安徽安徽高中化学竞赛无机化学8第八章 卤素
安徽高中化学竞赛-无机-8-第八章 卤素(共244页PPT)
剧烈反应。
Cl2 Cl2 在水中溶解度较小。
Cl2 溶于水得氯水，氯水的浓 度较溴水小。
Cl2 与水也有化学反应发生。
8. 1. 2 卤素单质的化学性质 1. 与金属的反应 F2 F2 可以与所有金属直
接化合，生成高价氟化物。
但是 F2 与 Cu，Ni，Mg 作用 时，由于金属表面生成一薄层致密 的氟化物保护膜而中止反应。
使自由基消失 Cl • + Cl • —— Cl2 H • + H • —— H2 Cl • + H • —— HCl 这一步骤称之为链终止。
Br2，I2 与 H2 的反应一般
需要加热。 Br2 + H2 —— 2 HBr
I2 + H2 —— 2 HI
但高温下 HBr 不稳定，易
H • + Cl2 —— HCl + Cl • （3） 反应（2），（3）称为
链传递。
Cl • + H2 —— HCl + H • （2） H • + Cl2 —— HCl + Cl • （3）
由自由基变成新的自由基并生
成产物，速率极快。 反应（2），（3）反复多次进行
自由基与自由基相撞，可能
分子轨道图的高能级部分
* n py
*n px *n pz np
n pz n px
np
n py
卤素吸收部分可见光，以满足
电子从最高占有轨道 *，向最低空
轨道 * 跃迁所需的能量。
*n py np n py
*n px *n pz
np n pz n px
* 和 * 两种轨道的能量之差 用 E 表示，则 E ＝ E* － E*
无机化学课件--卤素
2、重要的拟卤素？ 氰(CN)2、硫氰(SCN)2 、氧氰(OCN)2
阴离子： 氰离子 硫氰酸根 氰酸根
卤素在自然界的分布： 以化合态存在
氟
氯
溴
碘
0.0015%
0.031% 1.6×10-4% 3×10-5%
萤石 冰晶石 氟磷灰石
骨骼、牙齿 毛发、鳞、 羽毛等
海水中，以Na、K、Mg、Li 的化合物存在，
也存在于盐湖、盐井、盐床中 。
钾石盐KCl、 光卤石
海水、盐井中 ，水藻体内。
南美智利硝石 中含少量
14.2.2 卤素单质
1.卤素单质的物理性质：
F2
Cl2
聚集状态 g
g
Br2 I2
ls
分子间力 小
大
颜色
浅黄 黄绿 红棕 紫
溶解度：F2剧烈地分解水
水中：Cl2机溶剂： Br2可溶于乙醇、乙醚、氯仿、CCl4、CS2， 随浓度不同显示黄色→棕红色
I2溶于乙醇、乙醚、酯等呈棕色或红棕色（溶剂合物 ）溶于CCl4、CS2等呈紫色或紫红色（以分子状态）
稳定性
HClO HClO2 HClO3 HClO4 NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4
热稳定性↑ 氧化性↓
氧化性↓
酸 不稳 不稳
相对稳定 稳定
可得40%溶液 可得固体
1.495 1.55
1.45
1.409
拟卤素和拟卤化物
1、什么叫拟卤素？ 某些原子团形成的分子与卤素单质有相似的性质，
火柴头 中的 氧化剂 (KClO3)
5.高卤酸及其盐
高卤酸： HClO4 HBrO4 H5IO6 ( = 4.4×10-4 )
卤素无机化学课件
碘等元素。
03
卤素也存在于一些矿物中，如氟石（CaF2）、石盐
（NaCl）等。
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5
卤素化合物种类及应用
金属卤化物
如氯化钾、氯化钠等盐类，用 、漂白等领域。
卤化氢
氢氟酸、氢氯酸、氢溴酸、氢 碘酸等，在化工、医药等领域 有广泛应用。
等领域的应用。同时，也介绍多卤化物的一些重要反应，如亲核取代反
应、消除反应等。
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06
卤素在无机合成中应用
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氟化反应
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氟化氢的制备
01
通过硫酸与氟化钙反应得到氟化氢。
氟化物的合成
02
利用氟化氢或其盐类与金属氧化物、氢氧化物或碳酸盐等反应
，生成相应的氟化物。
氟化有机物的合成
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实验部分：卤素相关实验操作与注意事项
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实验一：制备氯气并验证其性质
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• 实验目的：掌握氯气的制备方法，了解其性质及 应用。
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实验一：制备氯气并验证其性质
