大学无机化学第四版卤族元素
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无机化学课件卤族元素
除氟外，卤素在含氧化合物的氧化值为正值， 一般为奇数而且不稳定，其稳定性的规律为：
含氧酸盐 ﹥含氧酸 ﹥氧化物
HClO:
1. 制备：
冷水
Cl-Cl + H-OH
HClO + HCl
2. 结构：其中氯为+1价，羟基为-1价。
3. 性质：H-O-Cl
(i) 是一元极弱酸(10-8数量级)，比碳酸还弱； (ii) 很不稳定，仅仅存在稀溶液中。但若见光也易 分解，条件不同，产物也不同：
第十五章 卤族元素
卤族元素包括：
卤族元素单质
氟9F、 氯17Cl、 溴35Br、 碘53I、 砹85At 卤族元素化合物 卤族元素的价层电子构型：
本章要求：
ⅦA —— ns2np5
1. 熟悉卤素元素的性质规律；
2. 掌握卤素单质与水反应的规律；
3. 熟悉主要单质与化合物( X2、HX+盐、HXO3 +盐)的结构特点和性质。
2. 性质：比较强的还原性（被浓硫酸氧化为单质）； 为无机中最强的酸之二；通常保存在棕色瓶中，以防在 光照下被氧气氧化的反应加速。
2. MX的性质规律:
(1)同一周期，从左到右，化合物由离子型向共 价型过渡，即m./b.p.降低。
(2)同一金属不同的X -，从左到右，化合物由离 子型向共价型过渡，即m./b.p.降低。例如：
二. 卤素单质的性质规律：
1. 都是非极性分子，分子间作用力从上到下逐渐 增大，因而熔沸点(m.p.、b.p.)逐渐上升；
2. 都有颜色，而且逐渐加深(淡黄绿色到紫黑色)
3. 易溶于非极性溶剂，在不同的溶剂中颜色稍有
差异，而且溶液的颜色从Cl→I逐渐加深；
水
汽油（苯） 四氯化碳
含氧酸盐 ﹥含氧酸 ﹥氧化物
HClO:
1. 制备：
冷水
Cl-Cl + H-OH
HClO + HCl
2. 结构：其中氯为+1价，羟基为-1价。
3. 性质：H-O-Cl
(i) 是一元极弱酸(10-8数量级)，比碳酸还弱； (ii) 很不稳定，仅仅存在稀溶液中。但若见光也易 分解，条件不同，产物也不同：
第十五章 卤族元素
卤族元素包括：
卤族元素单质
氟9F、 氯17Cl、 溴35Br、 碘53I、 砹85At 卤族元素化合物 卤族元素的价层电子构型：
本章要求：
ⅦA —— ns2np5
1. 熟悉卤素元素的性质规律；
2. 掌握卤素单质与水反应的规律；
3. 熟悉主要单质与化合物( X2、HX+盐、HXO3 +盐)的结构特点和性质。
2. 性质：比较强的还原性（被浓硫酸氧化为单质）； 为无机中最强的酸之二；通常保存在棕色瓶中，以防在 光照下被氧气氧化的反应加速。
2. MX的性质规律:
(1)同一周期，从左到右，化合物由离子型向共 价型过渡，即m./b.p.降低。
(2)同一金属不同的X -，从左到右，化合物由离 子型向共价型过渡，即m./b.p.降低。例如：
二. 卤素单质的性质规律：
1. 都是非极性分子，分子间作用力从上到下逐渐 增大，因而熔沸点(m.p.、b.p.)逐渐上升；
2. 都有颜色，而且逐渐加深(淡黄绿色到紫黑色)
3. 易溶于非极性溶剂，在不同的溶剂中颜色稍有
差异，而且溶液的颜色从Cl→I逐渐加深；
水
汽油（苯） 四氯化碳
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。
2024/1/30
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。
21
06
卤素在无机合成中应用
2024/1/30
22
氟化反应
2024/1/30
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
2024/1/30
