次减弱：F2 > Cl2 > Br2 > I2
电极电势: F2/F-
Eθ (X2/X-) 2.87
Cl2/Cl1.36
Br2/Br- I2/I1.065 0.535
10.2.1.1 与金属、非金属反应
卤素
反应物质
所有金属
F2
除氮、氧外的非金属
Cl2 Br2 、I2
与上类似
活泼金属 其他金属
反应程度
10.3.2.2 还原性
卤素
单质氟的制备
1、单质氟的制备(P459图14-2） 、单质氟的制备 图
氯单质的发现
1、单质氯的发现：氯 、单质氯的发现： 是由瑞典化学家舍勒(C.W. 是由瑞典化学家舍勒 Scheele)在1774年用软锰矿 在 年用软锰矿 (MnO2)与盐酸反应而发现的， 与盐酸反应而发现的， 与盐酸反应而发现的 氯气为黄绿色， 氯气为黄绿色，所以氯一词 希腊文原意是黄绿色。 希腊文原意是黄绿色。
氟的特殊性
氟的原子半径特别小， 氟的原子半径特别小 ， 其核周围电子密 度较大， 度较大 ， 当它接受外来一个电子或共用 电子对成键时， 电子对成键时 ， 将引起电子间较大的斥 力 ， 这种斥力部分地抵消了气态氟形成 气态氟离子， 气态氟离子 ， 或氟形成单质分子时所放 出的能量。所以氟的电子亲合势小于氯. 出的能量。所以氟的电子亲合势小于氯 尽管氟的电子亲合势反常 地小于氯， 但因F 地小于氯 ， 但因 2 的离解 能较小， 能较小 ， F- 离子的水合能 较大， 较大 ， 所以氟在卤素中仍 然是个最强的氧化剂。 然是个最强的氧化剂。
单质的化学性质
2、氯（电极电势 、 电极电势=1.358V）也能与各种金属和大多 ）也能与各种金属和大多
数非金属（除氮、 数非金属（除氮、氧、稀有元素外）直接化合，但有 稀有元素外）直接化合， 些反应需要加热，反应还比较剧烈。而氯与Co、 、 些反应需要加热，反应还比较剧烈。而氯与 、S、V 氧化为: 和Bi氧化为 氧化为 CoCl2，SCl4，VCl4，BiCl3（不是最高氧化态） ， ， ， （不是最高氧化态）
卤
卤 素 通 性 卤 素 单 质 卤 化 氢 和 氢 卤 酸 卤 化 物 卤 素 互 化 物 多 卤 化 物 元 素 电 势 图
高一化学 卤素
高一化学卤素一、介绍卤素卤素是化学元素周期表第17族的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
这些元素在自然界中广泛存在，并且常用于许多化学和生物学应用中。
在本文中，我们将对卤素的性质、用途以及相关实验进行探讨。
二、卤素的性质1. 卤素的物理性质卤素在常温下会呈现不同的物态。
氟气和氯气都是无色气体，而溴是深红色液体，碘是紫黑色固体，砹则是放射性的固体。
卤素的沸点和熔点随着原子序数的增加逐渐升高，同时密度也逐渐增加。
2. 卤素的化学性质卤素在化学反应中表现出一系列的特性。
它们可以与金属发生反应，并形成离子化合物。
例如，氯可以与钠发生反应，生成氯化钠。
另外，卤素还可以与非金属发生反应，并形成共价化合物。
例如，氟可以与氢发生反应，生成氟化氢。
三、卤素的应用1. 工业应用卤素在工业上有着广泛的应用。
氯被用于消毒水处理、漂白剂以及合成许多化合物的原料。
溴被广泛应用于制药和农业领域，用于消毒和灭虫。
碘被用于制备碘酒、碘盐和消毒剂。
砹在放射治疗中具有一定的应用价值。
2. 生物学应用卤素在生物学中也起着重要的作用。
氯化物是人体内必需的微量元素，对维持水盐平衡和神经、肌肉正常功能发挥着重要作用。
碘是甲状腺激素的重要组成部分，对身体的生长和代谢有着重要影响。
四、相关实验1. 氯离子的检测实验材料：稀盐酸（HCl）、银氨溶液（AgNO3）、氨水（NH3）实验步骤：a. 将少量的盐酸滴加到待检测的溶液中，观察是否产生气体释放。
b. 向溶液中加入几滴银氨溶液，观察是否产生白色沉淀。
c. 加入氨水后，观察沉淀是否溶解。
实验结果：a. 如果产生气体释放，可能是盐酸与氯化物反应产生氯气。
b. 如果产生白色沉淀，可能是盐酸与氯化物反应产生氯化银。
c. 沉淀溶解则表示盐酸与氯化物反应产生了可溶性的化合物。
2. 碘离子的检测实验材料：稀盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）、淀粉溶液实验步骤：a. 将待检测溶液加热，观察是否发生变色。
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2NaCl+2H2O
2NaOH + Cl2 + H2
电解
电解MgCl2熔盐制Mg的副产品
MgCl2(熔融）
Mg + Cl2
电解NaCl熔盐制Na的副产品
2NaCl(熔融）
电解
2Na + Cl2