实验步骤
1. 在实验室中搭建制备氯气的装置。
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2. 将浓盐酸与二氧化锰混合，加热反应制取氯气。
04
卤素氧化物和含氧酸
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15
卤素氧化物
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一氧化卤
卤素与氧直接结合形成的化合物，如Cl2O、Br2O、I2O等。
二氧化卤
卤素与两个氧原子结合形成的化合物，如ClO2、BrO2等。部分 二氧化卤具有强氧化性。
其他卤素氧化物
高中化学竞赛辅导无机元素练习题
（1）确定A的结构简式。写出生成A的化学反应方程式。
（2）在室温或高于室温的条件下，A能定量地分解，产生B和C。已知B的阳离子的价电子总数比C的价电子总数少4。试确定B的结构简式，写出B中阴、阳离子各中心原子的杂化形态。
3为什么NF3常温不水解，而NCl3常温可以水解？写出水解产物。
九、回答下列关于磷的问题：
高中化学竞赛练习（无机化学主族元素）
第一章卤素
一、于酸性溶液中混合等物质的量的KBrO3和KI，生成哪些氧化还原产物，它们的物质量的比是多少？
(2)用漂白粉漂白物料时，常采用以下步骤：将物料浸入漂白粉溶液，然后暴露在空气中；将物料浸在稀盐酸中；将物料浸在大苏打溶液中，最后取出放在空气中干燥；试说明每一步处理的作用，并写出有关的反应方程式。
（2）石硫合剂在空气中与H2O及CO2作用又生成具有杀虫作用的S，写出分步的反应方程式。
四．氯化亚砜(SOCl2)是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水剂。
1．氯化亚砜分子的几何构型是；中心原子采取杂方式，
是(等性、不等性)杂化。
2．写出亚硫酸钙和五氯化磷共热，制备氯化亚砜反应的化学方程式
3．氯化亚砜在有机化学中用作氯化剂，写出乙醇和氯化亚砜反应的化学方程式
1.写出N2O4在登月飞船的液体推进系统中所发生主要反应的方程式；
2.说明N2O4分子中N原子的杂化方式和成键情况；
3.画出偏二甲肼的构型。
4.写出我国长征系列火箭二元推进剂反应的化学方程式。
5.偏二甲肼可用二甲胺被亚硝酸氧化、再用锌还原来制备，写出各步反应方程式。
高中化学竞赛 无机化学 第6章卤素(共27页PPT)(共27张PPT)
2. 亚卤素及其盐
已知的亚卤酸仅有亚氯酸，存在于水溶液中，酸性 比次氯酸强。
H2SO4+Ba(ClO2)2
亚氯酸的热稳定性差
BaSO4+2HClO2
8HClO2 = 6ClO2+Cl2+4H2O
亚氯酸盐在溶液中较为稳定，有强氧化性，用作 漂白剂，在固态时加热或撞击亚氯酸盐，则其迅速分 解发生爆炸：
光照
3HXO = 2HX+HXO3
加热
➢ 在碱性介质中所有次卤酸根都发生歧化反应。
➢ XO–的歧化速率与温度有关。
➢ 室温或低于室温时，ClO–歧化速度极慢；在 348K左右的热溶液中， ClO–歧化速度相当快，产 物是Cl–和ClO3– 。 ➢ 在室温时歧化速率已相当快，只有在273K左右 低温时才可能得到次溴酸盐，在323～353K时产物 全部是溴酸盐。
卤素原子和氧原子之间除有sp3杂化轨道参与成键外，
还有氧原子中充满电子的2p轨道与卤素原子空的d轨道间
所成的d-pЛ 键。
氟原子没有可用 的d轨道，因此不 能形成d-pЛ 键。
1. 次卤酸HXO及其盐
HClO
酸性依次递减
HBrO
稳定性迅速减小
HIO
次卤酸的分解方式基本有两种：
2HXO = 2HX+O2
也可以用氯气在碱介质中氧化碘化物得到:
KI+6KOH+3Cl2 = KIO3+6KCl+3H2O
4KCl+6O2 MnO2 4KClO3 668K 3KClO4+KCl
KClO3大量 用于制造火 柴和烟火 。
卤酸及其盐溶液都是强氧化剂，其中以溴酸及盐的 氧化性最强，这反映了第四周期元素的不规则性。
卤素无机化学课件
自学
① 氯、溴、碘的含氧酸在酸性介质皆为强氧化剂，而在碱 性介质中氧化性减弱； ② Cl2，Br2、I2、ClO-、BrO-、IO-都不稳定，在碱性介质中易歧 化，而XO3-在碱性介质中稳定不易歧化。
卤素单质
12.2.1 卤素单质的物理性质
卤素单质
氟氯 溴
碘
聚集状态
卤素单质的颜色
X2 [……(σns)2(σns*)2(σnp)2 (np)4(np*)4 (σns*)0]
n *pn *p跃 迁 吸 收
物质呈现被吸收 光的互补色
可见光全吸收—黑色；
完全不吸收，全反射—白色；
各种波长均吸收部分—灰色； 吸收特定波长的光—显示互补色
非透明物质 的颜色
● 卤素在有机溶剂溶解度
1．卤素氧化物 (自学）
Cl2O6 Cl2O7 BrO2 除氟外，卤素电负性都比氧小。能形 成氧化数为正值的氧化物
气气 液
固
颜色
浅黄 黄绿 红棕 紫黑
熔点/K