25
07
实验部分：卤素相关实验操作与注意事项
2024/1/30
26
实验一：制备氯气并验证其性质
2024/1/30
• 实验目的：掌握氯气的制备方法，了解其性质及 应用。
27
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。
2024/1/30
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
2024/1/30
15
卤素氧化物
2024/1/30
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
无机化学 第二章 卤素元素
Br2(l) （海水制溴） Br2 2Cl 置换 pH~3.5：Cl 2 2Br
2吸收： 3Br2 3CO3 5Br- BrO3 3CO2 (歧化)
酸化： BrO3 - 5Br- 6H 3Br2 3H2 O I2 (s) Cl 2 (适量) 2I I 2 2Cl 海藻为原料：
6H2O 5Cl 2(过量) I2
-
2IO 10Cl 12H
2
3
-
MnO2 4H 2I Mn I 2 2H2 O 大量的碘是NaIO3制取的
2IO3 5HSO3 I2 2SO4 3HSO4 H2O
-
-
2-
-
§2-3 卤化氢和氢卤酸
一.物理性质
第二章 卤族元素(成盐元素)
卤素概述
卤素单质
卤素的氢化物
卤化物 多卤化物 卤素的含氧化合物 拟卤素
§2-1 卤素概述
一、卤素(氟、氯、溴、碘、砹(At)-放射性元素)存在
F (Fluorine): 存在于萤石CaF2、冰晶石Na3AlF6、氟磷灰石 Ca5F(PO4)3。
Cl (Chlorine)：主要存在于海水、盐湖、盐井，盐床中，主要有 钾石盐KCl、光卤石KCl· MgCl2 . 6H2O。海水中大约含氯1.9%。 Br (Bromine) : 主要以NaBr、KBr、MgBr2存在于海水中，海水 中溴的含量相当于氯的1/300，盐湖和盐井中也存在少许的溴。 I (Iodine) ： 碘在海水中存在的更少，碘主要被海藻所吸收，海 水中碘的含量仅为5 %,碘也存在于某些盐井盐湖中，南美洲智 利硝石NaNO3中含有少许的碘酸钠( NaIO3)。
可见：氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质。
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）。
大学无机化学第17章 卤族元素
I2 + I－ ＝ I3－ I2水是棕色或棕红色。
卤素单质形成溶剂化物，带上水分子。
14
• 相似相溶: 溶剂改为非极性溶剂如，CCl4，则Br2、 I2的溶解度会大大增加，这就是萃取的原理。
• 在CCl4中：Br2的颜色同水中的；但I2在CCl4中的 就与水的不一样，紫色（蒸气时的颜色），是分子 本身的颜色，在非极性溶剂中，I2不与溶剂发生溶 剂化作用，溶解的碘仍以分子状态存在，而在水中 是显溶剂化物的颜色。
2
教学要求：
１、熟悉卤素及
２、熟悉卤素单质
其重要化合物的 基本化学性质、
卤
和次卤酸及其盐发 生歧化反应的条件
结构、制备和用 途，掌握它们的
素
和递变的规律。
共性和差异性。
３、能较熟练地运用元素电势 图来判断卤素及其化合物各氧 化态间的转化关系。
3
§17.1 卤素的通性
17-1-1 原子结构
基本性质 价层电子结构 ns 2np 5 主要氧化数 解离能/kJ·mol 溶解度/g/100mgH2O 原子半径/pm X-离子半径/pm 第一电离能/kJ·mol-1 第一电子亲合能/kJ·mol-1
ns np
+n5d、+7 +5、+7 +5、+7
9
17-1-3 卤素的电势图 • 氧化态-吉布斯自由能图
