第14章 卤族元素
化学：《元素周期表-周期表结构》课件(新人教版必修2)
氕 （氢）
（重氢） 氘
（超重氢） 氚
H、D、T这三种核素互称为同位素
常见的同位素:
碳 碳－12
12C
6
碳－13
13C
6
碳－14
14C
6
氧 氯 铀
16O
8
17O
8
18O
8
35Cl
17 92
37Cl
17
234U
235U
92
238U
92
【同位素小结】
两同(同质子数、同一元素)
两不同(中子数不同、原子不同)
（2）碱金属元素从上到下（Li 、Na、K、 Rb、Cs），随着核电荷数的增加，碱金属 元素原子的电子层数逐渐 增多 ，原子核 对 最外层电子 的引力逐渐减弱，原子失 电子的能力逐渐 增强 。 元素的金属性逐渐 增强 ，与水和氧气 的反应越来越 剧烈 ，生成的氧化物越来 越 复杂 。最高价氧化物对应水化物的碱 性越来越 强 。
第88号元素： 88-86 =2
第五周期第ⅦA 族。
第七周期第ⅡA 族。
第82号元素：
第六周期第ⅣA 族。
6、下列各表为周期表的一部分（表中为 原子序数），其中正确的是（ D ）
A.0 11 18 19
C.
6 11 12 13 24
D.
6 14 31 32
7
7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A、B是同 周期，B、C是同主族。此三种元素原子最外层电子数之
卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的相似性。
与氢反应的能力渐弱 氢化物的稳定性渐弱 与水反应的能力渐弱
元素非金属性强弱判断依据：
1、单质跟氢气反应生成气态氢化物的 难易；
卤族元素的结构与性质
★卤素单质性质特殊性：
1. 单质都有颜色；
2. Br2是易挥发的深红棕色液体，（蒸气红棕色）是中学阶段唯一一种液态非金
属单质，其保存通常加入少量的水，即“液封”；
3. 碘是一种紫黑色固体，（蒸气紫色） I2易升华，遇淀粉溶液变蓝色。
溴和碘在不同溶剂中的颜色
水
溴 碘
汽油（苯） 橙红 紫红
四氯化碳
橙色
（5）AgI用于人工降雨； （6）I2+Fe==FeI2， I2+2Cu==2CuI
当堂检测
1. 砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤族性质的递变规律，对砹及其化
合物的叙述，正确的是（ C ）
A、与H2化合能力： At2 ＞ I2 B、砹在常温下为白色固体； C、砹原子的最外电子层上有7个电子； D、AgAt易溶于水。
1.氟
（1）单质氧化性最强； （2）F-还原性很弱；
（3）HF酸腐蚀玻璃，存于塑料容器或铅制容器中；
（4）AgF溶于水； （5）F元素无正价， （6）氟无含氧酸； （7）HF水溶液呈弱酸性。
2.氯 （1）凡能生成次氯酸的物质均有强氧化性〔Cl2、NaClO、Ca(ClO)2〕； （2）HClO4是最强含氧酸。 3.溴
2. 向含有NaBr和KI的混合溶液中通入过量Cl2充分反应后将溶液蒸干，并灼烧所得物 质，最后剩下的物质是（ B ） A、NaCl 和 KI B、 KCl 和 NaCl
C、 NaCl、KCl 和 I2
D、 NaCl、 KCl、 I2 和 Br2
拓展延伸
氰(CN)2 、硫氰(SCN)2的化学性质和卤素(X2)很相似，化学上称为拟卤素，如：
2. 卤素单质之间的置换反应 2NaBr + Cl2 == 2NaCl + Br2 （溶液由无色变成橙黄色） 2KI + Cl2 == 2KCl + I2 （溶液由无色变成棕黄色） 2KI + Br2 == 2KBr + I2 （溶液由无色变棕黄色） 由上述反应可比较卤素单质 氧化 性强弱。 氧化性： F2 ＞ Cl2 ＞ Br2 ＞I2 ★从F → I ，元素的非金属性逐渐减弱。
无机化学 第11章 卤族元素
11.2.3 卤素单质的制备
(氧化手段的选择)
电解 F2 (g) 电解： 2KHF 2 2KF+ H2 + F2 + HF Cl2 (g) 工业 (电解)：
电解 2NaCl+ 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH
实验室：
MnO2 + 4HCl浓 MnCl 2 + Cl2 (g) + 2H2O 也可用KMnO4 、 K2Cr2O7等氧化剂。 15
7
解：(1)
2 1
BrO
-
BrO
3
0.4556
Br2
1.0774
Br
-
3
0.6126 - 0.4556× -1.0774× 6 1 1)V (0.6126 × 1= = 0.5357V 4 (0.4556 1 + 1.0774 1)V 2 = = 0.7665V 2 (0.6126 6 - 1.0774 1)V 3 = = 0.5196V 8 5
不能用复分解反应法 (X=Br,I) KX + H2SO 4（浓） HX + KHSO4
2HBr + H2SO 4 (浓) SO 2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO （浓） H2S + 4I2 + 4H2O 4
能否选用其他酸用复分解反应制备HBr和HI?