53.38 172 265.8 386.5
沸点/K
84.86 238.4 331.8 457.4
汽化热/（KJ·mol-1) 6.54 20.41 29.56 41.95
密度/(g·cm-3)
1.11(l) 1.57(l) 3.12(l) 4.93(s)
Example
F
-1, 0 155 分解水 1681 322 3.98 -507 2.87
Cl
Br
I
ns 2np 5
-1, 0, +1, +3, +5, +7
240
190
149
0.09 1251
无机化学——卤素
4.成键特征
（1）单质 Px-Px （2）化合物
离子键 共价键（与非金属作用）PX3 NH3 配位键（在配合物中）FeF63（3）氯到碘有变价 +1 +3 +5 +7
在含氧化合物中 HClO4
在互化物中 IF3
二. 单质
1.物理性质： （1）决定因素：色散力 （2）颜色和状态：
氟（淡黄色气体） 氯（黄绿色气体） 溴（棕红色液体） 碘（紫黑色固体）(易升华） 原因是由于吸收光波长不同而产生不同颜色。
F2+Xe=XeF2(520K) F2+H2=2HF(低温和黑暗)
氯与大多数非金属化合，比较剧烈。 与磷硫碘氟氢等生成氯化物。 I2+3Cl2=2ICl3(光照) 溴和碘单质氧化能力较弱，反应活性不如氯， 需高温。 3Br2+2P=2PBr3(点燃，无色发烟液体) 3I2+2P=2PI3(红色固体)
（3）与水作用 i氧化水放出氧气：X2+H2O=2HX+1/2O2 ii歧化反应：在OH-易发生
Cl2+H2O=HCl+HClO Br2+H2O=HBr+HBrO I2+6OH- = 5I- +IO3- +3H2O
热或浓碱 3X2+6OH-=5X-+XO3-+3H2O（X=Cl Br I） F2与其它卤素不同:
2Cl2+2Na2CO3+H2O=2NaHCO3+2NaCl+Cl2O
☆结构：sp3杂化 V形
☆用途：制备次氯酸
(3) ClO2 ☆ 性质：黄绿色气体，冷却红色液体
mp bp低，顺磁性， 很高化学活性，强氧化剂漂白剂 ☆ 结构 思考：化学键是怎样形成的？
《无机化学》第8章
钴(Ⅲ)
Co3+ NH3 N 6
+2
溴化二（乙二胺）
④[Cu(en)2]Br2 合铜（Ⅱ） Cu2+ en N 4 +2
二、2、
① 六氯合铂（Ⅳ）酸 ② 硫酸四氨合铜（Ⅱ） ③ 四硫氰·二氨合钴（Ⅲ）酸铵 ④ 五羰基合铁 ⑤ 二氢氧化四氨合铜（Ⅱ） ⑥ 一氯化二氯·一水·三氨合钴（Ⅲ）
习题：
一、选择题。
（2）形成体:(中心离子或中心原子)
接受孤对电子的阳离子或原子 ①特点：具有接受孤对电子的空轨道 ②常见中心原子：过渡元素(特别是ⅧB族)
或具有高氧化态的P区非金属元素
③举例：
形成体 （中心离子或中心原子）
[Cu(NH3)4]2+ [Fe(CN)6]3[PtCl2(NH3)I2] [Fe(CO)5] [SiF6]2-
Cu2+ Fe3+ Pt4+ Fe原子 Si4+
（3）配位体和配位原子：
①配位体：（配体） 在配合物中，与中心离子（或原子）
相结合的分子或离子，称为配位体，简 称配体。 例如：
[Cu(NH3)4]SO4 配体： NH3
②配位原子： 在配体中，与中心离子（或原子）
相结合的原子，称为配位原子。
❀常见配位原子：X、O、S、N、C
一、指出下列配合物的配位原子和配位数：
配合物
[PtCl2(NH3)2]2+ [Fe(en)3] 3+ [Ag(NH3) 2] [Pt (NH3)6] 4+ [Cr Cl2 (en)2] 2+
配位原子 Cl、N
N N N Cl、N
配1、配合物的内界和外界以_离__子__键相结合。 2、配合物的配体和中心离子（或原子）以
无机化学：卤素
2.5.2 次卤酸及其盐
次卤酸： HClO 弱酸(Ka) 2.8×10-8 酸性↓
E XO / X /V 1.49
氧化性↓ 稳定性: 大
HBrO 2.0×10-9
1.33
HIO 2.3×10-11
0.99
小
重要反应：
光
2HClO O2 2HCl 3HClO HClO3 2HCl
单质氧化性:
Cl2+Br-
2Cl-+Br2
与H2O反应: 氧化反应: X2 2H2O 4HX O2 激烈程度 F2 Cl 2 Br2
歧化反应: X2 H2O HXO HX
歧化反应 K Cl2 4.2 10 4 K Br2 7.2 10 9
2.2 卤素单质
2.2.1 卤素单质的物理性质:
F2 室温聚集态 g 分子间力 小
b.p./℃ -188 m.p/℃ -220
Cl2 g
-34.5 -101
Br2
I2
l
s
大
59 183
-7.3 113
颜色
浅黄 黄绿 红棕 紫
I2, Br2, Cl2
分 子
轨
道
理
论
F2, Cl2, Br2, I2, 最大吸收波长 长， 减小
NaX, BaCl2, LaCl3 MgX2 , LaX3, FeCl2 AlCl3, AgCl, HgCl2,
离子型 共价型
非金属卤化物: BF3 ,SiF4 , PCl 5 ,SF6 等
金属卤化物类型的判断：