10
§17.2 卤素单质(Elemental Halogens)
17-2-1 卤素的成键特征
一、单质双原子分子为非极性共价键
二、形成-1氧化数的离子或共价化合物：
X（ns2np5) 夺取一个电子 或共用一对电子
Br2
活泼金属
I2
其他金属
卤素单质形成溶剂化物，带上水分子。
14
• 相似相溶: 溶剂改为非极性溶剂如，CCl4，则Br2、 I2的溶解度会大大增加，这就是萃取的原理。
• 在CCl4中：Br2的颜色同水中的；但I2在CCl4中的 就与水的不一样，紫色（蒸气时的颜色），是分子 本身的颜色，在非极性溶剂中，I2不与溶剂发生溶 剂化作用，溶解的碘仍以分子状态存在，而在水中 是显溶剂化物的颜色。
2
教学要求：
１、熟悉卤素及
２、熟悉卤素单质
其重要化合物的 基本化学性质、
卤
和次卤酸及其盐发 生歧化反应的条件
结构、制备和用 途，掌握它们的
素
和递变的规律。
共性和差异性。
３、能较熟练地运用元素电势 图来判断卤素及其化合物各氧 化态间的转化关系。
3
§17.1 卤素的通性
17-1-1 原子结构
基本性质 价层电子结构 ns 2np 5 主要氧化数 解离能/kJ·mol 溶解度/g/100mgH2O 原子半径/pm X-离子半径/pm 第一电离能/kJ·mol-1 第一电子亲合能/kJ·mol-1
ns np
+n5d、+7 +5、+7 +5、+7
9
17-1-3 卤素的电势图 • 氧化态-吉布斯自由能图
10
§17.2 卤素单质(Elemental Halogens)
17-2-1 卤素的成键特征
一、单质双原子分子为非极性共价键
二、形成-1氧化数的离子或共价化合物：
X（ns2np5) 夺取一个电子 或共用一对电子
Br2
活泼金属
I2
其他金属
大学无机化学第14章 卤素
4
ø2
(0.4556 1 1.0774 1)V 0.7665 V 2
ø3
(0.6126 6 - 1.0774 1)V 0.5196 V 5
12
(2)
0.7665
BrO
3
0.5357
BrO
-
0.4556
Br2
1.0774
Br
-
0.5196
Br2、BrO 可以歧化。
13
电解液中，常加入少量的氟化物如LiF、 AlF3等，以降低电解质的熔点，减少HF的挥 发。阳极和阴极用隔板隔开，气体氟经过 净化后，以17.7～17.8 MPa的压力压入特 22 制钢瓶中。
2-3
２、合成法 1986年Karl Chrite 首次 用化学方法合成了F2： (1)4KMnO4+4KF+20HF==4K2MnF6+10H2O+3O2 ↑ (2)SbCl5+5HF====SbF5+5HCl 423K (3)2K2MnF6+4SbF5 ==== 4KSbF6+2MnF3+F2 ↑
注意： 氟与稀碱反应是 2F2+2OH-＝2F-+OF2+H2O 氟与浓碱反应是 2F2+4OH-＝4F-+O2+2H2O 卤素与碱反应是制备次卤酸盐和卤酸盐的 常用方法,在酸性条件下均可发生反岐化反 应
3Br2+2OH-＝5Br-+BrO3-+3H2O
5Br-+BrO3-+6H+＝ 3Br2+3H2O
-
(3) 因为 BrO 能歧化 ，不稳定。 所以 Br 2 (l) 与 NaOH 混合最稳定的产物
卤族元素1
(三) 鹵素單質的製備和用途
鹵族元素在自然界大多以化合物的形式存在， 因此鹵素單質的製備一般採用陰離子氧化法。 由於氧化劑不能將 F-氧化，因此採用電解氟氫 化鉀和無水氟化氫熔融混合物的方法製備氟氣： 工業上用電解飽和食鹽水溶液製備氯氣。實驗 室通常用二氧化錳與濃鹽酸反應制取氯氣。 工業上利用海水或鹵水制取溴。先通氯氣於曬 鹽後留下的苦鹵中，將Br- 氧化為Br2，然後用空氣 將Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收吹出的Br2, Br2與 Na2CO3溶液反應生成NaBr和NaBrO3： 2 − 3Br2 +3CO3 − 5Br − +BrO3 +3CO 2↑
