第十一卤素和氧族元素-精品
《氧族元素》课件
硫单质
总结词
化学性质不活泼，常温下稳定，加热 易燃烧
详细描述
硫单质包括硫磺和硫化物，它们在常 温下比较稳定，加热时易燃烧，发出 蓝紫色火焰。硫单质在自然界中广泛 存在，是重要的化工原料，可用于生 产硫酸、染料、橡胶等。
硒单质
总结词
化学性质与硫相似，有毒性
详细描述
硒单质包括硒粉、硒化物等，其化学性质与硫相似，在常温下比较稳定，加热时易燃烧。硒单质有毒性，对人和 动物有害，但也是一种重要的微量元素，对生物体具有保护作用。
麻醉剂
氧族元素中的一些化合物具有麻醉 作用，如氧化亚氮、氟代烃等，可 用于手术麻醉和牙科治疗。
在环保领域的应用
大气污染治理
氧族元素中的一些化合物可用于 大气污染治理，如二氧化硫、三 氧化硫等可用于脱硫脱硝处理， 减少燃煤烟气中的硫化物和氮氧
化物含量。
水处理
氧族元素中的一些化合物可用于 水处理，如臭氧、二氧化氯等可 用于消毒和杀菌，三氯化铁等可 用于混凝沉淀，去除水中的悬浮
催化剂பைடு நூலகம்
氧族元素在工业催化领域也有广泛应 用，如二氧化硫、三氧化硫等可用于 石油裂化催化剂，三氧化二砷可用于 合成氨催化剂等。
在农业上的应用
01
02
03
肥料
氧族元素中的磷是植物生 长必需的元素之一，磷肥 的施用能够提高农作物的 产量和品质。
杀虫剂
氧族元素中的硫和硒等具 有杀虫作用，可用于防治 农作物病虫害，如硫磺粉 、亚砷酸等。
硫化物合成
硫化物性质
具有不同的化学性质，如离子型硫化物、共 价型硫化物和配位型硫化物等。
可以通过热分解、硫化还原反应等方法合成 。
02
01
硫化物应用
氧族元素优秀课件
核电荷数
原子结构 示意图
8
16
34
52
-2 原子半径 0.074nm 单 颜色 质 状态 无色
气体
化合价
-2 +4 +6
0.102nm
-2 +4 +6
0.116nm
-2 +4 +6 0.1432nm 银白色
固体
黄色
固体
灰色
固体
问答题 1．氧、硫、硒、碲四种元素的原 子结构有哪些相似点和不同点？
相似点：最外层电子数相同6e
不同点：核电荷数、电子层数、原子半径
问答题
1、分析氧族元素原子的核电荷数、电子层 数、原子半径是如何变化的？ 2、各元素单质的熔点、沸点、密度等物理 性质是如何变化的？
3、氧族各元素单质的非金属性是如何变化 的？
表6-1氧族元素的性质
熔点˚C 单 质 沸点˚C
氧 -218.4 -183
硫 112.8
碲(Te)
③我是氧族第四位主人，碲比硒发现得还早， 1782年就被人所识。我貌似金属，银白色的脸 膛，虽然没有把我列入金属之列却有金属之性 质，能导电，主要用于冶金工业，制造化合物 半导体和热电元件等，还用于橡胶工业中，可 不要小瞧我呀。
钋(Po)
④我是氧族第五位主人钋，是典型的金属元素， 却具有放射性，是在1898年被居里夫妇历尽艰 辛从沥青铀矿中分离得到的。我的名字是为纪 念居里夫人的祖国波兰而命名的，我是世界上 最稀有的元素之一，与铍混合可作中子源。
---
H2SO4
H2TeO4
具体实例 2 H2 + O2 点燃 ▲ 点燃 2 H2 O （稳定）
H2 +
S
第11章卤素
基本要求
制备和性质 2、掌握卤化氢的还原性、酸性、稳定性的变 化规律和卤化氢的制备 3、掌握氯的含氧酸及其盐的酸性、氧化性、 稳定性的变化规律。
1、熟悉卤素单质的
作业
P346 2 、4 、 5
冷
漂白粉
次氯酸盐的漂白作用是基于次氯酸的氧化性
次卤酸盐的热稳定性:
ClO- > BrO- > IO-
例如次氯酸盐微热就发生歧化反应： 350K 2ClO-======Cl-+ClO3次溴酸盐在常温于就可以歧化，次碘酸盐根本就不 能存在于溶液中。
2.氯酸及其盐 卤酸： 酸性:(比次卤酸强 )
E(XO 3 / X )/V
HBrO
减弱
HIO
2.8×10-8 2.0×10-9 2.3×10-11
1.33
减弱 减弱
0.99
强氧化性 热稳定性(差):
注：热稳定性很低，只存在于水溶液中，在室温下见光或稍 浓即分解。
制备： 次氯酸 Cl2 +H2O （冷） 2Cl2 +2HgO+H2O HClO （稀） +HCl 2HClO（浓）+HgO.HgCl2
3.高卤酸及其盐 高卤酸： 酸性：比卤酸强 HClO4 最强 HBrO4 强 H5IO6 弱
酸性增强 E0A / V
氧化性:(都是强氧化剂)
1.19
比氯酸弱
1.763
1.60
稳定性:比卤酸稳定
均已获得纯物质，稳定性好。