1. 金属电负性低，离子半径较大 离子型
2. 金属氧化数高，半径小，电离能大 共价型
2018安徽安徽高中化学竞赛无机化学8-第八章 卤素
第八章卤素8. 1. 01 卤素单质的存在状态：卤素单质以双原子分子形式存在。
随着相对分子质量增大，分子半径也依次增大，所以色散力也增大，导致物质的熔沸点依次增高。
故常温常压下氟单质为气体、氯单质为气体、而溴为液体、碘固体。
8. 1. 02 卤素单质的的颜色及显色原理：卤素显色机理属于吸收光谱。
Cl2吸收紫光，显示黄绿色；Br2吸收蓝绿光，显示红棕色；I2吸收黄绿光，显示紫色。
卤素吸收部分可见光，以满足电子从最高占有轨道π*，向最低空轨道σ* 跃迁所需的能量。
其分子轨道图的高能级部分如下图所示。
π* 和σ* 两种轨道的能量之差用∆E表示，则∆E＝Eσ－Eπ这个能量差随着原子序数Z的增大而变小，即从Cl2到Br2再到I2，∆E依次减小，故吸收光的波长由短到长。
8. 1. 03 溴水、碘水和氯水：Br2在水中溶解度是卤素单质中最大的。
单质Br2溶于水得溴水，随浓度的增大呈黄色到红棕色。
卤素中I2在水中的溶解度最小，几乎不能显色。
I2在KI 或其他碘化物溶液中溶解度较大，而且随I－浓度增大而增大。
这是由于发生了如下反应：I－+ I2=== I3－实验室中进行I2的性质实验时，经常用I2的KI 溶液，即所谓碘水。
I2的浓度大时，碘水呈很深的红棕色。
Cl2溶于水得氯水，氯水的浓度较溴水小。
Cl2与水也有化学反应发生。
8. 1. 04 萃取：I2在水中的溶解度很小，但在CCl4中的溶解度很大。
利用这一特点，可以用CCl4从水中提取I2。
这种分离和提纯方法叫做萃取。
8. 1. 05 卤素与金属的反应：F2可以与所有金属直接化合，生成高价氟化物。
但是F2与Cu，Ni，Mg 作用时，由于金属表面生成一薄层致密的氟化物膜而使反应中止。
所以F2可储存在Cu，Ni，Mg 或其合金制成的容器中。
Cl2可与各种金属作用，有的需要加热。
例如：2 Cr +3 Cl2==== 2 CrCl3产物三氯化铬为红紫色。
又如：Cd + Cl2==== CdCl22 Ag + Cl2==== 2 AgCl常温下干燥的Cl2不与Fe 反应，因此Cl2可储存在铁罐中。
化学竞赛无机化学绝密课件卤素
沸点和熔点
卤素单质的沸点和熔点较低， 其中氟气的沸点和熔点最低，
分别为-188℃和-219℃。
密度和溶解性
卤素单质的密度一般较大，且 不溶于水，但易溶于有机溶剂
。
02
卤素化学
卤素的化学反应
卤素与金属的反应
卤素单质与金属反应生成相应的卤化物， 如氟与钠反应生成氟化钠。
卤素与非金属的反应
卤素单质与非金属反应生成相应的二卤化 物，如氯与磷反应生成三氯磷和五氯磷。
卤素与其他领域的交叉研究
卤素与其他领域的交叉研究也是未来卤素领域的重要发展方向之一。随着科技的 不断发展，不同领域之间的交叉融合已经成为一种趋势，而卤素作为一种重要的 元素，其与其他领域的交叉研究将有助于推动相关领域的发展。
例如，卤素与生物学领域的交叉研究可以帮助人们更好地了解生物体内卤素代谢 的机制和作用；同时，卤素与环境科学领域的交叉研究可以帮助人们更好地了解 卤素化合物对环境的影响和治理方法等。
化学竞赛无机化学绝密课件卤 素
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2024-01-05
CONTENTS
• 卤素简介 • 卤素化学 • 卤素的应用 • 卤素对人类的影响 • 未来卤素的发展趋势
01
卤素简介
卤素的发现与命名
卤素的发现
卤素是周期表中的一族非金属元 素，它们的发现可以追溯到18世 纪末和19世纪初。
卤素的命名
卤素在新能源领域的应用
卤素在新能源领域的应用是未来卤素领域的重要发展方向 之一。随着全球能源结构的转型，新能源产业的发展越来 越受到重视，而卤素作为一种重要的元素，在新能源领域 中具有广泛的应用前景。
例如，氟代Байду номын сангаас类化合物作为制冷剂和发泡剂被广泛应用于 家用电器和建筑保温材料等领域；同时，某些卤素化合物 还可以作为燃料电池的燃料等。随着新能源技术的不断发 展，卤素在新能源领域的应用将越来越广泛。
2024年化学竞赛无机化学绝密课件卤素
化学竞赛无机化学绝密课件卤素一、卤素简介卤素，又称卤族元素，是元素周期表中第VIIA族元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
卤素元素在自然界中大多以无机盐形式存在，具有独特的化学性质和广泛的应用领域。
本课件旨在为化学竞赛选手提供卤素元素的系统性知识，帮助选手在竞赛中取得优异成绩。
二、卤素的物理性质1.氟：氟是卤素元素中最轻的一种，具有浅黄绿色，在常温常压下为气态，具有刺激性气味。
氟的熔点为-219.67℃，沸点为-188.1℃，密度约为0.0017g/cm³。
2.氯：氯是一种黄绿色气体，具有刺激性气味。