无机化学
2KHF2
电解
2KF + H↑ + F2 ↑ 2
加入硫酸酸化，得到液溴： − 5Br − + BrO3 + 6H + 3Br2 + 3H 2 O 實驗室用Cl2氧化NaBr製備Br2。 碘主要從富含I-的海藻中提取。將Cl2通入用 -氧化為I ，然後用 水浸取海藻所得的溶液中，把I 3 離子交換樹脂加以濃縮。 氯氣是一種重要的化工原料，主要用於合成 鹽酸、聚氯乙烯、漂白粉、農藥、化學試劑等， 氯氣也曾用於自來水消毒，已逐漸被臭氧和二氧 化氯代替。 溴用於感光材料、染料、藥劑、農藥和無機 溴化物的製備。 碘的酒精溶液可用作消毒劑。I2 也是氧化還 原滴定法中碘量法的重要試劑。
无机化学
F2幾乎能與所有非金屬單質直接化合，反應劇 烈，常伴隨燃燒和爆炸。F2還能與Xe、Kr在一定條 件下發生反應。Cl2也可以與除O2、N2及稀有氣體 外的非金屬單質直接化合,但反應不如F2劇烈。Br2 和I2的反應活性要差一些。 鹵族元素的單質都能與氫氣直接化合，生成鹵 化氫。F2在低溫和暗處即可與H2 化合，並放出大量 的熱引起爆炸。Cl2與H2在常溫下反應緩慢，在強光 照射或高溫下，反應瞬間完成並可發生爆炸。Br2與 H2的反應需加熱至648 K或在紫外線照射下才能進 行。I2與H2的反應則需要更高的溫度或催化劑的存 在下才能進行，並且一般反應不完全。
第17章 卤族元素 大学一年级 无机化学 课件
• 2. F半径特小，非键电子斥力和核电荷斥力特别大， 也可使F-F键削弱。
(二) 标准电极电势与卤素的化学反应性能 1.卤素单质的强氧化性
Ø (X2/X-)：依次减小
F2 > Cl2 > Br2 > I2 卤素单质氧化性： F2最强 2. 卤离子X-的的还原性
F - < Cl - < Br - < I -
1.673 HClO2
1.458
HClO
1.513
1.630
1.360
Cl2
Cl-
BrO4- 1.760
BrO3- 1.490 HBrO 1.209
1.604
1.077
Br2
Br-
H3IO62- 1.600 IO3-
1.150 HIO
1.431 I2
0.534 I-
4、HF特殊性
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐(玻璃的主要成分) 反应生成气态SiF4的特殊性质，反应式为：
②分子间缔合：
(H2O)n；
③物质的沸点升高： H2O 100℃
氢键键能：5–40KJ/mol，约为化学键能的 1/10。 与范德华力相当。
氢键的分类
1400
分子间的氢键
分子内的氢键
• 分子内氢键的生成，一般会使化合物沸点、熔点降低，汽化热、 升华热减小。也常影响化合物的溶解度，如邻位硝基苯酚比其 间位、对位更不易溶于水，而更易溶于非极性溶剂中。
第17章 卤族元素
The Halogens
§17-1 通性
基本性质 价层电子结构
主要氧化数 解离能/kJ·mol 溶解度/g/100mgH2O 原子半径/pm X-离子半径/pm 第一电离能/kJ·mol-1 第一电子亲合能/kJ·mol电负性 (Pauling) X-离子水合能/kJ·mol-1
(二) 标准电极电势与卤素的化学反应性能 1.卤素单质的强氧化性
Ø (X2/X-)：依次减小
F2 > Cl2 > Br2 > I2 卤素单质氧化性： F2最强 2. 卤离子X-的的还原性
F - < Cl - < Br - < I -
1.673 HClO2
1.458
HClO
1.513
1.630
1.360
Cl2
Cl-
BrO4- 1.760
BrO3- 1.490 HBrO 1.209