Cl2 实验室：用MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、KClO4
等氧化剂与浓盐酸反应 MnO2 +4HCl(浓) → MnCl2+ Cl2 +2H2O
2IO3 + 5HSO3 → 2I2 + 3HSO4 + 2SO4 + H2O
-
-
11-3 卤化氢和氢卤酸
一.制备
采用单质合成、复分解、卤化物水解等方法 1、单质合成 氢气流在氯气中燃烧,生成的氯化氢用水吸收 H2 + Cl2 → 2HCl
(1)氯分子在加热或强光照射下分解为 h 氯原子 Cl Cl + Cl (2)氯原子和氢分子反应
0 ⅥA ⅦA He 氦 O 氧 F 氟 Ne 氖 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 Te 碲 I 碘 Xe 氙 Po At 砹 氡
2 3 4 5 6
P区元素的特点（2）具有多种氧化数
因原子的价电子构型为 ns2np1-5 这种现象称为 非金属元素还具有负氧化数 ns、np电子可参与成键 惰性电子对效应 0
Cl、Br、I的价电子构型 ns 原子序数np 9 拆开1对电子 价层电子构型 2s22p5 原子半径/pm 64 ns np 电负性( xp) 4.0 拆开2对电子 I1/(kJ·mol-1) 1681
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I) 氧化数为+1
nd17
35 53 3s23p5 4s24p5 5s25p5 氧化数为+3 99 114 133 nd 3.0 2.8 2.5 1251 1140 1008 氧化数为+5 ns np nd 、0 -1 -1、0 -1、0 拆开3对电子 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、+3 +1、+3 氧化数为+7 +5、+7 +5、+7 +5、+7 ns np nd
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
氯(Cl2)
气体 -101 -34.6
溴(Br2)
液体 –7.2 58.76
碘(I2)
固体 113.5 184.3
颜色* 溶解度
毒性
浅黄 分解水
黄绿 红棕 紫黑 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂 具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
具有多种氧化数 并相差2
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 35 53 原子序数 特殊性 2 5 2 5 2 5 价层电子构型 2s22p5 3s 3p 4s 4p 5s 5p 1.F 电负性大，非金属性强 114 99 133 原子半径/pm 64 2.原子半径小，空间位阻不大，氧化能 3.0 2.8 2.5 电负性( p) 4.0 力强，与具有多种氧化数的元素化合 I1/(kJ· -1) 1681 1251 1140 1008 mol 时，该元素往往可呈现最高氧化数 -1、0 -1、0 -1、0 如 AsF5、SF6 、+1、+3 +1、+3 IF7 主要氧化数 -1、0 +1、+3 3.F-F键能小，易打开,化学性质活泼 、+7 +5、+7 +5、+7 +5
二、物理性质
HF HCl HBr HI
具有强烈刺激性气味的无色气体 在空气中易与水蒸气结合形成白色酸雾 熔点/℃ -83.1 沸点/℃ 19.54
-114.8 -8点升高
变形性 ，色散力 相对分子质量 分子极性 ,取向力 以色散力为主，分子间力 ,熔、沸点
HF
F
HCl
HBr
HI
具有强烈刺激性气味的无色气体 F F F H H H H H F F 在空气易与水蒸气结合形成白色酸雾
Br2
I2
反应条件 阴冷 常温 强光照射 常温 600C 高温
2、与水反应：分两类
(1)氧化作用 2X2 + 2H2O
(2)歧化水解 X2 + H2O
4HX + O2↑
H+ + X- + HXO
F2 只能发生(1)类反应，并反应激烈 2F2 + 2H2O →4HF + O2↑ Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应 反应程度越来越小 K 加碱使平衡右移 Br2 Cl2 I2 4.2×10-4 7.2×10-9 2.0×10-13
熔、沸点升高
∵ 固态为分子晶体 ∴ 熔、沸点较低
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
氯(Cl2)
气体 -101 -34.6
