第九章p区元素-卤素资料
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p区元素概述与卤素解析
第十二章
第二节 卤素
12-2-1 卤族元素通性 卤素，希腊文原义为成盐元素
ⅢA
2
B硼
3
Al 铝
4
Ga 镓
5
In 铟
6
Tl 铊
ⅣA C碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅
ⅤA
ⅥA
N氮
O氧
P磷
S硫
As 砷
Se 硒
Sb 锑
Te 碲
Bi 铋
Po
ⅦA F氟 Cl 氯 Br 溴 I碘 At 砹
0 He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
12-2-2 卤族单质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体 均为双分子 (∵具有稳定的8电子构型及较高的键能) 熔点/℃ -219.6 -101 –7.2 113.5
沸点/℃ -188 -34.6 58.76 184.3
1.物理性质
在周期表中，整族是双原子分子的只有卤素 熔、沸点升高
E (Fe3+/Fe2+)=0.779V
[1]与H2反应
2.化学性质
氧化性
1
2
F2 > Cl2 > Br2 > I2
X2 + e- → X-
X2 + H2 → 2HX
卤素 F2 Cl2 Br2 I2
反应条件
阴冷
常温 强光照射
常温 600C
高温
反应速率与程度 爆炸、放出大量热
缓慢 爆炸
不如氯 明显
缓慢
非金属元素还具有负氧化数
ⅢA
2
B硼
3
Al 铝
4
p区非金属元素(一)(卤素、氧、硫)(3学时)
p区非金属元素(一)(卤素、氧、硫)(3学时)
卤素是无机元素，它的原子结构由海德兰（Heldelberg）系统中的17种元素构成，
这些元素包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和氙（Xe）。
在常温常压下，它
们分别以气体、液体和固体的形式存在。
除了碘外，卤素之间互相极其易溶，但已知性质
又有很大的不同。
由于卤素具有高的电负性，它们能够通过组装到多种特定的构型中形成电离软下化合物，如盐和硫酸盐。
因此，它们不仅可以提供对多种非金属元素的易溶性，还可以提供其
他种类的化学反应。
卤素最初发现于18月，由爱因斯坦（Einstein）等人发现，被称为“阿里斯王子”（Prince Albert）。
在20世纪开始以来，卤素则被广泛应用于农业、工业和放射性元素
提取等领域，包括催化芳烃反应、用合成药物等。
此外，卤素还有重要的作用，特别是当与其他物质（如氧、硫等元素）结合时，能够
丰富和改善空气质量。
例如，氯可以与水混合形成消毒剂，用于净化水；溴可以与水混合
形成净化剂，可用于净化工厂污水、污泥等；硫也可以改善空气质量，用于降低空气污染。
由于其许多特性，卤素对当今社会至关重要，它给改善生活质量和保护环境带来巨大
的贡献。
因此，在未来，卤素将继续被广泛应用于许多领域，并将一直是人类发展的重要
元素。
p区元素
Te
-2,0,+2,+4,+6
3.44 141.0 -780.7 142
由大到小变化 2.58 2.55
2.10 190.1 ------126
单键解离能/kJ· mol-1
200.4 -590.4 268
195.0 -420.5 172
第二周期元素 – O的特殊性
1.主要氧化数: O基本为-2 例外： -1 +1 H2O2 O2F2 2.解离能：O-O<S-S 3.第一电子亲和势: O<S>Se>Te 二 化合物 1. 过氧化氢 +2 OF2
小→大 大→小 -58 3.04 74 2.19 77 2.18 101 2.05 100 2.02
第一电子亲 和势/ kJ.mol-1
电负性
思考：为什么在A~VA族中，由上至下低氧化值比高氧化 值化合物稳定？ (惰性电子对效应)
二 化合物
1 氨和铵盐 (1) 氨 它呈三角锥形结构，常温下是刺激性气体。
2HBrO3 + Cl2
2HClO3+Br2
酸性稀溶液中也属于强氧化剂，水溶液中氧化性不明显。 c 卤酸盐的热稳定性高于相应的酸，它们分解反应方式受 催化剂和温度影响而不同。
2KClO3
2KClO3 (3) 高卤酸及其盐
200℃左右 MnO2
2KCl +3O2
3KClO4 + KCl
480℃左右