1.604
1.077
Br2
Br-
H3IO62- 1.600 IO3-
1.150 HIO
1.431 I2
0.534 I-
4、HF特殊性
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐(玻璃的主要成分) 反应生成气态SiF4的特殊性质，反应式为：
②分子间缔合：
(H2O)n；
③物质的沸点升高： H2O 100℃
氢键键能：5–40KJ/mol，约为化学键能的 1/10。 与范德华力相当。
氢键的分类
1400
分子间的氢键
分子内的氢键
• 分子内氢键的生成，一般会使化合物沸点、熔点降低，汽化热、 升华热减小。也常影响化合物的溶解度，如邻位硝基苯酚比其 间位、对位更不易溶于水，而更易溶于非极性溶剂中。
第17章 卤族元素
The Halogens
§17-1 通性
基本性质 价层电子结构
主要氧化数 解离能/kJ·mol 溶解度/g/100mgH2O 原子半径/pm X-离子半径/pm 第一电离能/kJ·mol-1 第一电子亲合能/kJ·mol电负性 (Pauling) X-离子水合能/kJ·mol-1
大学无机化学笔记
对于单电子原子 En s ＝En p ＝ En d ＝ En f
3、磁量子数 m ⑴ 取值：m = ±1, ±2 ······± l 对给定的 l ， 有 2 l ＋ 1 个 m 值。
例如: l = 3 , 则 m = 0 , 1 , 2 , 3 ，
2l + 1 = 7 , 共 7 个 值。
⑵ 决定电子轨道或电子云在空间的伸展方向 形状一定的原子轨道，其空间取向由 m 决定 ， 2p 轨道形状为哑铃形 ，有三种空间取向 ，即由 m = 0，±1 所决定 。d 轨道 l = 2，有 2 l ＋ 1 = 5 种 不同的 m 值，故有 5 种取向。
意义: 对于形状一定的轨道 ( l 相同电子轨道 ) , m 决
l = 2 3d
⑷ l 决定轨道角动量的大小
角动量的绝对值和角量子数 l 的关系为
√ M
=
h
2p
l( l +1)
由于 l 只能取 0，1，2，3 ······几个数值，故
角动量也是量子化的。
对于多电子原子， l 也影响轨道能量 l 不同的 轨道能量不同。 l 越大, E 越大。如
E4 s ＜E4 p ＜ E4 d ＜ E4 f
例: n=1 n=2 n=3
H 原子: E = -13.6 eV E = -3.4 eV E = -1.51 eV
He+ 离子 E = -27.2 eV E = -13.6 eV E = -6.04 eV
n=∞ E=0
E= 0
n →∞ , E → 0 , 自由电子能量最大 , 趋近于零 。 n 只能取 1，2，3 ······几个数值，故能量 E
1
2
m = 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2
北师大无机化学四版习题答案11章卤素
第11章卤素11.l 电解制氟时，为何不用KF 的水溶液？液态氟化氢为什么不导电，而氟化钾的无水氟化氢溶液却能导电？解：由于氟的高还原电位(E F 2/F －＝2 . 87V) ，氟遇水时会同水发生反应。
因此，制备单质F 2不能用KF 的水溶液。
电解制氟的反应方程式是：2KHF 2 === 2KF↑+H 2 + F 2↑液态氟化氢不导电，但氟化钾的无水氟化氢溶液能导电，是因为液态氟化氢可同无水氟化钾作用形成KHF 2，该物质可发生强的电离作用，产生正负离子，从而导电。
KHFK + + HF 2－本质上，无水氟化氢是溶剂，氟化钾是溶解于氟化氢的溶质，该体系是非水HF 溶剂（也是类水溶剂）的电解质溶液。