浓HClO4溶液是强氧化剂，固体 高卤酸盐是强氧化剂，但稀HClO4
偏高碘酸 HIO4
五、拟卤素(简介)
拟卤素──性质与卤素单质相似的某些原子团称为拟卤素。
第11章 卤素和氧族元素 2
14
第11章卤素和氧族元素
HBNU-Liujy
4. 卤素的用途 氟用于制备六氟化铀(UF6)，它是富集核燃料的重要化合物。含 氟化合物的应用在20世纪有了显著发展，聚四氟乙烯[-(CF2CF2)n-]是耐高温绝缘材料，氟化烃可做血液的临时代用品，以 挽救病人的生命。 氯是一种重要的工业原料。主要用于合成盐酸、聚氯乙烯、漂 白粉、农药、有机溶剂、化学试剂等，氯也用于自来水消毒， 但近年来逐渐改用臭氧或二氧化氯作消毒剂，因为发现氯能与 水中所含的有机烃形成致癌的卤代烃。 溴用于染料、感光材料、药剂、农药、无机溴化物和溴酸盐的 制备，也用于军事上制造催泪性毒剂。 碘和碘化钾的酒精溶液(碘酒) 用作消毒剂，碘仿(CHI3)用作防 腐剂。碘化物是重要的化学试剂，也用于防治甲状腺肿大，食 用盐中加入的是KIO3。碘化银用于制造相底片和人工降雨。 15 第11章卤素和氧族元素
1.36 3.16 1.08 2.96 0.535 2.66
HBNU-Liujy
第11章卤素和氧族元素
1.单质的物理性质 元素
物态(298K,1atm) 颜色 熔点/K 沸点/K 溶解度/(mol·L-1,293K) X-的水合能/(kJ·mol-1) 密度/(g/ml)
氟 g
氯 g
溴 l
碘 s
淡黄色 黄绿色 红棕色 紫黑色 53 38 172 265.8
Chapter 11 Halogen and oxygen(卤素与氧族) Content 11.1 P elements 11.2 Halogen 11.3 Oxygen
11.1 p区元素概述
6)最后三个元素性质缓慢地递变
(d区、f 区插入) 二次周期性！
第十一章 卤素和氧族元素
11.1 p区元素概述
11.1 p区元素概述
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
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 Rn 氡
惰性电子对效应：
ⅢA-ⅤA族的元素，随着原子序数的 增加，最外层的ns轨道上的一对电子越来 越难于成键，显得不够活泼，导致4-6周期 的元素低氧化数化合物稳定性增强，还原 性减弱，而高氧化数化合物稳定性减弱， 氧化性增强。
3)金属的熔点较低
0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦 2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 3 Al 660.4℃ Ga 镓 Ge 锗 4 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 29.78 ℃ 973.4 ℃ In 铟 Sn 锡 Sb 锑 5 Te 碲 I 156.6 ℃ 231.9 ℃ 630.5 ℃ 碘 Xe 氙
《卤素和氧族元素》课件
卤素元素和氧族元素的比较
电子亲和能
卤素元素的电子亲和能比氧族 元素大。
化学反应
卤素元素通常表现出较强的还 原性，而氧族元素则具有良好 的氧化性。
物理性质
卤素元素在常温下通常是二原 子分子存在，而氧族元素则有 固、液、气三种常见的状态。
结论
• 卤素元素相对较小，电负性较高，还原性强。 • 氧族元素则相对较大，电负性较低，氧化性强。 • 两类元素广泛应用于医药、化工、材料等领域。 通过对卤素和氧族元素的学习，我们可以更好地了解这两类元素在科学及工业领域中的应用前景。
卤素和氧族元素
本课程介绍卤素和氧族元素的基本概念及特点，并比较两类元素的差异。通 过学习，您将更好地了解这两类元素在自然界和科技领域的应用。
卤素元素
离子半径和电负性
卤素元素的离子半径随原子序数的增加而增加，电负性随原子序数的增加而减小。
2
物理性质和化学性质
卤素元素在常温下通常是二原子分子存在，活泼性大，具有较强的还原性和卤化 性。
3
产生和应用
卤素元素通常是从海水中提纯或从盐矿中提取得到，广泛应用于医药、化工、冶 金等领域。
氧族元素
离子半径和电负性
氧族元素的离子半径比卤素元素小，电负性比卤素元素大。
物理性质和化学性质
氧族元素常见状态为气体、液体、固体，活泼性小，具有良好的氧化性和还原性。
产生和应用