21
卤化物的键型及性质的递变规律： 同一周期：从左到右，阳离子电荷数 增大，离子半径减小，离子型向共价型过 渡，熔沸点下降。 例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6 同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径 的增大，极化率增大，共价成分增多。 例如： 离子键 共 价 型 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 b.p./℃ 1260 178(升华) 263 360 24
无机化学 卤素和氧族元素-11.1-2概述+卤族元素
碘(I2) 固体 113.5 184.3
颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂
毒性
具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
11.2.2 卤素单质
2.化学性质
氧化性
1 2
X2
+ e-
→ X-
F2 > Cl2 > Br2 > I2
电极电势:
F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/I-
黄绿 紫 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 易溶于
解度不大 有机溶剂
I2易溶于碘化物(如KI)中→I3I2 + I- I3-
11.2.2 卤素单质
1.物理性质
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
P区元素的特点
（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
3
Al 铝 660.4℃
Si 硅
4
Ga 镓 29.78 ℃
Ge 锗 973.4 ℃
P磷 As 砷
S 硫这C些l 氯金属Ar 氩 彼此可形成
Se 硒低B熔r 溴合金Kr 氪
5
In 铟 156.6 ℃
Sn 锡 231.9 ℃
Sb 锑 630.5
℃
Te 碲
I
碘 Xe 氙
6
Tl 铊 303.5 ℃
Pb 铅 327.5 ℃
Bi 铋 271.3 ℃
Po
At 砹 Rn 氡
高中化学方程式大全(完整可打印版)
1/15第一章 卤素（一）第一节 氯气1、NaCl 2Cl Na 22−−→−+点燃2、22CuCl Cl Cu −−→−+点燃 3、32FeCl 2Cl 3Fe 2−−→−+点燃4、HCl 2Cl H 22−−−−→−+点燃（光照） 5、32PCl 2Cl 3P 2−−→−+点燃 6、523PCl Cl PCl →+7、HClO HCl O H Cl 22+→+8、O H 2CaCl ClO Ca Cl 2OH Ca 222222++→+）（）（ 9、HClO2CaCO O H CO ClO Ca 3222+↓→++）（10、O H NaCl NaClO Cl NaOH 222++→+11、↑++−→−+∆2222Cl O H 2MnCl MnO HCl 4 12、O H 8Cl 5KCl 2MnCl 2HCl 16KMnO 22224+↑++→+（浓）13、2O HCl 2HClO 2+−−→−见光第二节 氯化氢14、↑+→+HCl NaHSO SO H NaCl 442（浓）15、↑+−→−+∆HCl SO Na NaCl NaHSO 424 16、↑+−→−+∆HCl 2SO Na SO H NaCl 24242（浓）（14、15结合） 17、33HNO AgCl AgNO HCl +↓→+ 18、33NaNO AgCl AgNO NaCl +↓→+19、33KNO AgCl AgNO KCl +↓→+20、↑++→+2223CO O H CaCl CaCO HCl 2第三节 氧化还原反应21、O H Cu H CuO 22+−→−+∆22、OH 2NO 4CO HNO 4C 2223+↑+↑→+23、OH 3NO NH NO Zn 4HNO 10Zn 4234233++−→−+∆）（（极稀）2/1524、4243324SO H 15PO H 6P Cu 5O H 24CuSO 15P 11++→++ 25、OH 3KCl Cl 3HCl 6KClO 223+↑→+（浓）26、OH 3NO NH NO Mg 4HNO 10Mg 4234233++−→−+∆）（（极稀）27、OH 31SO K SO Fe 9SO Cr SO H 31O Fe 6O Cr K 2423423424243722+++→++）（）（28、↑+↑+→++2223CO 3N S K S C 3KNO 2第四节 卤族元素 29、HF 2F H 22→+ 30、HBr 2Br H 22→+ 31、HI 2I H 22→+32、22Br NaCl 2Cl NaBr 2+→+ 33、22I KCl 2Cl KI 2+→+ 34、22I KBr 2Br KI 2+→+35、33NaNO AgBr AgNO NaBr +↓→+36、33KNO AgI AgNO KI +↓→+37、2Br Ag 2AgBr 2+−−→−光照第二章 摩尔 反应热第一节 摩尔38、22CO O C →+39、↑+→+22H MgCl HCl 2Mg 第二节 气体摩尔体积40、22H ZnCl HCl 2Zn +→+ 第三节 物质的量浓度41、O H 2SO Na SO H NaOH 224242+→+ 第四节 反应热42、kJ 5.393CO O C 22+−−→−+（气）（气）（固）点燃43、kJ 6.483O H 2O H 2222+→+（气）（气）（气）44、kJ 6.571O H 2O H 2222+→+（液）（气）（气）3/1545、kJ 3.131H CO O H C 22-+−→−+∆（气）（气）（气）（固） 第三章 硫 硫酸第一节 硫46、S Cu S Cu 22−→−+∆ 47、FeS S Fe −→−+∆ 48、S H H S 22−→−+∆ 49、2CS C S −−→−+高温 50、22SO O S −−→−+点燃 51、O H 3SO K S K 2KOH 6S 32422++−→−+∆ 第二节 硫的氢化物和氧化物52、↓+−→−∆S H S H 22 53、2222SO 2O H 2(O 3S H 2+−−→−+点燃足）54、↓+−−→−+S 2O H 2(O S H 2222点燃不足）55、↓+−−→−+S 3O H 2SO S H 2222点燃56、HBr 2S Br S H 22+↓→+ 57、↑+→+S H FeCl HCl 2FeS 22 58、4224SO H CuS S H CuSO +↓→+ 59、HAc 2PbS S H PbAc 22+↓→+ 60、O H NaHS NaOH S H 22+→+ 61、O H S Na NaOH NaHS 22+→+62、O H 2S Na NaOH 2S H 222+→+（60、61结合） 63、HCl2FeCl 2S FeCl 2S H 232++↓→+64、↑+→+S H FeSO FeS SO H 2442（稀）65、3222SO H O H SO ⇔+ 66、3O V 22SO 2O SO 252∆−−→←+67、4223SO H O H SO →+68、↑++→+22424232SO O H SO Na SO H SO Na4/1569、O H SO Na NaOH 2SO 2322+→+70、32CaSO CaO SO →+71、OH CaSO OH Ca 2SO 2322+↓→+）（72、23232HSO