a 酸性： HClO4(无机酸中最强酸)>HBrO4>HIO4 b 氧化性：HBrO4>HIO4>HClO4； 浓热HClO4 >稀冷HClO4。 c 高卤酸盐热稳定性高于相应酸。
无机化学(药学类)第九章 p区元素-卤素
② 与SiO2或硅酸盐反应 SiO2(s) + 4HF = SiF4 ↑+2H2O
CaSiO3 + 6HF =CaF2+ SiF4 ↑ +3H2O 因此，HF(aq)和NH4F均要用塑料瓶保存。
四、卤素的含氧酸及其盐
• 卤素含氧酸的结构：
1.次氯酸及其盐
(1) 常见反应：Cl2+H2O=HCl+HClO Cl2+Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
Ca(ClO)2=CaCl2+O2 ↑ (分解)
2. 氯酸及其盐
(1) 氯酸的制备 MnO2+4HCl浓=MnCl2+Cl2↑+H2O 3Cl2+6KOH=KClO3+5KCl+3H2O(60～70℃) (2) KClO3的氧化性
KClO3+6HCl浓=KCl+3Cl2 ↑ +3H2O
KClO3+6KI+3H2SO4=KCl+3I2+3K2SO4 Nhomakorabea3H2O
卤素通性
1. 价层电子构型ns2np5,卤素原子易得一电子形成 X-,卤素单质都是强氧化剂。 2. 与同周期元素相比,卤素的核电荷大,半径小,电 离能(I) 大,电子亲合能(A)大,电负性(X)大, －－“四大一小” 。 3. 同族,因自上而下半径增大,电离能(I)减少,电子 亲合能(A)减少,电负性(X)减少,非金属性减少, －－“一大引起四小” 。 4. 除氟以外,卤素可形成更高氧化态 (+Ⅰ,+Ⅲ,+Ⅴ,+Ⅶ)
KClO3+KI+H2O→不反应
※区别两者的经典方法： 氯酸在中性条件下不发生氧-还反应; 次氯酸在中性介质中发生氧-还反应。
p区元素PPT课件
I2微溶于水，加入KI则溶解度增大：
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl
P区非金属元素：卤素 氧 硫 氮 磷 硅 硼
7.3 P区非金属元素：卤素 氧 硫 氮 磷 硅 硼一、实验目的1.掌握卤素离子及S2-的还原性；2.掌握氯和氮的含氧酸、含氧酸盐的氧化性、热稳定性；3.掌握H2O2的氧化还原性和不同价态硫的化合物的性质；4.掌握磷酸盐的重要性质；5.掌握硅酸、硼酸的重要性质。
二、实验原理卤素(氟、氯、溴、碘)、氧、硫、氮、磷、硅、硼均为P区非金属元素。
卤素单质都是强氧化剂，其氧化性顺序为F2 > Cl2 > Br2 > I2；而卤素离子的还原性顺序恰好相反，为F-< Cl-< Br-< I-。
相关标准电极电位如下： 电对F2／F-Cl2／Cl-Br2／Br-I2／I-E°／V 2.87 1.36 1.065 0.535卤素单质的氧化性和X-1的还原性请同时参考“氧化还原反应和电化学”实验。
氧的性质活波，形成为数众多的化合物，它们是元素化学的重点。
过氧化氢是经常使用的氧化剂，其水溶液比较稳定，但光、热、金属离子的存在或者增加溶液的碱性都可以加速其分解。
除具有氧化性外，过氧化氢又有还原性。
把过氧化氢加入重铬酸钾的酸性溶液中得到一种美丽的蓝色化合物。
该化合物可以被乙醚萃取而得到稳定。
蓝色化合物为过氧化铬Cr(O2)2O，可以与溶液中的过量的过氧化氢反应而被分解。
2Cr(η2-O2)2O + 7H2O2+ 6H+= 2Cr3+ + 7O2 + 10H2O硫单质表现为既有氧化性又有还原性、磷单质则基本表现为还原性。
由于S2-具有较大的变形性，所以和多种金属离子生成颜色不同，溶解度不同的金属硫化物。
例如，Na2S可溶于水；ZnS（白色）难溶于水，易溶于稀盐酸；CdS（黄色）不溶于稀盐酸，易溶于较浓盐酸；CuS（黑色）不溶于盐酸，可溶于硝酸；HgS （黑色）不溶于硝酸，可溶于王水。
依据金属硫化物溶解度和颜色的不同，可分离和鉴定金属离子．在含氧酸和含氧酸盐中，卤素（氟除外）和氮的含氧酸及其盐都具有相当强的氧化性和热不稳定性，因而许多氯酸盐、次氯酸盐、亚硝酸盐都是常用的氧化剂．卤素单质的歧化反应较硫、氮、磷更易于进行，这是卤素的一个重要性质。
第九章 p区元素
• 3.第二周期和第四周期p区元素性质的特殊性 • 第二周期 • p区元素的第二周期显示出反常性 • ①半径较小、电负性较大，获得电子的能力较强，形成共价键的 趋势大。 • ②与第三周期元素相比，它们的原子半径较小，成键时键长较短， 参与成键的电子之间的排斥力较大，导致单键键能较小，这与同 族元素中单键键能从上到下依次递减的规律不符。