氧族元素可以得到空气中分离或通过化学反应制备，具有广泛的应用领域，例如材料、能源、 环保等。
应用与前景
卤素元素和氧族元素作为元素周期表中的两类元素，各自在不同领域都有丰 富的应用。例如，卤素元素常应用于消毒、农药、制药、合成材料等领域， 而氧族元素则有着重要的能源存储、电化学催化、气体分离等应用。
第11章 卤素和氧族元素 习题参考答案
第11章 卤素和氧族元素 习题参考答案1. 解：(1) 2NaCl + 2H2O 电解2↑+Cl2↑(2)2Br−+Cl22 + 2Cl−;3 Br2+3CO32−−+ BrO3−+3CO2↑;5Br−+ BrO3−+ 6H+2+3H2O2. 解：(1) 2Br−+Cl22+ 2Cl−(2) 6Ca(OH) 2(热) +6Cl2 Ca(ClO3)2+ 5 CaCl2+ 2H2O(3) I2+ 2HClO32+ 2HIO3(4) 4KClO4+KCl3. 解：（1）以食盐为基本原料制备Cl2、NaOH、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、HClO4；2NaCl + 2H2O 电解2↑+Cl2↑Cl2 + 2NaOH(冷) NaClO + NaCl + H2O2Cl2 + 2Ca(OH)2(冷) 2 + CaCl2 + 2H2O3Cl2 + 6KOH(热) KClO3 + 5KCl + 3H2O4KClO3 3KClO4 + KClKClO4 + H2SO4(浓) 减压蒸馏4 + HClO4（2）以萤石(CaF2)为基本原料制备F2。
CaF2 + H2SO4(浓) CaSO4 +2HF↑KOH + 2HF KHF2 + H2O2KHF2电解2↑+ F2↑(3) 2KI+Cl2I2+ KCl3I2 KIO3 + 5KI + 3H2O4. 解：（1）Cl2 + 2KOH(冷) KClO + KCl + H2O（2）3Cl2 + 6KOH(热) KClO3 + 5KCl + 3H2O（3）KClO3 KCl+3Cl2↑+ 3H2O（4）2KClO3 2KCl+ 3O2↑（5）I2+ 5H2O23+ 4H2O（6）KClO 3+6KI+ 3H 2SO 4KCl+3I 2+ 3K 2SO 4+ 3H 2O5. 解：（1）FeCl 3与Br 2水能共存。
因 \E (BrO 3−/Br 2) = 1.5V > \E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V ，所以FeCl 3和Br 2不会发生氧化还原反应，也不发生其它反应，故能共存。
卤素知识点整理
第十一讲卤素1．复习重点1．卤素单质在物理性质和化学性质上的主要差异及递变规律；2．卤族元素的化合物性质的递变性；3．卤化银的性质、用途及碘与人体健康的关系。
4．重点考查卤素性质的变化规律。
2．难点聚焦1.卤族元素卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At。
它们的原子最外电子层都有7个电子，因此它们的化学性质相似，都具有强氧化性。
由于原子核外电子层数不同，因此它们的性质也存在着差异。
(1)相似性①与金属反应：2Fe+3Br2＝2FeBr3，Fe+I2=FeI2②与非金属反应：H2+F2＝2HF，2P+3Br2＝2PBr3③与水反应：H2O+Br2=HBr+HBrO(程度更小)；2F2+2H2O＝4HF+O2↑(剧烈、完全)④与碱反应：2NaOH+Br2＝NaBr+NaBrO+H2O；2NaOH+I2＝NaI+NaIO+H2O(注：也可生成NaI和NaIO3)(2) 相异性(变化规律)注意点：①F2的氧化性特别强，因此F-的还原性特别弱。
②Br-、I- 都有较强的还原性，都能被浓H2SO4和HNO3氧化，因此用NaBr和浓H2SO4反应制HBr时，其中含有Br2蒸气和SO2气体，应用浓H3PO4代替浓H2SO4制HBr。
用浓H2SO4几乎不能制取HI，所以必须用浓H3PO4和KI等反应制HI。
③HX都极易溶于水，在空气中形成白雾。
2．两类置换反应(1)金属间的置换：活泼金属置换不活泼金属。
Fe+CuSO4=FeSO4+Cu反应意义：①说明金属活动性强弱；②制备金属。
(2) 非金属间的置换：活泼非金属置换不活泼非金属。
2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2；2KI+Br2=2KBr+I2；2F2+2H2O＝4HF+O2↑意义：①比较非金属单质活泼性强弱；②制备非金属单质。