Ca O H CaSO SO ）（→++73、O H 2S 3S H 2SO 222+↓→+74、42222SO H HCl 2O H 2Cl SO +→++ 75、42222SO H HBr 2O H 2Br SO +→++76、42424422SO H 2SO K MnSO KMnO 2O H 2SO 5++→++ 第三节 硫酸的工业制法 77、↑+−−→−+23222SO 8O Fe 2O 11FeS 4高温78、3O V 22SO 2O SO 252∆−−→←+79、4232SO H SO O H →+第四节 硫酸 硫酸盐80、O H 2SO 2CO SO H 2C 22242+↑+↑−→−+∆（浓） 81、O H 2SO 3SO H 2S 2242+↑−→−+∆（浓） 82、O H 2SO PO H SO H P 224342+↑+−→−+∆（浓）83、O H 2SO S SO H S H 22422++−→−+∆（浓） 84、O H 2SO CuSO SO H 2Cu 22442+↑+−→−+∆（浓） 85、HCl 2BaSO SO H BaCl 4422+↓→+ 86、NaCl 2BaSO SO Na BaCl 4422+↓→+ 87、NaCl2BaCO CO Na BaCl 3322+↓→+ 88、↑++→+2223CO O H BaCl HCl 2BaCO89、↑++→+222333CO O H NO Ba HNO 2BaCO ）（90、↑++→+2223232CO O H S Na SO H CO Na91、42232SO H 2O SO H 2→+ 92、42232SO Na 2O SO Na 2→+93、423CaSO 2O CaSO 2→+5/1594、OH 6SO 3SO Fe SO H 6Fe 22234242+↑+−→−+∆）（（浓）95、O H SO Na SO Br SO H 2NaBr 22422242++↑+−→−+∆（浓） 96、↑+−→−+∆HCl 2SO Na SO H NaCl 24242（浓） 97、O H 11C 12O H C 2SO H 11221142+−−−→−浓 第四章 碱金属第一节 钠98、O Na 2O Na 422→+ 99、222O Na O Na 2→+100、NaCl 2Cl Na 22−−→−+点燃 101、S Na S Na 22−−→−+研磨 102、↑+→+22H NaOH 2O H 2Na 2103、↑++→++242242H SO Na OH Cu CuSO O H 2Na 2）（ 第二节 钠的氧化物104、NaOH 2O H O Na 22→+105、↑+→+2222O NaOH 4O H 2O Na 2 106、3222CO Na CO O Na →+107、232222O CO Na 2CO 2O Na 2+→+108、O H NaCl 2HCl 2O Na 22+→+109、↑++→+2222O O H 2NaCl 4HCl 4O Na 110、O H CO NaCl 2HCl 2CO Na 2232+↑+→+111、OH CO NaCl HCl NaHCO 223+↑+→+ 112、O H CO CO Na NaHCO 222323+↑+−→−∆113、OH CO Na NaOH NaHCO 2323+−→−+∆114、O H 2CO Na CaCO OH Ca NaHCO 2232323++↓→+（少量））（ 115、O H NaOH CaCO OH Ca NaHCO 2323++↓→+（足量））（116、NaCl2BaCO BaCl CO Na 3232+↓→+6/15117、NaCl2CaCO CaCl CO Na 3232+↓→+118、OH 2CO 2CaCl HCl 2HCO Ca 22223+↑+→+）（119、O H 2CO Na CaCO NaOH 2HCO Ca 232323++↓→+）（120、OH SO NaCl HCl NaHSO 223+↑+→+第三节 碱金属元素121、O Li 2O Li 422−−→−+点燃122、22KO O K −−→−+点燃123、MX 2X M 22→+（M 表示氧族元素，X 代表卤族元素） 124、MH 2H M 22→+125、↑+→+22H MOH 2O H 2M 2第五章 物质结构 元素周期律本章内容、性质特殊，所有化学反应方程式均融在其他章节中。
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
氯离子的检验和卤族元素PPT精品课件
• “战争是人类有史以来除了和 平以外，惟一的生活状态。”
—— [古希腊] 修昔底德
知识回顾
1、哪一事件导致西欧形成了严格的等级制度？
查理·马特改革 2、西欧封建社会时期西欧最大的土地所 有者是谁？
基督教会
3、拜占廷帝国被哪个国家所灭？它的灭 亡留给我们怎样的启示？
奥斯曼土耳其
阅读课文思考：
成盐元素——卤素
1．概念 第ⅦA族的元素氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹 (At)都能与Na、K、Ca、Mg等金属化合生成盐，所以 统称为卤素(成盐元素之意)。
2．原子结构 ①结构相似性：最外层电子数均为7。 ②结构与元素性质的递变性：从F―→I，核电荷数逐渐增 多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减 弱，非金属性逐渐减弱。
本课主要介绍了古代世界的 哪些战争？
希波战争、亚历山大大帝东征 和罗马帝国的扩张战争
一、希波战争
根据书本提供的信息
找出希波战争的时间、交战国、主 要战役和结果
希腊
波斯帝国
一、希波战争
1、时
间： 公元前5世纪
2、交 战 国： 波斯
希腊
3、主要战役： 马拉松战役
4、结 果：
一、希波战争
1、时
间： 公元前5世纪
有一包白色固体，它可能含有KCl、K2CO3、KNO3中的一种 或几种，进行下列实验：
①溶于水，得无色溶液； ②往溶液中滴加AgNO3溶液，生成白色沉淀； ③再滴加稀硝酸，沉淀减少但不完全消失，同时有气泡生 成。
根据上述现象判断： (1)白色固体一定含有的成分是________，可能含有的成分是 ________。 (2)写出上述实验中有关反应的离子方程式________。
第14章卤素-2010
例如： 离子键 AlF3 b.p./℃ 1272 共价 型 AlCl3 AlBr3 AlI3 181 253 382
(4) 同一金属不同氧化值卤化物的性质和键型
键型:MXn中n从小到大,键的共价键成份增大 性质:熔沸点下降
Br-的鉴定 1、加入 AgNO3 生成淡黄色 AgBr 沉淀， 该沉淀不溶于 HCl 或 HNO3 中，微溶于浓 氨水 Ag++Br- = AgBr ↓ 2、加入新制氯水，振荡后再加入 CCl4 ， 继续振荡，无色 CCl4 层变为红棕色 Cl2+2Br- = 2Cl-+Br2
•I- 的鉴定
1. 加入 AgNO3 生成 AgI 黄色沉淀，该 沉 淀不溶于稀 HNO3 和浓 NH3 · 2O H Ag++I- = AgI ↓ 2. 加入新制氯水， I- 被氧化成浅棕色单质 I2 ，加入少量 CCl4 ， I2 溶于 CCl4 等有 机溶剂中，颜色由浅紫色到深紫色，现 象更明显 2I-+Cl2 = 2Cl-+I2 3. I2 遇淀粉显蓝色
2. 还原性
• 还原性的次序: HI>HBr>HCl>HF 问题: 如何解释上述规律? 3. 热稳定性
2HX
H2+X2
热稳定性依HF→HI逐渐减小: HF>HCl>HBr>HI HI最易分解 问题: 如何解释上述规律?