氯的熔点为-101.5℃，沸点为-34.04℃，密度约为3.21g/L。
3.溴：溴在常温常压下为液态，具有红棕色，具有刺激性气味。
溴的熔点为-7.2℃，沸点为58.78℃，密度约为3.12g/cm³。
4.碘：碘在常温常压下为固态，具有紫黑色，具有刺激性气味。
碘的熔点为113.7℃，沸点为184.3℃，密度约为4.93g/cm³。
5.砹：砹是一种放射性元素，具有多种同位素，其中^210At的半衰期最长，约为8.1小时。
砹的物理性质尚不明确，但一般认为其熔点、沸点较高，密度较大。
三、卤素的化学性质1.氧化性：卤素元素具有较强的氧化性，能与大多数金属和非金属发生反应。
氟的氧化性最强，可以与水反应氧气。
2.电子亲和能：卤素元素的电子亲和能较大，容易接受电子，形成负离子。
3.电负性：卤素元素的电负性较高，与碳、氢等元素形成的化合物中，卤素元素表现出较强的亲电子性。
4.反应符合性：卤素元素与氢、卤化氢、金属卤化物等化合物发生反应时，遵循相应的反应规律，如氟化反应、氯化反应、溴化反应、碘化反应等。
5.卤素互化反应：氟、氯、溴、碘之间可以发生互化反应，相应的卤化物。
四、卤素化合物卤素元素与金属、非金属、有机物等均可形成多种化合物，下面列举一些常见的卤素化合物：1.卤化氢：卤素元素与氢气反应，卤化氢（HX，X代表卤素元素）。
无机化学 卤素
• 次氯酸的应用：作氧化剂。氯气的漂白性来自它与水作用 生成的次氯酸，所以干燥的氯气没有漂白能力。次氯酸盐 的溶液也有氧化性和漂白作用。漂白粉是次氯酸盐、氯化 钙和氢氧化钙的混合物。制备漂白粉的主要反应是氯的歧 化反应：
• 亚卤酸及其盐
• 卤酸及其盐
• 制备：用氯酸钡或溴酸钡与硫酸反应
Ba(XO3)2+H2SO4→BaSO4+2HXO3 （X=CI,Br）
F
CI Br I
这些氧化物都具有较强的氧化性，大多数是不稳定的，他们 受到震动或者还原剂时会爆炸。一般来说，高氧化态的卤素 氧化物更稳定些，其中I2O5是最稳定的卤素氧化物。
安全方法：
• 卤素的含氧酸及其盐
• 除了氟的含氧酸仅限于次氯酸HOF外，氯、溴、碘可以形 成十种类型的含氧酸
命名 次卤酸 亚卤酸 卤酸 高卤酸 氟 HOF 氯 HCIO* HCIO2* HCIO3* HCIO4 HBrO3* HBrO4* HIO3 HIO4，H5IO6 溴 HBrO* 碘 HIO*
• 高卤酸及其盐：
• 制备高氯酸：
工业制备： • 制备高溴酸钠： • 制备高碘酸盐：
• 制备高碘酸：
高碘酸钡和硫酸反应
• 高氯酸是最强的无机含氧酸，高溴酸是强酸，高碘酸是 弱酸。
• 浓的高氯酸受热分解：
• 高碘酸的氧化性
• 高氯酸盐的稳定性
• 氯的各种含氧酸及其盐的性质比较
谢谢
• 卤素的存在及其单质的制备和用途
氟
电解 373K
氯
• 实验室： MnO2+4HCl 加热 MnCl2+Cl2+2H2O • 工业（电解）： 电解 2NaCl+2H20 H2+Cl2+2NaOH
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二、卤素单质的化学性质
卤素单质最突出的化学性质是氧化性。 氧化能力：F2 > Cl2 >Br2 >I2 1.发生置换反应 2.卤素与单质的反应 3.卤素与水反应
1. 发生置换反应
氧化性较强的物种：
三、卤素的电势图 能发生歧化反应的物种：
A/V
ClO2，HClO2，ClO3-
1.15ClO2 1.27
1.49
ClO4-
1.19ClO3-
1.21 HClO2
1.43
1.64
HClO1.632 1Cl21.358
Cl-
1.47
1.45
B/V
0 .4 7
0 .8 1
C lO 4 - 0 .3 6C lO 3 - 0 .3 5C lO 2 - 0 .5 6 6C lO - 0 .4 0 2 1C l21 .3 5 8C l0 .6 2
3.卤素与水的反应
• 发生氧化反应而放出氧气 2X2+2H2O=4H++4X-+O2↑
相应的两个电极反应为： 2X2+4e-=4X- (X2/X-)——氧化剂
4H++O2+4e-=2H2O =0.816（pH=7） ∴F2，Cl2，Br2能与水发生氧化反应，而I2
不能发生此反应 能发生：4I-+O2+4H+=2I2+2H2O
•发生歧化反应
X2+H2O=H++X-+HXO
歧化反应时X2发生异裂的结果 X-+X++OH-+H+=HX+XOH ∵Cl+→I+得电子能力减弱 ∴歧化程度越来越小 K(Br2)=7.2×10-9 ; K(I2)=2.0×10-13
无机化学(第二版)第八章 配合化合物
外界离子
[Cu(NH 3 )4 ]SO4
中心离子
配位体数目
(Cu2+)
配位原子(N) 配位体（NH3）
1. 中心原子(或中心离子)：－－－处于配位单元的中
心位置， 具有接受配体孤电子对的空轨道的离子或原子。
一般为带正电的过渡金属离子 例：[Co(NH3)6]3+， [Fe(CN)6]4-， [HgI4]2电中性原子 例： Ni(CO)4 ， Fe(CO)5 ，Cr(CO)6 非金属元素原子 例： SiF62- ， PF6-