溴和碘在水中溶解性均很弱，而在某些有机溶剂中(如：苯、汽油、四氯化碳)则易溶。
注：溶液的颜色与浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如饱和溴水为红棕色，而很稀的溴水则为浅黄色。
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)
第11章卤素和氧族元素习题解答
第十一章卤素和氧族思考题解析1．解释下列现象：(1）在卤素化合物中,Cl、Br、I可呈现多种氧化数。
解：因为Cl、Br、I原子的价层电子排布为ns2np5,当参加反应时,未成对的电子可参与成键外，成对的电子也可拆开参与成键，故可呈现多种氧化数。
（2）KI溶液中通入氯气是，开始溶液呈现红棕色,继续通入氯气,颜色褪去。
解:开始I－被CI2氧化成I2,使溶液呈现红棕色；继续通入氯气，I2被Cl2氧化成无色的IO3－，反应式如下:2I－2 I2 + 2Cl－I2 + 5Cl2 + 6H2O 2IO3－+ 10Cl－+ 12H+2．在氯水中分别加入下列物质，对氯水的可逆反应有何影响？（1)稀硫酸（2)苛性钠（3）氯化钠解：氯水中存在如下平衡：Cl2 + H2（2）加入苛性钠，平衡向右移动，有利于Cl2的歧化反应;（3）加入氯化钠,平衡向左移动，不利于Cl2的歧化反应。
3．怎样除去工业溴中少量Cl2？解：蒸馏工业溴时，加入少量KBr，使其发生下列反应：Cl2＋ 2KBr → Br2＋ 2KCl4．将Cl2通入熟石灰中得到漂白粉，而向漂白粉中加入盐酸却产生Cl2，试解释之。
解：因为上述过程发生了如下相应反应：40℃以下··3Ca(OH)2 + 2Cl2 Ca(ClO)2 + CaCl2 Ca(OH)2 H2O + H2OCa(ClO)2 + 4HCl 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O5．试用三种简便的方法鉴别NaCl、NaBr、NaI。
解：（1）AgNO3（A）Cl－＋ Ag＋→ AgCl ↓白色（B ） Br －＋ Ag ＋→ AgBr ↓淡黄色（C ） I －＋ Ag ＋→ AgI ↓黄色（2)Cl 2水＋CCl 4（A ） 2NaBr ＋ Cl 4 → 2NaCl ＋ Br 2在CCl 4中呈桔黄色（B ） 2NaI ＋ Cl 4 → 2NaCl ＋ I 2在CCl 4中呈紫红色 （3）浓H 2SO 4（A ） NaCl ＋ H 2SO 4 → NaHSO 4 ＋ HCl ↑ （B ） NaBr ＋ H 2SO 4 → NaHSO 4 ＋ HBr ↑2 HBr ＋ H 2SO 4 → Br 2 ＋ 2H 2O ＋ SO 2 ↑使品红试纸褪色（C ） NaI ＋ H 2SO 4 → NaHSO 4 ＋ HI ↑8HI ＋ H 2SO 4 → 4I 2 ＋ 4H 2O ＋ H 2S ↑使Pb （OAc ）2试纸变黑6．下列两个反应在酸性介质中均能发生，如何解释？（1） Br 2 ＋ 2I －→ 2Br －＋ I 2 （2） 2BrO 3－＋ I 2 → 2IO 3－＋ Br 2解：（1）E ¢（Br 2/ Br －)＝1。
氧族元素有哪些
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合物易于水解并还原。化合价已有+2 和+4 价，也有+6 价存在。钋是世 界上最稀有的元素。
以上就是氧族元素的相关信息，想了解更多可以关注科学高分 XX！老 师在这里等着米。熔点 254℃，沸点 962℃。全部钋的同位 素都是放射性的。已知有两种同位素异形体：-Po 为单正方体；-Po 为单 菱形体。在约 36℃时，发生-Po 转化为-Po 的相变。金属、质软。物理 性质似铊、铅、铋。化学性质近似碲。溶于稀矿酸和稀氢氧化钾。钋的化
第1页共1页
计算机软件的技术开发技术咨询成果转让成年人的非证书劳动职业技能培训涉及前置审批的项目除外乐器培训文化艺术交流活动的策划翻译服务
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氧族元素有哪些
氧族元素是位于元素周期表上Ⅵ 族元素，包含氧〔O〕、硫〔S〕、 硒〔Se〕、碲〔Te〕、钋〔Po〕、鉝〔Lv〕六种元素，其中钋、鉝为金属， 碲为准金属，氧、硫、硒是典型的非金属元素。那么接下来跟着一起来深 入了解一下氧族元素吧！