从两个角度来理解
• 有HX的生成焓衡量 HF HCl HBr HI △fH/kJ· -1 -271 -92.3 -36.4 26.5 mol 难易情况 难 易 • 由键能判断 从HF→HI键长逐渐增大,键能随之减小, 热稳定性减弱.
化学人教版(2019)必修第一册4.1.4卤族元素(共19张ppt)
渐
Br2
深红棕色（液加深体）
3.119 g/c增m3 （20℃大）
I2
紫黑色（固体）
4.93 g/cm3
熔点/℃
−219熔.6 点
−10逐1 渐
−7.2升高
113.5
沸点/℃
−188.1沸 点
−34.6逐 渐
58.78升高
184.4
物理性质：
有刺激性气味，有毒； 易溶于乙醇、苯、CCl4等有机溶剂, 在水中溶解度小。
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)√
训练验学
2.下列各组物质性质比较的表示中，正确的是( D )
A.还原性：HF>HCl>HBr>HI B.稳定性：HF<HCl<HBr<HI C.与水反应由易到难：Cl2>Br2>I2>F2 D.密度：F2<Cl2<Br2<I2
ห้องสมุดไป่ตู้
训练验学
3.下列有关第ⅦA族元素说法中不正确的是( B )
两极之间产生光源 导体器件
成一个扩散的白光
今天，我们就来学习卤族元素！
教师导学 卤族元素
卤族
自然界中都以
元素
化合态存在
放射性 元素
同伴助学 卤素单质的物理性质
卤素单质 颜色（常态）
密度
F2 淡黄绿色（气颜体） 1.69 g/L（1密5℃）
色
度
Cl2
黄绿色（气逐体） 3.124 g/L（逐0℃）
渐
同主族元素 (自上而下)
周期表 位置
电子层数 逐渐增多
原子半径 逐渐增大
原子 结构
失电子能力 逐渐增强
得电子能力 逐渐减弱
高中化学第一册 第四章 卤 素 第二节卤族元素(备课资料)
备课资料一、氟与人体健康在人体必需元素中，人体对氟的含量最为敏感，从满足对氟的需要到由于氟过多而中毒的量之间相差不多，因此氟对人体的安全范围比其他微量元素窄得多。
所以，要更加注意自然界、饮水及食物中含氟量对人体健康的影响，尤其是工业排放的氟对环境污染和给人类带来的危害。
人们对氟的生理需要量为0.5 mg·d－1~1 mg·d－1，一般情况下，每日摄入的氟大部分来自饮用水。
进入人体的氟并不能完全被吸收，不同状态的氟在人体内的吸收率也不一样，饮用水中氟有90%(质量分数)被吸收。
氟在人体中主要分布在骨骼、牙齿、指甲和毛发中，尤其以牙釉质中含量最多，氟的摄入量多少也表现在牙齿上。
当人体缺氟时，会患龋齿，氟多了又患斑釉齿，如果再多还会患氟骨症等一系列病。
如下表。
含氟量与人体健康龋齿就是俗称为虫牙的牙病，在儿童中最常见。
龋齿发生的原因并不是如通常所说的“糖吃多了，生了虫子，把牙蛀上了窟窿〞，而是由于缺氟。
在缺氟的情况下，牙齿的主要成分羟磷灰石［Ca5(OH)(PO4)3］容易受到酸类腐蚀；当人体内有充足氟时，就与羟磷灰石作用，取代其中的羟基而生成氟磷灰石［CaF2·Ca3(PO4)2］，这是构成牙釉质的基本成分，氟磷灰石光滑坚硬，耐酸耐磨。
另外氟还能抑制牙齿上残留食物的酸化，因此具有防龋作用。
斑釉质表现为牙釉面有缺乏光泽的白垩状斑块或黄褐色、黑色斑点，有的牙齿的形状还发生变化，如出现条状或点状凹陷。
斑釉质可能由于氟过多防碍了牙齿钙化酶的活性，使牙齿钙化不能正常进行，色素在牙釉质表面沉着使牙齿变色并发育不全。
市场上出售的氟化牙膏含有氟化钠或氟化锶等，有防龋作用，适用于缺氟地点。
是否需要选用这种牙膏最好听取卫生部门或牙医的建议。
二、碘化银与人工降雨大家知道，有雨必先有云，但有云不一定有雨。
自然界过冷云降雨(或雪)是由于云中除小水滴外，还有足够的冰晶——饱和水汽或过冷却水滴在冰核(不溶于水的尘粒)作用下凝华或冻结而形成的冰相胚胎。
河北省邢台市第二中学高一化学人教版必修二导学案：卤族元素的结构与性质(第3课时) PDF版
(2)与 H2 反应的难易及氢化物稳定性
随着原子序数的递增：
① 与 H2 反应越来越
，生成的氢化物的稳定性逐渐
，还原性逐渐
。
②氢化物都易溶于水，其水溶液酸性依次增强，氢化物中 HCl、HBr、HI 的熔、沸点依次升高。
(3)卤素单质与变价金属(如 Fe)反应时，F2、Cl2、Br2 生成高价卤化物(如 FeX3)，而 I2 只能生成
________________________________________________________________________。 (3)写出③→④的化学反应方程式：
________________________________________________________________________。 18.某溶液中 Cl－、Br－、I－的物质的量之比为 2∶3∶4。 (1)要使溶液中的 Cl－、Br－、I－的物质的量之比变为 4∶3∶2，则通入 Cl2 的物质的量与原溶液中 I－的物 质的量之比为_____。 (2)要使溶液中只有 Cl－和 Br－，而刚好没有 I－，则此时 Cl－和 Br－的物质的量之比为________。 (3)若要使溶液中只有 Cl－，则通入 Cl2 的物质的量和原溶液中 Br－的物质的量之比为__________。 19.下表为元素周期表的一部分。
编号：1.1.3 编制时间：2015.12 D.碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH
编制人：侯路霞
15.(1)向 NaBr 和 KI 的混合溶液中，通入足量的 Cl2 后，将溶液蒸干并灼烧，最后蒸发皿中剩余的物质是
________，写出反应的化学方程式：______________________________。
化学必修二元素周期表
本节要点
A
了解族与周期，掌握原子序数 与原子结构关系
掌握碱金属、卤素的结构特点、
B
化学性质、物理性质相似性、
递变性、特殊性
C
掌握原子的结构
D
熟练计算A、Z、N
E
熟练掌握同位素、元素、核素 的区别与联系
F
熟练掌握10电子、18电子微 粒
通式：2R + 2 H2O ＝ 2 ROH + H2↑
板书
递变性(Li-Cs)：
1
2
3
4
5
失e-能力增强
与氧气反应越来 越剧烈，产物越
来越复杂
与水或酸反应剧 烈程度增强
碱性增强：
LiOH<NaOH< 还原性（金属性）
KOH<RbOH<
增强
CsOH
6
板书
小试牛刀
C 下列关于铯及其化合物的说法中，不正确的是（ ）
第一章 物质结构 元 素周期律
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第一节 元素周 期表
汇报日期
元素周期表
A
元素周期表
B
元素周期表的编制
C
发明人：俄国化学家——门捷列夫 （按相对原子质量从小到大）
D
现行：按核电荷数从小到大（原 子核所带正电荷数）
原子序数与原子结构关系：
E
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核
F
外电子数
板书
1. 氢氧化铯是一种强碱，易溶于水 2. 铯与水反应十分剧烈，甚至发生爆炸 3. 碳酸铯用酒精灯加热可以生成氧化铯和CO2 4. 硫酸铯、碳酸铯、硝酸铯都是易溶于水
卤族元素——F Cl Br I (第VIIA族）
+9 2 7
第十三章：卤族元素
阳极： 2F F2 + 2e
阴极： 2HF2 2e H2 4F
电解质 钢阴极 碳阳极
化学方法 2KMnO4 +2KF+10HF+3H 2O=2K 2 MnF6 +8H 2O+3O2
SbCl5 5HF SbF5 5HCl
423K K 2 MnF6 + 2SbF5 2KSbF6 +MnF3 +1/2F2
3、卤化氢和氢卤酸的热稳定性
卤化氢的热稳定性是指其受热是否易分解为单质 热稳定性： HF > HCl > HBr > HI 四、 应用 以氢氟酸和盐酸有较大的实用意义。 *氢氟酸(或HF气体)能和SiO2反应生成气态SiF4： SO2 +4HF=SiF4 +2H2O CaSiO3 6HF CaF2 3H2O SiF4
氯在干燥的情况下不与铁作用 溴和碘在常温下可以和活泼金属直接作用，与其它金 属的反应需在加热情况下进行，反应不如F2、Cl2激烈， 与非金属作用不能氧化到最高价。
2P 3Br2 2PBr3 (无色发烟） 2P+3I2 2PI3(s) (红色）
2、 卤素与水的反应
氧化作用 2X2 + 2H2O= 4HX + O2 歧化反应 X2 + H2O H+ + X- +HXO
2、Cl2 （1）工业上，氯气是电解饱和食盐水溶液制烧碱的副 产品，也是氯化镁熔盐电解制镁以及电解熔融NaCl制 Na的副产品。 （2）实验室 氧化剂与浓盐酸反应
MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + C12 + 2H 2O
卤族元素知识点总结
第四章卤族元素知识点总结1、卤族元素包括F、Cl、Br、I，原子结构上的相同点是最外层都是7个电子，原子结构上的不同点是电子层数依次增加，原子半径依次增大。
其对应单质都是双原子分子，宏观物质是由肉眼看不到的微观粒子组成的，F2、Cl2、Br2、I2也不例外，其单质分别由大量的F2、Cl2、Br2、I2分子组成，将分子假象为无数个圆形小磁铁，磁铁越大分子间的吸引力自然越大，而其分子的大小关系是F2<Cl2<Br2<I2所以分子间的吸引力I2最大，I2分子间的距离也就越小，所以从F2到I2A：由于分子间的距离逐渐减小，所以分子排列越来越紧密，密度逐渐增大；B：假设分子颜色都相同，那么排列的越紧密颜色越深，所以颜色逐渐加深；C：随着分子间距离的减少其物态也由气态逐渐变化到固态；D：达到物质熔点和沸点必须增大粒子间距离，破坏分子间的吸引力，而分子间的吸引力是逐渐增大的，所以熔沸点是依次升高的；E：物质溶解在水中的实质就是其微粒分散到水分子之间，而由于吸引力的增大分散卤素微粒是越来越困难的，所以溶解度是依次降低的；F：由于原子半径的增大，核对最外层电子的吸引能力是逐渐减小的，抢电子能力减小也就是氧化性是逐渐降低的。