2. 配(位)体和配位原子
与中心离子结合的提供孤对电子的分子或阴离子 叫配(位)体。
配体中与中心离子直接配位的原子称为配位原子。 [SiF6]2-中配体是 F-，配位原子也是F[Co(NH3)6]3+中配体是 NH3，配位原子是N [Pt(NH3)2Cl]中配体是 NH3、Cl-，
配位原子是N、Cl-
Co3-的配位数=6×1=6
[Fe(EDTA)]- Fe3+的配位数=1×6=6
可见，配体数≠配位数
当中心离子电荷 +1 +2
+3 +4
常见配位数分别为： 2 4(或6) 6(或4) 6(或8)
影响配位数的因素：
•中心离子半径↑配位数↑ (AlF63-, BF4-) •中心离子电荷↑配位数↑ (PtCl62-, PtCl42-) •配位原子半径↑配位数↓ (AlF63-, AlCl4-) •配位原子电荷↑配位数↓ (SiF62-, SiO44-)
H2C
NH 2
H2N
CH 2
Cu
H2C
NH 2
H2N
CH 2
二乙二胺合铜（Ⅱ）[Cu(en)2]2+ 结构
高中化学竞赛卤素课件共79张
I 317pm
I I
I
281pm
I
2. 化学性质
强氧化性是卤素单质最突出的化学性质，除I2 外，均为强氧化剂。F2是卤素单质中最强的氧 化剂。
其强氧化性递变规律： F2 > Cl2 > Br2 > I2
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
3. 电负性 (Electronegativity)
卤素的电负性 元素符号 F Cl Br I 原子序数 9 17 35 53
电负性 （鲍林标度） 3.98 3.16 2.96 2.66
氟具有最强的非金属性
回顾：三个概念的区别
电子亲合能：气态的基态原子结合一个电子形 成负一价气态离子所放出的能量。
解离能 (kJ·mol-1)
158 238 189 149
解离能：对于双原子分子，解离能为100kPa和 298K下，将1mol气态分子拆成气态中性原子所 需吸收的能量。
为什么氟的解离能反常的小？
因为因为氟原子半径过小，孤对电子 间有较大的排斥作用。
14.2 卤素单质
1. 物理性质
卤素单质
氟
聚集状态
溴能氧化碘离子为碘单质
Br2+2NaI I2+2NaBr
14.3 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
无机化学课件-卤素
溴主要用于制造阻燃剂、农药、 炸药等，在消防、农业、军事等 领域有重要用途。
卤素在工业生产中具有广泛的应 用，如氟、氯、溴、碘等元素可 用于制造各种化学原料和产品。
氯主要用于生产漂白剂、消毒剂 、合成树脂等，这些产品在纺织 、造纸、制药等领域有广泛应用 。
碘主要用于医药、农药和染料的 生产，对于人类的医疗保健和农 业发展具有重要意义。
卤素在海水中的分布和循环
卤素在海水中的含量较高，其 中氯的含量最高，其次是溴和 碘。
卤素在海水中的分布受到盐度、 温度和压力等因素的影响。
卤素在海水中通过溶解、沉淀、 蒸发和生物利用等过程循环。
卤素在生物体内的存在和作用
卤素在生物体内具有重要的生理和生化作用，如调节代谢、维持渗透压和参与生物 合成等。
密度
随着原子序数的增加，卤素的密度逐渐增 大，这是因为随着原子质量的增加，相同 体积的物质质量也相应增加。
颜色
卤素单质颜色从浅黄绿色到深紫色逐渐变 化，这也是随着原子序数增加而呈现出的 规律性变化。
氟、氯、溴、碘的化学性质
01
02
03
04
总结词
卤素单质的化学性质非常活泼 ，具有强氧化性。
非金属性
卤素单质的非金属性非常强， 它们能够与大多数元素形成共
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卤代烃的亲核取代反应
卤代烃在亲核试剂的作用下，可以发生取代反应，生成新的有机化 合物。
氟代烃的特性和应用
氟代烃的特性
由于氟元素的强电负性，氟代烃 具有高度的稳定性和化学活性。
氟代烃的应用
氟代烃在制冷剂、溶剂、发泡剂 和灭火剂等方面有广泛应用。
06 卤素对人类生活的影响
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第八章卤素8. 1. 01 卤素单质的存在状态：卤素单质以双原子分子形式存在。
随着相对分子质量增大，分子半径也依次增大，所以色散力也增大，导致物质的熔沸点依次增高。
故常温常压下氟单质为气体、氯单质为气体、而溴为液体、碘固体。
8. 1. 02 卤素单质的的颜色及显色原理：卤素显色机理属于吸收光谱。
Cl2吸收紫光，显示黄绿色；Br2吸收蓝绿光，显示红棕色；I2吸收黄绿光，显示紫色。
卤素吸收局部可见光，以满足电子从最高占有轨道π*，向最低空轨道σ* 跃迁所需的能量。
其分子轨道图的高能级局部如以下图所示。
π* 和σ* 两种轨道的能量之差用∆E表示，那么∆E＝Eσ－Eπ这个能量差随着原子序数Z的增大而变小，即从Cl2到Br2再到I2，∆E依次减小，故吸收光的波长由短到长。