硫 单质物理性质： 通常为淡黄色晶体，它的元素名来源于拉丁文，原意是鲜黄色。单质 硫有几种同素异形体，菱形硫〔斜方硫〕和单斜硫 是如今已知最重要的 晶状硫。它们都是由 S8 环状分子组成。 密度 熔点 沸点 存在条件 菱形硫(S8) 2.07 克/立方厘米 112.8℃ 444.674℃ 200℃以下 单斜硫(S8) 1.96 克/厘米 3 119.0℃ 444.6℃
氧 氧气通常条件下是呈无色、无臭和无味的气体，密度 1.429 克/ 升，1.419 克/立方厘米〔液〕，1.426 克/立方厘米〔固〕，熔点-218.4℃， 沸点-182.962℃，在-182.962℃时液化成淡蓝色液体，在-218.4℃时凝固 成雪状淡蓝色。固体在化合价一般为 0 和-2。电离能为 13.618 电子伏 特。
上大 无机化学A 第十一章氧族元素
O O
4、H2O2的检验
O
在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧 合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5显蓝 色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色， 可以相互检验。 4H2O2+H2Cr2O7===2Cr(O2)2O+5H2O 2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+===2Cr3++7O2↑+10H2O
氧族通性
氧族元素的氧化态
电子构型
O S Se Te Po [He]2s22p4 [Ne]3s23p4 [Ar]4s24p4 [Kr]5s25p4 [Xe]6s26p4
常见氧化态
-2,-1,0, -2,-1,0,+2,+4,+6 -2,0,+4,+6 -2,+2,0,+4,+6 +2,+6
第二节 氧、臭氧
升华硫
单质硫
弹性硫
斜方硫和单斜硫都易溶于CS2、苯和环已烷 中，都是由S8环状分子组成的。在这个环状分子 中，每个硫原子以sp3杂化轨道与另外两个硫原子 形成共价单键相联结。
S8环状结构
此外还有升华硫、弹性硫等。
硫化氢、硫化物及多硫化物
一、硫化氢 实验室制备 FeS+H2SO4(稀)===FeSO4+H2S↑ 2、结构 与H2O相似，但极性弱、无氢键。 3、弱酸性 硫化氢水溶液具有弱酸性: Ka1=9.1×10-8、Ka2=1.1×10-12。 4、一些重要反应 硫化氢的水溶液比气体硫化氢更具有还原性，氧化剂能把 它氧化成S或硫酸，但不能氧化成SO2。 H2S+I2===S+2H++2IH2S+4Br2+4H2O===H2SO4+8HBr 2MnO4- +5H2S+6HCl===2MnCl2+2Cl-+5S+8H2O
第11章 卤素和氧族元素
a { 氟与水反应剧烈放出 O2 F2 + H2O →2HF + 1/2O2 ↑ 氯只在光照下才与水反应缓慢放出 O2 溴与水作用放氧反应极慢，碘与水不存在这个反应。 b Cl2 、 Br2 、I2 与水主要发生第二类反应，从 Cl2 →I2 逐渐减小 （3）与碱反应：卤素的歧化反应与溶液的 pH 值有关，加酸抑制水解，加碱则 促进水解，生成卤化物或次卤化物。
b 自来水消毒，近年改用 O3 或 ClO2 作消毒剂 （3）溴 ：工业上从海水中制溴（分三步） 1）在 110℃通 Cl2 于 Ph=3.5 海水中 2Br- + C l2 → Br2 + 2Cl再用碳酸钠吸收： 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 2) 用空气把 Br2 吹出， ↑ 3) 用硫酸将溶液酸化 5Br- + BrO3- +6H+ → 3Br2 + 3H2O
→ 2KF + H2 ↑+ F2↑ a 制备 2KHF2 电解
1986 年 K2MnF6 + 2SbF5 → 2KSbF6 + MnF3 + 1/2F2 b 用途：UF6 → 原子能的核燃料 氟化烃 → 血液的代用品 氟化物玻璃→ 光 导纤维 （2） 氯 工业上 电解饱和食盐水制 NaOH 的副产品，也是氯化镁熔盐 ，电解 制镁以及电解熔融制（NaCl）Na 的副产品
光 → 2HCl + O2 ↑(分解) b 不稳定易分解：2HClO ∆ 3HClO → 2HCl + HClO3(歧化)
∆ 实验室：2NaBr + 3H2SO4（浓）+ MnO2 → 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O +Br2