11.2 氟在本族元素中有哪些特殊性？氟化氢和氢氟酸有哪些特性？解：同同族其它元素相比，氟元素的特殊性主要有：( l )除单质外，氟的氧化态呈－l 价，不呈正氧化态（其它卤素有多种氧化态）；氟有特别强的氧化性；( 2)氟的电子亲合能比氯小（从氯到碘又逐渐减小）。
( 3 ) F 2 的键能因孤对电子的影响而小于Cl 2 。
( 4 )同其它的HX 在室温时是双原子气体相比，氟化氢是一种由氢键引起的聚合多原子气体(HF )x 。
与同族其它元素的氢化物相比，由于氟化氢分子间存在强的氢键，其熔点、沸点、汽化热和热力学稳定性都特别高。
HF 的高介电常数、低黏度和宽的液态范围，使它是各种类型化合物的一种极好溶剂。
许多M I 、M II 和M III 的离子性化合物在HF 中溶解后由于易离解而得到高效导电的溶液( XeF 2， HSO 3F ， SF 6 及MF 6 ( M ：Mo 、W 、U 、Re 、Os ）在HF 中可溶解但不离解）( 5 )氟化氢的水溶液即氢氟酸。
同其它氢卤酸是强酸相比，氢氟酸的酸性较弱：HF + H 3O ++ F － K 1 2.4～4.7×10－4HF + F 2－ K 2 ＝5～25 与其它弱酸相似，HF 浓度越稀，其电离常数越大。
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
无机化学第11章卤族元素
+
Cl2 (g)
HF
工业 (电解)：
2NaCl + 2H 2O 电解 H2 + Cl 2 + 2NaOH
实验室：
MnO2 + 4HCl浓 D MnCl 2 + Cl2 (g) + 2H2O 也可用KMnO4 、 K2Cr2O7等氧化剂。 15
Br2(l)
氧化剂： Cl 2 + 2Br - Br2 + 2Cl -
共价半径/pm 64
电负性
3.98
第一电离能 /kJ·mol-1
1681
电子亲和能 /kJ·mol-1
-328
Cl 3s23p5
99 3.16 1251
-349
Br 4s24p5 114 2.96 1140
-325
I 5s25p5 133 2.66 1008
-295
氧化值
-1 -1， 1， 3， 5， 7 2
/ V Cu2+ 0.1607V Cu+ 0.5180V Cu
0.3394V
E = (Cu+/ Cu) - (Cu2+ / Cu+)
= 0.5180V- 0.1607V = 0.3573V > 0
右 > 左 发生歧化反应； 右 < 左 发生歧化逆反应。
歧化反应为发生在同一个元素上的氧-还反应。
元素（金属或非金属）直接化合（自学）。 12
与H2O反应：
氧化反应： X2 + 2H2O 4HX + O2
激烈程度 F2 > Cl 2 > Br2
F2 + H2O
2HF+
1 2
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Br2
化学法
I2
化学法
困 难 的 程 度
17
1．氟的制备
从1768年发现 HF 以后，直到1886年得到F2历时118年。 1886年 Moissan 采用溶有少量 KF 的HF 液体做电解液， 电解槽和电极用 Pt-In 合金，U 形管中装有 NaF 吸收 HF：
2HF(l)(不纯)
电解 249K
动力学上也是有利的，但由于需要将如此大量的盐卤酸化
然后又将废液中和，在经济上显然没有吸引力。
25
缺碘困扰近亿人口 我国加强科学防治
碘是维持甲状腺正常功能的必需元素，碘化物可 防止和治疗甲状腺肿大。
碘是婴幼儿大脑发育过程中不可缺少的微量元素，婴幼 儿大脑发育期间如果缺碘，平均智力損伤将达到15％至20 ％，而且终身不能弥补。我国目前还有近1亿人口、约10 ％的地区受到碘缺乏的危害，缺碘人群和地区主要分布在 西部。
19
F2的化学制法和用途
473K
IF2·AsF5(s)+2KF
KIF6 + KAsF6+ F2↑