8. 1. 03 溴水、碘水和氯水：Br2在水中溶解度是卤素单质中最大的。
单质Br2溶于水得溴水，随浓度的增大呈黄色到红棕色。
卤素中I2在水中的溶解度最小，几乎不能显色。
I2在KI 或其他碘化物溶液中溶解度较大，而且随I－浓度增大而增大。
这是由于发生了如下反响：I－+ I2=== I3－实验室中进展I2的性质实验时，经常用I2的KI 溶液，即所谓碘水。
I2的浓度大时，碘水呈很深的红棕色。
Cl2溶于水得氯水，氯水的浓度较溴水小。
Cl2与水也有化学反响发生。
8. 1. 04 萃取：I2在水中的溶解度很小，但在CCl4中的溶解度很大。
利用这一特点，可以用CCl4从水中提取I2。
这种别离和提纯方法叫做萃取。
8. 1. 05 卤素与金属的反响：F2可以与所有金属直接化合，生成高价氟化物。
但是F2与Cu，Ni，Mg 作用时，由于金属外表生成一薄层致密的氟化物膜而使反响中止。
所以F2可储存在Cu，Ni，Mg 或其合金制成的容器中。
Cl2可与各种金属作用，有的需要加热。
例如：2 Cr +3 Cl2==== 2 CrCl3产物三氯化铬为红紫色。
又如：Cd + Cl2==== CdCl22 Ag + Cl 2==== 2 AgCl常温下枯燥的Cl2不与Fe 反响，因此Cl2可储存在铁罐中。
Br2和I2 反响活性较低，与不活泼金属只有在加热条件下反响。
8. 1. 06 链反响：常温下Cl2与H2缓慢反响，但有强光照射时，将发生链反响导致爆炸Cl2+ H2==== 2 HCl这是一个复杂反响，其基元步骤为Cl Cl ======= 2 Cl 〔1〕Cl + H2==== HCl + H 〔2〕H + Cl2==== HCl + Cl 〔3〕基元步骤〔1〕产生能量高、反响活性极强的自由基Cl ，称为链引发。
基元步骤〔2〕和〔3〕反复屡次进展且速率极快，生成新的自由基和生成产物，称为链传递。
自由基与自由基相撞，可能使自由基消失Cl + Cl ==== Cl 2H + H ==== H 2Cl + H ==== HCl这一步骤称之为链终止。
8. 1. 07 单质F2与非金属反响：F2可与除O2，N2，He，Ne 外的非金属作用，直接化合成高价氟化物。
低温下可与C，Si，S，P 猛烈反响。
加温时可以与Xe 反响生成Xe 的氟化物，如XeF2，一定条件下，还可以得到XeF4或XeF6。
8. 1. 08 氯、溴、碘单质与非金属反响：Cl2也能与大多数非金属单质直接作用，但不如F2的反响剧烈。
例如高温下与单质Si反响可以将其氧化，得液态的四氯化硅：Si + 2 Cl2======= SiCl4〔l〕Cl2与单质P作用，氧化产物为无色发烟液体三氯化磷：2 P +3 Cl2============== 2 PCl3〔l〕过量Cl2与PCl3进一步反响，产物为淡黄色固体五氯化磷。
总反响可以写成：2 P + 5 Cl2============ 2 PCl5Br2和I2与非金属的反响不如F2，Cl2剧烈，且不能将非金属氧化到最高氧化数。
8. 1. 09 卤素单质之间的反响：氧化性强的卤素，如Cl2，可以将具有一定复原性的单质I2氧化，在碱性介质中发生如下反响，氧化产物为碘酸盐：5 Cl2 + I2 + 12 OH－===== 10 Cl－+ 2 IO3－+6 H2O两种卤素单质共热，生成卤素互化物，例如：F2+ Cl2======= 2 ClF8. 1. 10 单质F2与水的反响：2 F2+ 2 H2O ==== 4 HF + O2这个反响的可能性，可以从电极电势数据看出。
8. 1. 11 氯、溴、碘单质与水的反响：从热力学角度来看，E⊖〔Cl2 / Cl－〕= 1.36 V，E⊖〔Br2 / Br－〕= 1.07 V，故中性条件下Cl2和单质溴均可以将水氧化。
但从动力学上看，反响速率过慢，所以Cl2和单质溴氧化水的反响实际上不能发生。
Cl2在碱性水溶液中发生歧化反响：Cl2+ 2 OH－==== Cl－+ ClO－+ H2O该反响受温度影响很大，加热时的歧化反响为：3 Cl2+ 6 OH－===== 5 Cl－+ ClO3－+ 3 H2O反响受体系pH 的影响更大，在酸中发生逆歧化反响。
Br2一般歧化成－1氧化态和+ 5 氧化态。
尤其I2更易歧化成+ 5 氧化态。
8. 1. 12 传统氯碱工业：工业消费中采用电解饱和食盐水溶液的方法消费Cl2。
传统工艺使用的电解槽，如以下图所示，阳极区中有饱和NaCl 水溶液，其Cl － 在石墨阳极上放电产生Cl 2；阴极区中有NaCl 和NaOH 混合溶液，其溶剂H 2O 在铁网阴极上得到电子产生H 2。
因此电解池中发生的反响为：阳极〔石墨〕反响： 2 Cl － = Cl 2 + 2 e －阴极〔铁网〕反响： 2 H + + 2 e － = H 2电解反响： 2 NaCl + 2 H 2O ====== H 2↑ + Cl 2↑ + 2 NaOH 石棉隔膜将两极隔开，防止阳极产物Cl 2与阴极区的NaOH 溶液接触。