F2>O2>Cl2>浓硫酸>Br2>Fe3+>I2G：对应离子的还原性F-<Cl-<Br<Fe2+<I-<SO22、卤素化学性质递变的具体表现：A：与金属化合，F2、Cl2、Br2可以将金属氧化到最高价，而I2只能将铁氧化到+2价；所以FeCl2和FeI3都是不能由单质直接化合而得到的；B：与H2的化合，与H2化合越来越困难，生成的氢化物也越来越不稳定，（随着抢电子能力的减弱，抢氢的能力也降低）但酸性是逐渐增强的，因为氢越来越自由；C：与水的反应，由于F2的氧化性大于O2所以F2可以置换出水中的氧2F2+2H2O=4HF+O2其他卤素单质氧化性小于O2，发生的是歧化反应X2+H2O=HX+HXOD：卤素间的置换反应，由于氧化性Cl2>Br2>I2，所以氧化性强的卤素可以把氧化性弱的卤素的阴离子氧化成单质而置换出来，但是由于F2要先与水反应放出氧气，所以F2不会置换出其它卤素。
元素化学 第八章 卤族元素
Cl
17
-1，+1，+3， +5，+7
Br
35
-1，+1，3， +5，+7
I
53
-1，+1，+3， +5，+7
-100.99 -34.03 99 181 1251.1 348.4 3.2 240 1.36 0.09
-7.3 58.75 114 193 1139.8 324.2 2.8 190 1.09 0.21
例如：[CuCl4]2– + 4 H2O 深黄色
[Cu(H2O)4]2+ + 4 Cl– 蓝色
氟化物与氯化物的形成区域
离子型卤化物
分子型卤化物
离子型卤化物
分子型卤化物
金属卤化物的溶解性
•离子型卤化物大多易溶于水，共价型卤化物易溶于有机 溶剂; • 对于金属氟化物，因为 F– 离子的半径很小， Li 和碱土
稳定性递变规律？
•X- 外层具有 4 对孤对电子，可作为配位体与盐类化合物
•由于 X– 是硬酸，对外层电子的吸引较强，不易给出电子，
即使在配合物形成过程中，将电子对通过配位提供给中心 离子(形成体)， 也很容易重新将其配位电子夺回——。配 位化合物不是很稳定。一旦外界条件改变了， 则配合物 也就随之而分解。
常用浓度
有机物干扰
小
pH影响
小
大，> 8.5时 失效 不稳定，易 分解
小
大
稳定性
稳定
稳定
不稳定，易 燃易爆
二氧化氯的消毒剂
• 被联合国卫生组织（WHO）列为AⅠ级消毒剂 ； • 具有的强漂白和杀菌消毒能力，安全高效 ； • 良好的除臭与脱色能力、低浓度下高效杀菌和杀病 毒能力浓度为0.5-1mg/L时，1分钟可将水中99%的 细菌杀灭，灭菌效果为氯气的10倍 ； • pH范围广（6-10），不受水硬度和盐份多少的影 响，能维持长时间的杀菌作用，能高效率地消灭原 生动物、孢子、霉菌、水藻和生物膜； • 不生成氯代酚和三卤甲烷。甲烷
第14章卤素
半径最小，电负性最大的element，其单质是化学性质最 活泼的nonmetal，有很强的oxidation property。 φ(F2/F-)最大, F2是最强的oxidant, 最活泼的nonmetal。
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2、valence electron皆为7，但由于electronic shell数从 上到下依次增加，超过电荷增加的影响，故对应的 ionization energy，Electronegativity, electron affinity， 依次减小。单质的非金属性依次减弱，氟与氯之间有突 跃sudden difference。
3、单质氟的发现：从萤石(CaF2)的发现,到最活泼 的元素氟被征服足足化费了350年。科学家为此不屈不 挠地辛勤劳动,很多人由此而中剧毒,有的甚至贡献了他 们的生命,正象马克思所说的：“在科学上没有平坦的 大道，只有不畏劳苦沿着陡峭山路攀登的人,才有希望 达到光辉的顶点”。 法国人莫瓦桑（Henri Moissan 1852一1907）认真 总结了前人的经验教训，继续实验，但仍屡遭失败，其 间曾因中毒而中断了四次试验。 最后他将干燥的氢氟化钾溶于无水的氢氟酸中，以 此作为电解质，进行电解。在1886年第一次取得了单质 氟。因而摩瓦桑荣获了1906年诺贝尔化学奖。他却说： “氟夺去了我十年的生命”。 氟是人体的微量元素,但过多有害。如氟斑牙。
四、character of valence bond and oxidation state
价电子层 ns2↑↓ np5↑↓ ↑↓ ↑
1、单质分子X2中→非极性的共价键→非极性双原子分子。 2、X e X-(氧化态为-1的化合物)，如NaCl(离子键), HX(极性共价键), AgCl2-, CuCl42-, HgI42- (配位键) . 3、除氟外，氯溴碘可显正氧化态 （-1，0，+1, +3, +5, +7, 拆对）
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第14章 卤族元素[教学要求]1．掌握卤素单质、氢化物、含氧酸及其盐的结构、性质、制备和用途。
2．掌握用元素电势图判断卤素及其化合物的氧化还原性以及它们之间的相互转化关系。
3.了解氟的特殊性。
4.一般了解拟卤素的性质、卤素互化物和多卤化物的概念。