日本在1999年10月已将其研制的氟气发生器正式推向 市场。俄国、德国、中国也先后开展了此项研究工作。
20 世纪 80 年代中、后期西方国家氟的年生产能力 约为 2400 t。 其中55 % 用于生产UF6，40 % 用于生产 SF6，其余用于制造 CF4 和氟化石墨（用于电池）等。 生产的 F2 或者就地使用（例如制造 UF6 和 SF6 ），或 者液化或装入高压钢瓶中投入市场。
2 X- (aq) + Cl2(g) （X = Br, I）
2 Cl-(aq) + X2 (g)
3 Br2 + 3 Na2CO3 5 NaBr + NaBrO3 + 3 CO2
5 HBr + HBrO3
3 Br2 + 3 H2O
溴的世界年产量仅约4×105 t，碘仅约万余吨。由溴
制造的有机化学产品用做阻燃剂、灭火剂、催泪毒剂、
准生成焓（-573.65 kJ·mol-1）和晶格焓（+1505.59 kJ·mol）比 NaCl 的 ( -411.15 kJ·mol-1)和 (+787.38 kJ·mol-1) 高得 多，因而形成了稳定的离子型晶体。
12
也有并非单向变化的性质
尽管 F 的电负性最大，但其电子亲和能却小于 Cl ，而 且 F－F 键离解焓也低于 Cl－Cl 键。这是因为 F 原子体积 太小导致价层电子间有较强的排斥力使键变弱的缘故，这种 现象在 N、O 族中也存在。
H2↑+ F2↑
Pt-Ir合金
H. Moissan
18
氟的工业制备新技术
2 KHF2(l)
无水HF液体 H2 F2 H2
电解质 钢阴极 碳阳极
电解
353～363K 2 KF(S) + H2↑+ F2↑
电解熔融的氟氢化钾KHF2和氟化氢混和 物 阴极（电解槽槽身）：2HF2-+2e=4F-+H2 阳极（石墨）：2F- = F2+2e 总反应：2 KHF2 = 2KF + F2 + H2 电点解；中减①少加HF入挥L发iF；(或减A弱lF碳3)A化降电低极电极解化质作溶 用。②不断补充HF
2 Cl-(aq) + Br2 (g)
E = 1.35V – 1.07 V = +0.26V
从热力学角度 Br- 在酸性溶液中可被O2所氧化：
O2(g) + 4 Br-(aq) + 4 H+(aq)
2 H2O(l) + 2 Br2 (l)
E = 1.23V – 1.07 V = +0.16V
该反应在 pH = 7 的溶液中不能进行( E = -0.15V)。因为 O2 的反应涉及约 0.6V 的超电位。 即使酸性溶液中的反应在
水溶液叫“氯水”、 “溴水”和“碘水”
K(I2) =3.0×10-13
在碱存在下，促进 X2 在 H2O 中的溶解，歧化：
X2 + 2 OH-
X- + XO- + H2O
3X2 + 6OH-
5X- + XO3- + 3H2O
规 律
Cl2 70℃时后一反应才进行得很快； Br2 0℃时后一反应才较缓慢；
也可以含氧酸盐形式存在。
6
第二节 单质的性质
1. 物理性质 最有规律的单向变化
F2
室温聚集态
g
分子间力
小
b.p./℃
-188
m.p./℃
-220
颜色
无色(浅黄)
共价半径/pm
58
电负性
4.00
电子亲和能/( kJ·mol-1) 334
Cl2 g
-34.5 -101 黄绿 99 3.00 355
Cl2 , Br2 , I2 的单质
①按F Cl Br I 顺序，原子半径增大，电离能减少，电子亲合 势减少，离解能减少，电负性减少，水合能减少。
但电子亲合势、离解能小于氯。
原因：氟原子半径特别小，核周围电子密度较大，当它接受外 来一个电子或共用电子对成键时，将引起电子间较大的斥力 ，这种斥部分地抵销了气态氟原子获得一个电子而成为氟离 子，故氟的电子亲合势小于氯。
I2 0℃时后一反应也进行得很快。
15
与水的反应
讨论：与水反应①X2 + H2O = HX + HXO