X2 氧化性： X- 还原性： 结论： 强 弱 弱 强
氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。
与H2O反应：
4HX O2 氧化反应： X2 2H2O 激烈程度 F2 Cl 2 Br2 X2 H2O HXO HX 歧化反应： Cl 2 Br2 I 2
K (Cl2 ) 4.210
• 第四周期
• 第四周期由于 d 电子的填入，除原子半径明显减小以外，也导致 其性质的异常。在第ⅦA族元素的含氧酸中，溴酸、高溴酸的氧 化性均较氯酸、高氯酸强。
• 4.p区元素的生物学效应 • P区元素中有很多属于人体的必需元素，包括12种常量元素中的7 种（O、C、N、P、S、Cl、Si）和13种人体必需微量元素中的五 种（Sn、F、Se和As）。但有些元素具有明显的毒性，如Pb、Tl 等。有很多元素及其化合物可以作为药物应用。
• 2.原子半径 • 同一周期中，原子半径随原子序数的增加而减小。 • 同一族中各元素价层电子数相同，第一个元素的原子电负性最大， 半径最小，得电子能力最强，随着原子序数的增加，电子层数增 加，原子半径逐渐增加。原子半径越大，元素得电子能力减弱， 元素得非金属也随之增加，金属性增加。P区各族元素都是从特 征的非金属元素开始，逐渐过渡到金属元素。
• 2.影响含氧酸氧化能力的因素 • （1）中心原子结合电子的能力：含氧酸的还原过程是中心原子 接受电子，氧化数降低的过程。因此中心原子结合电子的能力越 强，越容易被还原，含氧酸的氧化能力就越强。
第九章 p区元素
2.价电子层中有一个成单的p电子，可与其它原子共 用电子，形成一个极性共价键或非极性共价键。 3.除氟外，氯、溴和碘均可显正氧化数 （+1，+3，+5，+7），形成极性共价键。
26
（三）卤素的自由能氧化态图（P229）
元素自由能氧化态
图的用途：
G/F(V)
1.判断同一元素不
12
——酸 性 介 质
-----碱 性 介 质
p区元素在周期表中的位置
p区元素：ns2np1~6，IIIA~VIIIA。 P区
3
第一节 p区元素概述
一、原子结构特征与元素的性质 1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6。 氧化态：多数p区元素有多种氧化态。 同一族，从上到下，元素最高氧化态的稳定性 依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
卤素分子轨道： (σns)2 (σ*ns)2 (σnp)2(πnp)4 (π*np)4
（二）化学性质 1.与单质反应
a.与金属作用
氟、氯与所有金属作用；溴和碘常温与活泼金属 反应与其它金属需加热。
b.与非金属作用
氟与除氧和氮外所有非金属作用； 氯与大多数非金属单质直接化合。
32
c.与H2反应 卤素单质都能与氢反应：X2 + H2 → 2HX
34
3.与水反应
(1) 对水的氧化作用 2X2 +2H2O ＝4H+ +4X- +O2
(2) 歧化反应
X2 +H2O＝H+ +X- +HXO
3HXO＝2HX- +HXO3 氟不发生歧化反应。加碱或升温有利于歧化反应。
35
三、卤化物 （一）卤化氢和氢卤酸
26
（三）卤素的自由能氧化态图（P229）
元素自由能氧化态
图的用途：
G/F(V)
1.判断同一元素不
12
——酸 性 介 质
-----碱 性 介 质
p区元素在周期表中的位置
p区元素：ns2np1~6，IIIA~VIIIA。 P区
3
第一节 p区元素概述
一、原子结构特征与元素的性质 1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6。 氧化态：多数p区元素有多种氧化态。 同一族，从上到下，元素最高氧化态的稳定性 依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
卤素分子轨道： (σns)2 (σ*ns)2 (σnp)2(πnp)4 (π*np)4
（二）化学性质 1.与单质反应
a.与金属作用
氟、氯与所有金属作用；溴和碘常温与活泼金属 反应与其它金属需加热。
b.与非金属作用
氟与除氧和氮外所有非金属作用； 氯与大多数非金属单质直接化合。
32
c.与H2反应 卤素单质都能与氢反应：X2 + H2 → 2HX
34
3.与水反应
(1) 对水的氧化作用 2X2 +2H2O ＝4H+ +4X- +O2
(2) 歧化反应
X2 +H2O＝H+ +X- +HXO