[教学重点]卤化氢、氢卤酸、卤化物、卤素互化物、多卤化物、含氧酸及其盐的性质。
[教学难点]含氧酸的氧化性及酸性变化规律[教学时数] 6学时[教学内容]14.1 卤素通性14.1.1卤族元素的性质变化卤素(VII) F Cl Br I价电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5共价半径/pm 64 99 114 133电负性 3.98 3.16 2.96 2.66第一电离能/kJ·mol-1 1681 1251 1140 1008电子亲和能/kJ·mol-1 -328 -349 -325 -295氧化值 -1， 1， 3， 5， 7同周期：最小的原子半径，最大的电子亲合势，最大的电离势，最大的电负性，非金属性最强。
同族：F的半径特别小，导致其电子亲合势相对较小、电离势相对很大、其离子的水合热很大，F2分子的离解能减小。
原因：氟原子半径特别小，其非键电子斥力大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原子的特殊性导致其单质和化合物性质上的特殊性。
Cl、Br、I性质相似，F相对较为特殊。
成键特征氧化数为-1时：离子键、极性共价键。
氧化数为0时：非极性共价键。
氧化数为正值时：极性共价键。
14.1.2 卤素的存在氟：萤石（CaF2）, 冰晶石（NaAlF6）, 氟磷灰石（[Ca10F2(PO4)6]3）氯：盐，湖\海\井\岩盐溴：海水碘：海洋生物，智利硝石14.1.2 卤素的电势图: P45514.1.3 应用氟：氟化剂；利用UF6分离235U,238U; 制冷剂、杀虫剂、清洗剂等；氟化玻璃做光导纤维；医用：氟化烃－血液替代品；生理作用。
氯：农药，染料，试剂，消毒剂等溴：医药，感光材料，阻燃剂（磷酸二溴代丙三酯）碘：人工降雨，医药。
14.2 卤素单质14.2.1.卤素单质的物理性质1．（常温）卤素单质颜色F2（g）浅黄绿 Cl2(g)黄绿 Br2（l）红棕 I2（s）紫非透明物质的颜色：物质对可见光全吸收——黑色；完全不吸收——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。
X2吸收特定波长的光，发生光学跃迁，显示互补色。
卤素气态吸收可见光涉及电子跃迁：( π*np) 4 ( σ*np)0→ ( π*np) 3 ( σ*np)1随着卤素原子半径增大激发电子所需能量降低。
物质选择吸收光波长与① I2分子对电子结合松紧有关；半径大，I2π5p*与σ5p*之间的能量差小，电子易激发，激发需能量小，吸收波长大的黄光，因而呈紫色。
F2吸收波长小的紫光，因而呈黄色。
② 溶剂有关。
溴：水（黄）有机溶剂（黄－棕红）碘：水（深黄色）介电常数小的CCl4,CS2（分子状态紫色）2．卤素在水中溶解度2F2 +2H2O = 4HF + O220℃、1P0下水中溶解度（g/100gH2O）:Cl2(g) ：0.73， Br2(l)：3.52， I2(s)：0.0293．碘在溶剂中的溶剂化作用有的溶剂是Lewis碱，而I2是Lewis酸: x H2O+ I2 → I2 (溶剂化物)I2-CCl4溶液紫色，接近I2（s），表明CCL4对I2溶剂化作用很弱。
14.2.2.卤素单质的化学性质1.与金属的反应 F2: 在任何温度下都可与金属直接化合，生成高价氟化物， F2与Cu、Ni、Mg作用时由于金属表面生成一薄层氟化物致密保护膜而中止反应，所以 F2 可储存Cu、Ni、Mg或合金制成的容器中.Cl2: 可与各种金属作用，但干燥的Cl2不与Fe反应，因此Cl2可储存在铁罐中。
Br2、I2: 常温下只能与活泼金属作用，与不活泼金属只有加热条件下反应。
2.与非金属反应F2： 除O2、N2、稀有气体He、Ne外，可与所有非金属作用，直接化合成高价氟化物。
低温下可与C、Si、S、P猛烈反应，生成氟化物大多具有挥发性。
Cl2：也能与大多数非金属单质直接作用，但不及F2激烈。
Br2和I2：反应不如F2、Cl2激烈，与非金属作用不能氧化到最高价。
3.与H2的反应 F2：低温黑暗中即可与H2直接化合放出大量热导致爆炸。
Cl2：常温下与H2缓慢反应，但强光照时发生爆炸的链鎖反应。
如点燃或光照时： H2 + Cl2 → 2HCl①、Cl2 + hν → 2Cl*（活化原子）②、Cl* + H2 → HCl + H*③、H* + Cl2 → HCl + Cl*光化学反应、链锁反应。
但高温下HBr不稳定，易分解。
HI更易分解，所以它们H2反应不完全.4、与水的反应a、氧化水： 2X2+2H2O→4H++4X-+O2↑F2反应的程度最大，Cl2、Br2反应的程度很小，I2不能进行上述反应。
酸度的影响：F2、Cl2在酸性溶液中就能氧化水，Br2可在pH>3时氧化水，I2可在pH>12时氧化水。
b、水解(歧化)： X2+H2O→H++X-+HXOF2不进行此反应。