8. 1. 13 现代氯碱工业：现代氯碱工业中，两极之间使用高分子阳离子交换膜作隔离材料。
阳极区过剩的Na + 可以通过阳离子交换膜进入阴极区，平衡 OH － 的负电荷。
但阳离子交换膜阻止OH － 进入阳极区，防止了它与阳极产物Cl 2 的接触。
离子膜法消费Cl 2的工艺较为先进，投资少，能耗低，目前正被广泛采用。
8. 1. 14 实验室中氯气的制备：实验室制取Cl 2 的反响为MnO 2 + 4 HCl 〔浓〕 ====== MnCl 2 + 2 H 2O + Cl 2↑从电极电势数据看MnO 2 + 4 H + + 2 e － = Mn 2+ + 2 H 2O E ⊖ = 1.23 VCl 2 + 2 e － = 2 Cl － E ⊖ = 1.36 V在标准状态下MnO 2〔二氧化锰〕不能氧化 Cl －。
但是当盐酸很浓时，H + 使正极的电极电势增大，同时 Cl － 使负极的电极电势减小。
所以MnO 2与浓盐酸反响可制得氯气。
将浓盐酸滴加到强氧化剂固体KMnO 4〔高锰酸钾〕上，也可以生成Cl 2： 2 KMnO 4 + 16 HCl 〔浓〕==== 2 MnCl 2 + 2 KCl + 5 Cl 2↑ + 8 H 2O8. 1. 15 电解法消费单质氟：电解液态 HF 制得 F 2时，要向其中参加强电解质 KF ，以形成导电性强且石墨阳极阳极区 阴极区 铁网阴极 石棉隔膜熔点较低的混合物。
电解反响在大约 373 K 下进展，混合物的熔点为 345 K 。
阳极〔无定形碳〕反响： 2 F － = F 2 + 2 e －阴极〔铜制电解槽〕反响： 2 HF 2－ + 2 e － = H 2 + 4 F －在电解槽中有一隔膜，将阳极生成的F 2和阴极生成的H 2严格分开，防止两种气体混合而发生爆炸反响。
电解得到的 F 2 压入镍制的特种储气瓶中。
8. 1. 16 实验室中单质氟的制备：实验室制取 F 2 经常采用热分解含氟化合物的方法，例如：K 2PbF 6 ====== K 2PbF 4 + F 2↑BrF 5 ====== BrF 3 + F 2↑8. 1. 17 化学法制备单质氟：1986 年化学家克里斯特〔Christe 〕成功地用化学法制得单质 F 2。
他首先制得化合物 K 2MnF 6 和 SbF 52 KMnO 4 + 2 KF + 10 HF +3 H 2O 2 ==== 2 K 2MnF 6 + 8 H 2O + 3 O 2这是氟化、氧化反响过程。
SbCl 5 + 5 HF ===== SbF 5 + 5 HCl这是路易斯酸碱的双取代反响。
然后K 2MnF 6 和 SbF 5 反响制得单质 F 2：K 2MnF 6 + 2 SbF 5 ======== 2 KSbF 6 + MnF 4MnF 4 ===== MnF 3 + F 2↑8. 1. 18 单质溴的消费：383 K 下将Cl 2 通入 pH 为3.5 的浓缩后的海水中，Br － 被氧化成单质Br 2：2 Br － + Cl 2 ===== Br 2 + 2 Cl －通空气将生成的 Br 2 带出，用 Na 2CO 3 溶液吸收：3 Br 2 + 3 Na 2CO 3 ===== 5 NaBr + NaBrO 3 + 3 CO 2再调 pH 至酸性，Br － 和 BrO 3－逆歧化反响得到单质 Br 2：5 HBr + HBrO 3 ===== 3 Br 2 + 3 H 2O8. 1. 19 单质碘的消费：假设以提取过NaNO 3的智利硝石为原料消费 I 2，那么需先将含有NaIO 3 的 423 K1 2母液浓缩，再用NaHSO3进展复原：2 IO3－+ 5 HSO3－=====3 HSO4－+ 2 SO42－+ I2+ H2O海水中碘的含量很低，可用某些富集了碘的海草为原料提取碘。
用水浸取海草灰，浓缩后在酸性条件下，用MnO2氧化：2 I－+ MnO2 + 4 H+===== 2 H2O + I2 + Mn2+8. 1. 20 单质溴、单质碘的实验室制备：Br2的实验室制备方法，是使用强氧化剂，如MnO2，浓硫酸等氧化溴化物。
例如：MnO2 + 2 NaBr + 3 H2SO4 ===== Br2 + MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O2 NaBr +3 H2SO4〔浓〕===== Br2 + 2 NaHSO4 + SO2↑+ 2 H2OI2的实验室制法，与Br2的实验室制法相似。
例如：2 NaI + MnO2 +3 H2SO4===== I2 + MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O8 NaI + 9 H2SO4〔浓〕===== 4 I2 + 8 NaHSO4 + H2S↑+ 4 H2O8. 2. 01 卤化氢沸点的变化规律：卤素的氢化物，除HF 外，沸点随原子序数Z的增大，逐渐增高。