3HXO＝2HX- +HXO3 氟不发生歧化反应。加碱或升温有利于歧化反应。
35
三、卤化物 （一）卤化氢和氢卤酸
无机化学 9p区元素_卤素 类卤素 臭氧
Cr2O72－ + H2O2 + 8H+ = 2Cr3++ 5H2O +2O2
Cr3+ + H2O2 + OH－ →CrO42－ + H2O
7
硫的含氧化合物 （一） 二氧化硫、亚硫酸和亚硫酸盐
1. SO2的结构 S: sp2杂化， 类似O3的结构 物理性质
2＋ 1
4 3
无色、有刺激臭味气体；极性分子，极易液 化 在水中的溶解度很大，其水溶液称为亚硫酸
P OH OH
OH H
H
9
（3）Bi(V)的强氧化性
Bi(OH)3+Cl2 +3NaOH=NaBiO3 +2NaCl +3H2O 5 NaBiO3(s) + 2 Mn2+ + 14 H+ = 土黄色,不溶 5 Bi3++3 Na+ + 3 MnO4- +7 H2O
紫红色
用于定性鉴定Mn2+
10
类卤素主要包括：
氰 (CN)2 硫氰 (SCN)2 氧氰(OCN)2
3
六、常见卤素离子的鉴定和常用药物
1. 常见卤素离子的鉴定（ Cl- 、Br-、I-、CN-） (1) 沉淀反应
Cl- + Ag+ = AgCl↓ I- + Ag+ = AgI ↓ Br- + Ag+ = AgBr ↓
AgCl、 AgBr、 AgI的溶度积依次减小， AgCl易溶于 氨水， AgBr微溶于氨水，AgI不溶于氨水 AgCl+2NH3→Ag[(NH3)2]++Cl-
p区非金属元素Ⅰ 卤素、氧、硫
F [He]2s22p5
Cl [Ne]3s23p5 Br [Ar]4s24p5 I [Ar]4s24p5 At [Ar]4s24p5
-1,0,
-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+
卤素的一些重要性质
p区非金属元素Ⅰ 卤素、氧、硫
实验目的 1.掌握卤素及含氧酸盐的氧化性，卤素离子的 还原性，次氯酸盐、氯酸盐强氧化性的区别。 2.掌握氯气、次氯酸盐、氯酸盐的制备方法。 了解氯、溴及氯酸钾的安全操作。 3.掌握H2O2及不同氧化态硫化合物的主要性质。
卤素
卤素(Halogen)这一词的希腊文原意是成盐元 素。周期系第ⅦA族元素，包括了氟(Fluorine) 、氯(Chlorine)、溴(Bromine)、碘(Iodine)和砹 (Astatine)。 电子构型 氧化态
除去沉淀后的溶液含有6～8%的H2O2
一、氯酸钾和次氯酸钠的制备
Cl2、Br2、I2的氧化性 Cl—、Br—、I—的还原性
次氯酸钠的氧化性
氯酸钾的氧化性
H2O2的性质
H2O2的鉴定
氧族元素基本性质
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
无机化学p区元素卤素类卤素臭氧
6
H2O2的定性检测 4H2O2+Cr2O72ˉ+2H+ = 2CrO5+5H2O (乙醚或戊醇中,蓝色)
CrO5遇酸易分解： 4CrO5 + 12H+ = 4Cr3+ + 7O2↑+ 6H2O
CrO5结构：化合价为+6
水相: 2CrO5+ 7H2O2+ 6H+ = 7O2+ 10H2O + 2Cr3+(蓝绿) Cr2O72－ + H2O2 + 8H+ = 2Cr3++ 5H2O +2O2
Cr3+ + H2O2 + OH－ →CrO42－ + H2O
7
硫的含氧化合物
（一） 二氧化硫、亚硫酸和亚硫酸盐
1. SO2的结构
S: sp2杂化， 类似O3的结构
物理性质
2＋1
4 3
无色、有刺激臭味气体；极性分子，极易液 化
在水中的溶解度很大，其水溶液称为亚硫酸
8
3. 磷的含氧酸及其盐
6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
1
氯的含氧酸及其盐某些性质变化的一般规律
氧 HClO＜ HClO2 ＜ HClO3＜ HClO4
热 稳
化 性
(弱酸)
(中强酸)
(强酸) (最强酸)
定 性
减 弱
酸性增强
增 大
热稳定性增大，氧化性减弱
MClO MClO2 MClO3 MClO4
紫红色
用于定性鉴定Mn2+
10
AlCl3中铝为不等性sp3杂化
11
H2O2的定性检测 4H2O2+Cr2O72ˉ+2H+ = 2CrO5+5H2O (乙醚或戊醇中,蓝色)
CrO5遇酸易分解： 4CrO5 + 12H+ = 4Cr3+ + 7O2↑+ 6H2O
CrO5结构：化合价为+6