《氧族元素》总结
《氧族元素》总结氧族元素：是指最外层电子数为______的主族元素，分别为________________________________。
从O元素在反应中的化合价变化规律来看，以上物质中只有氧化性的物质是：________________；只有还原性的物质是：________________；既有氧化性又有还原性的物质是：________________。
O31.O3的物理性质：有________味的_______色气体，密度比空气大，难溶于水，与O2互为__________。
2.O3的化学性质：（1）不稳定性，可分解，反应方程式为：____________________________。
（2）强氧化性，能氧化还原性的物质，O3与酸化的KI溶液、FeCl2溶液反应的方程式分别为：________________________________________、____________________________________。
因O3有强氧化性，所以它能使有色物质褪色，并被用来杀菌消毒。
3.O3的用途：①可用作漂白剂、脱色剂和消毒剂；②臭氧层可以吸收来自太阳的_________，是人类和其他生物的保护伞。
H2O21.H2O2的俗称_____________，结构式为_________________，是一种无色液体。
2.H2O2的化学性质：（1）不稳定性，加热或加催化剂能快速分解：________________________________。
（2）弱酸性，作二元弱酸，其电离方程式为：________________________________。
（3）强氧化性，可氧化Fe2＋、I－、SO32－等，如：H2O2+Fe2＋反应的方程式为：________________________________。
H2O2+I－反应的方程式为：________________________________。
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拆电开负3对性电(χ子P) 4.0 I1/(kJn·smol-1)np 1681
3.0 n12d51
2.8 2.5 11氧40化数为10+078
111F1-电.2-负.11性卤大卤族，族无元元正素素氧通化通数性性
Cl、Br、I的价电子构型
氟(F) 氯(Cl) 溴氧(B化r)数为碘+(I1)
原子n序s 数 np 9 nd17
35
53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5
拆主开要2氧n对s化电数子xnp -1、0
3s23p5 +-n11、d、+03
-41s氧、24p化05 数-5为1s、2+53p05 +1、+3 +1、+3
+5、+7 +5、氧+化7数+为5、++57
原子半ns径/pmnp 64 n9d9 114 133
原子半径/pm 64
99 114 133
电负性(χP) 4.0 I1/(kJ·mol-1) 1681
3.0 1251
2.8 1140
2.5 1008
111F1-电.2-负.11性卤大卤族，族无元元正素素氧通化通数性性
Cl、Br、I的价电子构型
氟(F) 氯(Cl) 溴氧(B化r)数为碘+(I1)
原子n序s 数 np 9 nd17
Cl2
与F2类似
Br2
活泼金属
Байду номын сангаас
I2
其他金属
平稳 常温 加热
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2 ½ X2 + e- → X-
③ 与水反应：分两类
(1) 氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2↑ (2) 歧化反应 X2 + H2O H+ + X- + HXO
第十一卤素和氧族元素-精品
11.2.1 卤族元素通性
卤素，希腊文原义为成盐元素 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 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 钋 At 砹 Rn 氡
阴冷
爆炸、放出大量热
常温
缓慢
Cl2
强光照射
爆炸
常温
Br2
600C
I2
高温
不如Cl2 明显
减 弱
缓慢