•1/2 O2 + 2H+ +2e = H2O ψ=1.229-0.0592pH
②X2 + H2O = HX + 1/2O2 对于反应②：1/2 X2 + e = X-
F Cl Br I
ψ 2.87 1.358 1.065 0.535
氟原子半径特别小，其非键电子斥力特别以及氟的价电子层 无d轨道形成d-pπ键等而使F－F键削弱。
F电子亲合势减少，离解能减少，是氟化学性质活泼的重要原因
。
5
②主要氧化态：-1, 1, 3, 5, 7
F原子最外层没有d电子，电负性最大，所以无正价，且 仅为－1价。
二．成键方式 ①得到电子形成离子化合物，氧化态-1 ②共用电子对形成共价化合物，氧化态-1 ③共用电子对形成共价化合物，氧化态为正 ④失去电子形成离子化合物，氧化态为+1(少见) 三． 存在状态 均以化合态形式存在，F, Cl, Br主要以卤化物盐存在，I
阳极：2Cl-(aq) 阴极：2H2O(l) + 2e-
Cl2(g) + 2e-
2OH-(aq) + H2(g)
22
离子交换薄膜法装置
料卤
离子交换薄膜
稀 废卤
阳极（+） 阴极（―）
Cl2在全世界年生产力约为4×107 t。氯产量还是一个 国家（或一个地区）化学工业能力的标志。
23
3.溴碘的制备
化学法氧化海水中的 Br- 和 I- 可以制得 Br2 和 I2，通常用Cl2 作氧化剂：
10
Example
I2 蒸气呈紫色，I2 溶于 CCl4 或环己烷也呈紫色 ，但是 它溶于苯、乙醚、三乙胺等溶剂却要发生颜色的变化？
Solution
由 能级图可知，π5p*与σ5p*之间的能量差小，电子吸收 波长 520 nm 的绿光，因而呈紫色。若 I2 溶解在易给出了 孤对电子溶剂A中，与 之形成配位键。结果 I2·A 的πe*
2 X-(g)
的还原电位应当是 F2 低于 Cl2，但本族元素的氧化性仍
以 F2 为最强，F2具有较低的键焓以及 F- 离子较高的水合
焓使上述进程更有利于 F2。
14
与水的反应
发生氧化反应 X2 + 2 H2O
4HX + O2 F2﹥Cl2﹥Br2
发生岐化反应 X2 + H2O
HXO + HX
K(Cl2)=4.8×10-4 K(Br2)=5.0×10-9
•光B氟r照2在与下p水H与激>水3烈下反放与应出水缓O反慢2，应放极C出l2慢在O，2， I2与水不存在反应。
•对于反应① X2 + H2O = HX + HXO
•
F Cl
Br
I
εφ
/ -0.272 -0.535 -0.915
K
/ 4.2×10-4 7.2×10-9 2×10-13
可见Cl2部分水解，Br2 I 2水解程度更小,加碱有利于水解
243
193
159
151
键离解能/(kJmol-1)
F2 Cl2 Br2 I2
13
2. 化学性质
氧化性
卤素单质性质变化： F2 Cl2
E（X2/X-）/ V： 2.87 1.36
单质氧化性
大
X- 还 原 性
小
Br2 I2 1.065 0.535
小 大
虽然根据电子亲合势判断半反应：
X2(g) + 2 e-
21
2．氯的制备
氯碱法 Chlor-
电解NaCl水溶液生产Cl2的方法，得名于两个产品氯 (Cl2)和碱(NaOH)。因电解槽结构不同分为三种:
⑴ 历史最久的汞阴极法(mercury-cell process) ⑵ 当今使用最普遍的隔膜法(diaphragm process) ⑶ 发展起来的薄膜法(membrane process) 薄膜电解槽中发生在两极的反应分别为:
第二节 稀有气体
本章内容
3
在周期表中的位置 ⅦA包括元素：F Cl Br I At(unstable) •价层电子(价轨道): ns2np5 (ns np nd 共9个, 对F价轨道为2s 2p共4个)。 •电子亲合势、第一电离势、电负性、 原子半径小→活泼的非金属