水相: 2CrO5+ 7H2O2+ 6H+ = 7O2+ 10H2O + 2Cr3+(蓝绿) Cr2O72－ + H2O2 + 8H+ = 2Cr3++ 5H2O +2O2
Cr3+ + H2O2 + OH－ →CrO42－ + H2O
7
硫的含氧化合物
（一） 二氧化硫、亚硫酸和亚硫酸盐
1. SO2的结构
S: sp2杂化， 类似O3的结构
物理性质
2＋1
4 3
无色、有刺激臭味气体；极性分子，极易液 化
在水中的溶解度很大，其水溶液称为亚硫酸
8
3. 磷的含氧酸及其盐
6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
1
氯的含氧酸及其盐某些性质变化的一般规律
氧 HClO＜ HClO2 ＜ HClO3＜ HClO4
热 稳
化 性
(弱酸)
(中强酸)
(强酸) (最强酸)
定 性
减 弱
酸性增强
增 大
热稳定性增大，氧化性减弱
MClO MClO2 MClO3 MClO4
紫红色
用于定性鉴定Mn2+
10
AlCl3中铝为不等性sp3杂化
11
卤素报告资料
卤素化合物在化工领域的应用
卤素化合物在制药领域的应用
• 制备卤化氢：氢氟酸、氢氯酸、氢溴酸
• 药物原料：氟尿嘧啶、氯霉素、溴化钾
• 制备卤化碳：四氯化碳、四溴化碳
• 药物辅料：碘化钾、碘酸钙
• 制备卤化硫：六氟化硫
• 药物中间体：氯化亚砜、溴化氢酸
卤素化合物在其他新兴领域的应用及潜力
卤素化合物在新能源领域的应用
• 皮肤接触：工业生产、生活污水
卤素化合物的风险分析
• 健康风险：氟中毒、氯中毒、溴中毒、碘中毒
• 生态风险：水体污染、土壤污染、生物死亡
• 社会风险：经济损失、社会影响
卤素的安全防护与风险控制措施
卤素的安全防护
卤素的风险控制措施
• 佩戴口罩：防止吸入
• 加强监测：监测大气、水体、土壤污染
• 穿戴防护服：防止皮肤接触
• 氧化性：F最强，I最弱
• 与金属反应：生成卤化金属
• 与非金属反应：生成卤化氢
03
卤素元素的物理性质
• 密度：F最大，I最小
• 熔沸点：F最高，I最低
• 挥发性：F最高，I最低
• 颜色：F无色，Cl绿，Br红棕，I紫黑
卤素元素在元素周期表中的位置及其与其他元素的关系
卤素元素在元素周期表中的位置
• 污染治理：治理工业废气、废水、废渣
• 饮食安全：避免食用污染食物
• 健康教育：提高公众安全意识
• 政策法规：制定排放标准、安全法规
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谢谢观看
DOCS
• 水生生物：氟化物、氯化物污染导致生物死亡
• 氯：过量摄入导致氯中毒
• 农作物：氟化物、氯化物污染导致生长受阻
p区元素知识归纳及解题分析--课件
卤素 一、通性
1、卤素元素在化合物中的氧化态
ns2 np5 （1）正常氧化态 F(-I)、其他(+I, +III, +V, +VII含氧酸和卤素互化物) （2）特殊氧化态 +I：I2+AgClO4=AgI+IClO4（氯仿或甲苯作溶剂） +IV：ClO2，形成大键，35。 Cl2O4，非二聚体。 Cl2O6，无大键。
2、卤素间的置换反应 （1）从卤化物置换：Cl2>Br2>I2 氯气过量时，可将碘离子氧化成碘酸
3Cl2+I+3H2O=IO3+6Cl+6H+ （2）从卤酸盐置换：I2>Cl2>Br2 BrO3/Br2：1.52； ClO3/Cl2：1.47； IO3/I2：1.19
3、制备 （1）电解法制备Cl2和F2 为什么加入KF和LiF？ 阳极（石墨）：2F=F2+2e 阴极（钢电解槽）：2HF2+2e=H2+4F 为什么用镍或镍的合金贮存、运输F2？ （2）化学法 F2： 2KMnO4+2KF+10HF+3H2O2=2K2MnF6↓+8H2O+3O2 SbCl5 + 5HF=SbF5 + 5HCl 2K2MnF6 + 4SbF5=2KSbF6 + 2MnF3 + F2 Cl2：纯化水，然后浓硫酸或氯化钙或五氧化二磷 Br2：流程 I2：顺序
写出(SCN)2与NaOH的反应式，说明(SCN)2能否称为 拟卤素？
(SCN)2+6OH-=3SCN-+3OSCN-+3H2O
3OSCN-+2OH-=CN-+SO42-+2SCN-+H2O
1、卤素元素在化合物中的氧化态
ns2 np5 （1）正常氧化态 F(-I)、其他(+I, +III, +V, +VII含氧酸和卤素互化物) （2）特殊氧化态 +I：I2+AgClO4=AgI+IClO4（氯仿或甲苯作溶剂） +IV：ClO2，形成大键，35。 Cl2O4，非二聚体。 Cl2O6，无大键。