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2
½ X2 + e- → X-
② 与金属、非金属反应
卤素
反应物质
反应程度 或 条件
所有金属
反应激烈
F2 除氮、氧外的非金属 常伴有燃烧和爆炸
颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑
碘
溴
氯
颜色加深
11.2.2 卤族单质 1. 物理性质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2) 集聚状态 气体 气体 液体 固体 溴熔沸：点点水黄//℃℃中→颜棕–2–色红1198.86有机––溶1304剂1.6黄(C→Cl棕45–、87红..7C28S2)中1118颜34.色.53 碘颜：色棕*或红浅棕黄 黄绿 紫红棕 紫黑 溶解度 分解水 0.732 3.58 0.029
∵ 固态为分子晶体
熔、沸点升高
∴ 熔、沸点较低
卤素均为双原子分子(因为具有稳定的8电子 构型及较高的键能)
在周期表中，整族是双原子分子的唯有卤素
11.2.2 卤族单质 1. 物理性质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体
熔点/℃ –219.6 –101 –7.2 113.5 沸点/℃ –188 –34.6 58.78 184.3
Br2/Br- I2/I1.065 0.535
氧化能力减弱
除I2以外，均为强氧化剂。 F2是卤素单质中最强的氧化剂
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2 ½ X2 + e- → X-
① 与H2反应 X2 + H2 → 2HX
卤素 反应条件
反应速率与程度
F2
(g/100gH2O) 在水中溶解度不大，但易溶于有机溶剂
I2虽然难溶于水，但易溶于 碘化物(如KI)中
I2 + I- I3- (碘三离子)
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2
½ X2 + e- → X-
电极电势：
F2/FEӨ(X2/X-) 2.87
Cl2/Cl1.36
相邻氧化数相差 2 拆电开负3对性电(χ子P) 4.0
I1/(kJn·smol-1)np 1681
3.0 n12d51
2.8 2.5 11氧40化数为10+078
11.2.1 卤族元素通性
2. F 的特殊性：
① 电负性最大，无 正氧化数。
② 原子半径小，空间位阻不大，氟与有 多种氧化数的元素化合时，该元素往 往可以呈现最高氧化数。
35
53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5
拆主开要2氧n对s化电数子xnp -1、0
3s23p5 +-n11、d、+03
-41s氧、24p化05 数-5为1s、2+53p05 +1、+3 +1、+3
+5、+7 +5、氧+化7数+为5、++57
具有多种正氧化数 原子半ns径/pmnp 64 n9d9 114 133
11.2.1 卤族元素通性
1. 卤素特点：
11.2.1 卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
原子序数
9
17
35
53
价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
-1、0 -1、0 -1、0 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、+3 +1、+3
+5、+7 +5、+7 +5、+7
F2 只能发生第(1)类反应，并且反应激烈 2F2 + 2H2O → 4HF + O2↑
Cl2、Br2、I2主要发生第(2)类反应，但反应 程度逐个减小。
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2 ½ X2 + e- → X-
例如AsF5、SF6和IF7等。这除了是因 为中心原子的周围可以容纳较多的氟 原子，还有是因为氟的氧化能力强。
11.2.2 卤族单质 1. 物理性质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体
熔点/℃ –219.6 –101 –7.2 113.5
沸点/℃ –188 –34.6 58.78 184.3