溴(Br2)
液体 –7.2 58.76
碘(I2)
固体 113.5 184.3
颜色*
浅黄
黄绿
红棕
紫黑
颜色加深
氟(F2)
氯(Cl2)
溴(Br2)
碘(I2)
156.6 ℃ 231.9 ℃ 630.5 ℃
Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po 6 303.5 ℃ 327.5 ℃ 271.3 ℃
At 砹 Rn 氡
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
ⅢA ⅣA
0
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
沿B-Si-As-Te-At对角线，右上角为 除氢外，所有的非金属全部集中在p区 ⅢA-ⅦA和零族元素为p区元素 非金属(包括线上)，左下角为金属
二、P区元素的特点 (1) 除ⅦA和零族外，均为从 典型非金属→准金属→典型金属
ⅢA 非 原 金 ⅣA 属 金 B子 硼 C 碳 半 铝 Si 硅 性 属 Al 径 增 性 Ga 镓 Ge 锗 增 强 减 大 弱 In 铟 Sn 锡 Tl 铊 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 35 53 原子序数 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 与稳定的8电子构型原子相比较仅缺一 99 114 133 原子半径/pm 64 个电子,在同周期元素中核电荷是最多的, 3.0 2.8 2.5 电负性( p) 4.0 原子半径是最小的。 1251 1140 1008 I1/(kJ· -1) 1681 mol 非金属性减弱 -1、0 --1、0 + 困难 -1、0 易获得电子，是同周期中非金属性最强 I1大, X - e → X 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、+3 的元素 只有碘才有这种可能 +1、+3 +5、+7 +5、+7 +5、+7
11-2 卤族单质
氟(F2)
一、物理性质
氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体 均为双分子 熔点/℃ -219.6 -101 –7.2 113.5 (具有稳定的8电子构型及较高的键能) 沸点/℃ -188 -34.6 58.76 184.3 在周期表中，整族是双原子分子的只有卤素
如
超纯锗
ⅤA
ⅥA
ⅦA He 氦
11-1 卤族元素通性
卤素，希腊文原意为成盐元素
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
0
ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
P区元素的特点 0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦 2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖 3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 660.4℃
（3）金属的熔点较低
这些金属 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 彼此可形成氪 4 硒 Br 溴 Kr 29.78 ℃ 973.4 ℃ 低熔合金 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 5
2 3 4 5 6 ⅢA B 硼 Al 铝 Ga 镓 In 铟 Tl 铊 ⅣA C 碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋 ⅥA 高 He 氦 ⅦA 低 氧 O氧氧 F 氟 Ne 氖 化稳 化稳 S 数硫 Cl 氯 Ar 氩 定 数定 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 化性 化性 合增 减 Te 碲 I合 碘 Xe 氙 物 强At 砹 Rn 氡 物弱 Po
3、非金属卤化物水解:制备溴化氢和碘化氢
将水滴入三溴化磷或三碘化磷 PBr3+3H2O → H3PO3+ 3HBr PI3+3H2O → H3PO3+ 3HI 将溴滴入磷与少量水的混合物中 3Br2+2P+6H2O → 2H3PO3+6HBr 将水滴入碘与磷的混合物中 3I2+ 2P + 6H2O → 2H3PO3+ 6HI
2