2、卤素间的置换反应 （1）从卤化物置换：Cl2>Br2>I2 氯气过量时，可将碘离子氧化成碘酸
3Cl2+I+3H2O=IO3+6Cl+6H+ （2）从卤酸盐置换：I2>Cl2>Br2 BrO3/Br2：1.52； ClO3/Cl2：1.47； IO3/I2：1.19
3、制备 （1）电解法制备Cl2和F2 为什么加入KF和LiF？ 阳极（石墨）：2F=F2+2e 阴极（钢电解槽）：2HF2+2e=H2+4F 为什么用镍或镍的合金贮存、运输F2？ （2）化学法 F2： 2KMnO4+2KF+10HF+3H2O2=2K2MnF6↓+8H2O+3O2 SbCl5 + 5HF=SbF5 + 5HCl 2K2MnF6 + 4SbF5=2KSbF6 + 2MnF3 + F2 Cl2：纯化水，然后浓硫酸或氯化钙或五氧化二磷 Br2：流程 I2：顺序
写出(SCN)2与NaOH的反应式，说明(SCN)2能否称为 拟卤素？
(SCN)2+6OH-=3SCN-+3OSCN-+3H2O
3OSCN-+2OH-=CN-+SO42-+2SCN-+H2O
P区元素——精选推荐
P区元素一、卤素单质（氟、氯、溴、碘、砹）⒈卤素单质的物理性质⒉卤素单质的化学性质卤素是很活泼的非金属元素。
卤素单质具有很强的氧化性，能与大多数元素直接化合。
例如：位于前面的卤素单质可以氧化后面卤素的阴离子。
Cl2 + 2Br-→ 2Cl- + Br2★卤素与水反应分为两类：氧化反应：2X2 + 2H2O → 4X- + 4H+ + O2激烈程度：F2＞Cl2＞Br2，碘不发生此类反应。
歧化反应：可见，反应进行的程度Cl2＞Br2＞I2,氟只发生第一类反应。
通常所用的氯水、溴水、碘水主要成分是单质。
★卤素在碱性条件下发生两类歧化反应：X2 + 2OH－→ X－+ XO－+ H2O3X2 + 6OH－→ 5X－+ XO3－+ 3H2O二、卤素的氢化物概述卤素的氢化物称为卤化氢，即氟化氢HF、氯化氢HCl、溴化氢HBr、碘化氢HI等。
常温下卤化氢都是无色、有刺激性气味的气体。
卤化氢易溶于水，其水溶液叫氢卤酸。
除氟化氢外，其它氢化物均为强酸。
可直接用水和卤素与磷混合物反应制备卤化氢。
2P + 3Br2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HBr2P + 3I2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HI三、卤化物和多卤化物⒈卤化物卤素和电负性比它小的元素生成的化合物叫卤化物。
卤化物可以分为金属卤化物和非金属卤化物，根据卤化物的键型，又可以分为离子型卤化物和共价型卤化物。
⑴金属卤化物所有金属都能形成卤化物。
碱金属、碱土金属以及镧系、锕系元素的卤化物大多数属于离子型或接近离子型，例如：NaX，BaCl2，LaCl3等。
当阴阳离子极化作用比较明显时，表现出一定的共价性，如：AgCl等。
有些高氧化值的金属卤化物则为共价型卤化物，如，AlCl3,SnCl4,FeCl3,TiCl4等。
在金属卤化物中,对应氢氧化物不是强碱的都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐。
需特殊记忆的有：SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl + HClSbCl3 + H2O → SnOCl + 2HClBiCl3 + H2O → BiOCl + 2HCl⑵非金属卤化物非金属硼、碳、硅、氮、磷等都能与卤素形成各种相应的卤化物。
无机化学第九章 p区元素
有些高氧化态的金属卤化物则为共价性卤化 物，如AlCl3、SnCl4、FeCl3、TiCl4等，具 有熔点、沸点低，易挥发，能溶于非极性 溶剂，熔融后不导电等特性。 卤化物一般没有颜色，但部分碘化物例外。 如AgI为黄色，PbI2为鲜黄色，HgI2为红色。 同一周期元素的卤化物，自左向右共价性越 来越明显，熔沸点、导电性降低。
（二）单质的部分性质 1．卤素单质都是有颜色的
X2 [……(σns)2(σns*)2(σnp)2 (np)4(np*)4 (σnp*)0]
π* σ* 跃迁吸收 np np
● 卤素在有机溶剂溶解度 卤素在有机溶剂（乙醚、 CCl4）中溶解度大 ● 碘在极性溶剂中的溶剂化作用 碘在H2O、醇、乙醚中棕色 碘在CS2、CCl4 紫色 x H2O:→I2 (溶剂化物) ● 碘在碘化物溶液中的s增大 I2 + I- = I3I-使I2产生诱导偶极