K Cl2=4.2×10-4、K Br2=7.2×10-9、K I2=2×10-13可见Cl2部分水解，Br2、I2水解程度更小,加碱有利于水解.5、与碱反应X2 + 2 OH- = X- + XO- + H2O3X2 + 6OH- = 5X- + XO3- + 3H2OCl2 70℃时后一反应才进行得很快；Br2 0℃时后一反应才较缓慢；I2 0℃时后一反应也进行得很快。
卤素间的差异：F2不歧化，Cl2在常温以下生成次酸盐，稍高温度生成氯酸盐，Br2,I2通常生成卤酸盐。
F2：氧化OH-离子(依[OH-]不同产物不同)。
P4592F2+2OH-(2%) ===2F- + OF2 + H2O当溶液较浓时： 2F2+4OH- === 4F- + O2 + 2H2O14-2-3、卤素的制备和用途制备过程： 2X- - 2e → X2X-还原能力：F- < Cl- < Br- < I-一、氟的制备φθF2/ F- =2.87V。
F-是最弱的还原剂，没有氧化剂能氧化F-离子。
F2的制备只能采用电解的方法。
二、氯的制备两种情况：少量Cl2用氧化剂氧化制备（实验室）；大量Cl2用电解的方法（工业）。
三、溴和碘的制备采用普通氧化剂氧化的方法。
14-3 氟氯溴碘的化合物14-3-1、卤化氢和氢卤酸一、制备：a、直接合成（HCl）b、复分解反应（MX + H+ → M+ + HX↑)不易挥发的高沸点酸：H2SO4(HF、HCl)、H3PO4(HBr、HI)。
不能用复分解反应制 HBr HIc、非金属卤化物水解（HBr、HI）d、碳氢化物的卤化(不能制HI)e、其它方法二、性质a、物理性质：P.463HF分子的特殊性。
b、化学性质卤化氢在水中：HX → H+ + X-化学性质主要表现为：酸性和还原性。
1、酸性酸性变化顺序为：HI>HBr>HCl>HF。
A、酸强度的定性解释：酸强度的衡量：酸分子给出H+的难易程度。
从静电作用考虑，与H+直接相连的原子的电子密度是决定无机酸强度的直接原因。
结论：原子的电子密度越低，对H+的吸引力越弱， H+越易释放出来，酸性越强。
原子的电子密度越高，对H+的吸引力越强， H+越难释放出来，酸性越弱。
原子电子密度大小的决定因素：原子所带电荷数及原子体积。
氢卤酸酸强度的定性解释：负电荷：电负性大小顺序：F>Cl>Br>I，与氢原子结合时，卤素原子所带负电荷的大小顺序为： F>Cl>Br>I。
体积： F<Cl<Br<I原子的电子密度： F>Cl>Br>I酸性： HI>HBr>HCl>HF 。
推广：同族元素氢化物的酸性随原子序数的增大而增强。
酸性顺序：H2O<H2S<H2Se<H2TeB、酸强度的定量讨论由下式计算：△rGθ=△rHθ– T△rSθ= - RTlnKθ分析影响△rHθ的大小因素。
P2 氢氟酸的特殊性：（1）弱酸（2）与SiO2或硅酸盐反应SiO2(s) + 4HF(g) = SiF4(g)+2H2O(g)原因：Si-F键能大（- 590 kJ·mol-1）SiO2(s) + 4HCl (g)= SiCl4(g) + 2H2O(g)HF（aq）用塑料瓶保存。
（3）浓HF，较强酸HF = H+ + F- K1 = 6.3×10-4HF + F- = HF2- K2 = 5.23、氢卤酸在一定压力下组成恒沸溶液：恒沸溶液：在一定条件下，当某些溶液的组成与其处于平衡状态的蒸气组成相同时，其沸点保持恒定的溶液。
4、还原性还原能力：F- < Cl- < Br- < I-。
HI在常温下可以被溶液中的氧气氧化：4H+ + 4I- + O2 → 2I2 + 2H2OHBr也可进行上述反应，但程度很小，速度也慢。
HCl不能进行上述反应，可被一些强氧化剂氧化。
HX中，以HCl最重要，是常见强酸之一。
14-3-2 卤化物 卤素互化物 多卤化物一、卤化物卤化物：卤素与电负性较小的元素形成的化合物。
(1) 卤化物的分类金属卤化物：非金属卤化物：BF3，SiF4等（2）卤化物的性质：性质： 离子型 共价型熔点： 高 低溶解性： 大多易溶于水 易溶于有机溶剂导电性：水溶液，熔融导电 无导电性金属卤化物 非金属卤化物水解性：对应氢氧化物不 水解易,是强碱的都易水 产物为两种酸解,产物为氢氧 BX3,SiX4,PCl3化物或碱式盐 NCl3记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOCl(3) 卤化物的键型及性质的递变规律：同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降。
例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径的增大，极化率增大,共价成分增多。
例如： 离子键 共 价 型AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3b.p./℃ 1272 181 253 382ⅠA的卤化物均为离子键型，随着离子半径的减小，晶格能增大，熔沸点增大。
例如： NaF NaCl NaBr NaIm.p./℃ 996 801 755 660同一金属不同氧化值：高氧化值的卤化物共价性显著，熔沸点相对较低。
例如： SnCl2 SnCl4 ； SbCl3 SbCl5二、卤素互化物由不同卤素原子之间形成的化合物。