8. 与H2 反应
卤素 F2 Cl2 Br2 反应条件 低温、黑暗 反应速率及程度 爆炸、放出大量热
常 温 强光或加热
加热，催化剂 高 温
缓 爆
慢 炸
不如氯
I2
缓慢，可逆
● Cl2的制备 ① 工业上电解饱和食盐水溶液制，烧碱为副产品
2NaCl + 2H2O
= 2NaOH + H2↑ +
(阴极)
C12↑
5.第四周期元素性质的异样性 从第四周期起，在s区元素和p区元素之间插入了d区元素， 使第四周期p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子 的吸引力增强，原子半径比同周期s区元素显著地减小。 因此p区第四周期元素（Ga、Ge、As、Se、Br）的性质 在同族中表现出异样性。 例如，在ⅤA族中，不存在砷的氯化物AsCl3、5，这与P和 Sb能形成高氧化态的氯化物不同。在第ⅦA族元素的含氧 酸中，溴酸、高溴酸的氧化性均较氯酸、高氯酸强。 第五、六周期元素同样有d电子（第六周期元素还有f电 子），这对元素性质同样产生影响，四、五、六周期元素 的性质仍然会有规律性的变化，但变化的幅度远不如s区 元素那样大。
p区元素
K (Br2 ) 7.2 10 9
K (I 2 ) 2.0 10 13
可见：氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质。 在碱存在下，促进X2在H2O中的溶解、歧化。
歧化反应 X2 2OH X XO H2O
产物：
3X 2
6OH
5X
F2
Cl2
g gl
Br2 s
分子间力
小
b.p./℃
-188
-34
59
m.p. /℃ -220
-102
-7
I2
大 185 114
颜色
浅黄 黄绿 红棕 紫
2.卤素单质的化学性质
• 氧化还原
性 F2
E (X 2/ - )/ ： 2I.82 8 XV 9
X2 氧化性： 强 X- 还原性： 弱
Cl2
Br2
1.36 1.077 04
纯化：3Br2
3CO
2 3
5Br
BrO
3
3CO
2 (歧化)
BrO3 5Br 6H 3Br2 3H2O
(4) I2 (s)
(反歧化)
海藻为原料：Cl 2 (适量) 2I I2 2Cl
6 2O+5C 2(过量) +I H Mnl2 +4 + +2I-2 智利O硝石为H原2O
常温 加热 低温
Cl
ClO -
ClO3
ClO -
PH 4
2
Br BrO3 BrO3 BrO (0O C) PH 6
2
I
IO3
IO3
IO3
PH 9
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因此，前面的卤素单质能将后面的卤素单质从它 们的卤化物中置换出来。
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
Br2 + 2I- → 2Br- + I2
2.3 与H2O反应： •氧化反应：X2 2H2O 4HX O2
激烈程度： F2 Cl 2 Br2
O2/H2O = 1.185V，而 I2/I- = 0.535V
非金属元素，易与金属化合成盐。
在自然界不可能以游离状态存在，而 是以稳定的卤化物形式存在。
二、卤素单质
1. 物理性质
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
颜色 浅黄
氯(Cl2)
气体 -101 -34.6 黄绿
溴(Br2)
液体 –7.2 58.76 红棕
碘(I2)
固体 113.5 184.3 紫黑
实际上，在常温下，只有F2把水中的 氧置换出来。
•歧化反应： X2 H2O
HXO Байду номын сангаасX
碱性条件下，歧化反应倾向增大。
Cl 2 Br2 I2
3I2
6OH-
_
5I
IO3-
3H2O
氯、溴和碘溶解在水中分别称为氯水, 溴水和 碘水。碘容易溶于碘化物溶液中：
I2
I
-
_
I3
溶解度大
3. 卤素单质的制备
• 拉瓦锡死后，法国化学家盖.吕萨克(Gay-Lussac, 1778~1850)等继续进行提纯氢氟酸的研究，到了 1819年无水氢氟酸虽然仍未分离，但却阐明了这种 酸对玻璃以及硅酸盐的本质。
• 十九世纪初期化学分析技术进步非常迅速，当时 以电解法分离出碱金属及碱土金属而名噪一时的 英国化学家戴维(H. Davy, 1778~1829)收到来自 法国安培(A.J.Ampere, 1775~1836)的信函，这封 1812年8月25日的函件指出：氢氟酸中存在著一 种未知的化学元素，正如盐酸中含有氯元素的关 系一样，并建议把它命名为“Fluor”，词源来自拉 丁文及法文， 原意为“流动 (flow, fluere)”之意。
• 安培的建议很快得到欧洲各国化学家的认同, 此时 似乎没有人怀疑它的存在了, 但是仍没有人真正见 过它的真面目, 往后的七十年氟的分离酿成为化学 元素发现史上最为悲壮的一页。
• 当收到安培来函的翌年, 即1813年, 戴维使用他分离元素的杀 手锏——电池, 对发烟氢氟酸进行电解, 试图获取元素状态的 氟, 最初他发现氢氟酸不仅强烈腐蚀玻璃, 还能腐蚀银, 遂用铂 (Pt)及角银矿(主要成分AgCl)制作电解装置, 实验开始时, 阳极 产生一种性质极为活泼的物质, 同时把铂器皿腐烂掉, 但没有 获得所欲求。后来他以萤石制作器皿用作氢氟酸的盛器再进
6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
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 . 9 6 2.66
氧化值
-I, 0 -I，0, I， III，V，VII
（1）F2 F2 / F－ = 2.87V
电解法：欲使F－→F2，只能用最强的方法——电解 法
电解质：氟氢化钾﹙ KHF2 ﹚+ 氟化氢（HF）
阳极：石墨，2F－ _ 2e == F2 阴极：钢， 2HF2－ +2e == H2 + 4F－ 电解过程中不断加（HF）
95~100C, 阴极与阳极用钢网隔开，避免F2和 H2 相遇发生爆炸
行电解, 结果阳极产生了氧气(O2), 而不是氟(F2), 这意味著是 酸中的水分被电解, 而不是氢氟酸, 此时化学家意识到: 水分是 干扰成功的原因之一。戴维的努力不但以失败告终, 由于当时 未明白氟化合物对人体的伤害, 他因严重氟中毒被迫停止研究, 法国的盖.吕萨克等人亦因吸入过量氟化氢(HF)而中毒, 亦退 出了氟的争夺舞台。
• 法国化学家拉瓦锡(Lavoisier, A.L., 1743~1794)认 为这种新种酸和盐酸一样，其中含有氧(十九世纪 以前的化学家认为所有酸皆含有氧，故氧元素亦称 为酸素)，他提出当中是由一个未知的酸基和氧的 化合物，1789年，他把氢氟酸基是和盐酸基同是化 学元素，它们的性质极为相似，并把它列入他的元 素表中。1794年拉瓦锡因为是路易十六政府的小吏， 被法国大革命的群众定性为暴君的同谋而被送上断 头台，结束了他的研究生涯。
氟的发现是一篇悲壮的历史
氟是卤族中的第一个元素，但发现得最晚。从1771年瑞典化 学家舍勒制得氢氟酸到1886年法国化学家莫瓦桑分离出单质氟经 历了100多年时间。 在此期间，戴维、盖·吕萨克、诺克斯兄弟等 很多人为制取单质氟而中毒，鲁耶特、尼克雷因中毒太深而献出 了自己的生命。
1774年瑞典化学家舍勒(Scheele C.W.，1742~1786，氯的 发现者)以硫酸分解萤石时发现放出一种与盐酸气(HCl)很相似的 气体，溶于水中得到的酸与盐酸类同，之后以硝酸、盐酸及磷酸 代替硫酸和萤石作用，依然得到这种酸，他当时以玻璃仪器进行 实验,期间发现仪器内出现硅的化合物沉积物，他认为是新种酸与 水作用的释出物，这显然是误解，以现时的化学解释，矽化合物 是氢氟酸腐烂玻璃的残馀物。
第十二章 p区元素
第二节 卤素
一、卤素概述
VIIA : F Cl Br I At
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
溶解度 毒性
颜色加深
分解水 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
2.化学性质 2.1 与金属、非金属反应
卤素
反应物质
反应程度
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
Cl2
与上类似
Br2
活泼金属
I2
其他金属
平稳
常温 加热
卤素单质都能与氢反应：X2 + H2 ─→ 2HX 卤素 反应条件 反应速率及程度
F2
阴冷
常温 Cl2 强光照射
Br2
常温
I2
高温
爆炸、放出大量热 缓慢
爆炸（链式反应） 不如氯，需催化剂
缓慢，可逆
2.2 氧化还原性
F2 Cl2 Br2
I2
E (X2/X- )/V：2.889 1.360 1.0774 0.5345
X2 氧化性： 强
弱
X- 还原性： 弱
强
结论：氧化性最强的是F2，还原性最强的是I-。