第十二章 P区元素(四)
第十三章p区元素（一）参考答案
第⼗三章p区元素（⼀）参考答案第⼗七章碳、硅、硼⼀、是⾮题：1 、钻⽯所以那么坚硬是因为碳原⼦间都是共价键结合起来的,但它的稳定性在热⼒学上⽯墨要差⼀些。
2、在B2H6分⼦中有两类硼氢键,⼀类是通常的硼氢σ键,另⼀类是三中⼼键, 硼与硼之间是不直接成键的。
3、⾮⾦属单质不⽣成⾦属键的结构,所以熔点⽐较低,硬度⽐较⼩,都是绝缘体。
4、⾮⾦属单质与碱作⽤都是歧化反应。
⼆、选择题：1、硼的独特性质表现在:A 、能⽣成正氧化态化合物如BN,其它⾮⾦属则不能B 、能⽣成负氧化态化合物,其它⾮⾦属则不能C、能⽣成⼤分⼦D、在简单的⼆元化合物中总是缺电⼦的2 、⼆氧化硅：A 、与NaOH共熔反应⽣成硅酸钠B、是不溶于⽔的碱性氧化物C 、单质是分⼦晶体,与CO2晶体相似D 、属AB2型的化合物,晶体结构属CaF2型3 、下列四种⾮⾦属元素中,哪⼀种不⽣成象POCl3之类的氯氧分⼦化合物?A 、B B 、C C 、ND 、S4、C、Si、B都有⾃相结合成键的能⼒，但C的⾃链能⼒最强,原因是:A 、C原⼦外层4个电⼦易得或易失形成C4-或C4+B、C形成的最⼤共价数为2C、C单质的化学活性较Si,B活泼D、C原⼦半径⼩,⾃链成键不受孤对电⼦键弱化效应的影响5 、CO与⾦属形成配合物的能⼒⽐N2强的原因是:A、C原⼦电负性⼩易给出孤对电⼦ B 、C原⼦外层有空d轨道易形成反馈键C、CO的活化能⽐N2低D 、在CO中由于C-←O+配键的形成,使C原⼦负电荷偏多,加强了CO 与⾦属的配位能⼒6 、下列⽆机酸中能溶解酸性氧化物SiO2的是:A、HCl B 、H2SO4(浓) C、HF D、HNO3(浓)7 、下列元素性质最相似的是:A、B和Al B 、B和SiB、B和Mg D 、B和C8、关于BF3的下列描述中,说法正确的是:A、BF3⽔解得到HF(aq)和H3BO3B、BF3接受电⼦对的倾向⽐BCl3强C、BF3是离⼦化合物,分⼦是极性的D、在室温下B与F2反应得到BF3三、填空题：1、等电⼦原理是指( )。
12第十二章 卤素
第十二章 卤素
② 易溶于极性较小或非极性的有机溶剂
I2溶于CCl4、CS2—溶液呈紫色（因为在非 极性溶剂中，I2以分子状态存在故与I2蒸气 同色）
I2溶于乙醚、醇、酮等极性溶剂—溶液呈棕 色或棕红色（因为在极性较小的有机溶剂中， 碘形成溶剂化物，发生荷移跃迁 : e
X2 S（溶剂） X2S+
,吸收一定波长的光。
第十二章 卤素
二、 卤素单质的主要物理性质 1. 聚集状态与熔、沸点
室温聚集态 b.p./℃ m.p/℃ 颜 色
F2 g −188 −220 淡黄
Cl2 g −34.5 −101 黄绿
Br2 l 59 −7.3 红棕
I2 s 183 113 紫黑
从F2(g) →I2 (s) 熔沸点依次升高 原因：分子量增大，色散力增大
2 2 2 2 * 2 * 2 X 2 [ (σ ns )2 (σ* ) ( σ ) ( π ) ( π ) ( π ) ( π ) ] ns np x np y np z np y np z
np5
_ + + _ + _
有1个单电子，
第十二章 卤素
两种方法处理结果相同：X2两原子间形成1个 正常σ单键（键级=1） 2. 分子解离能 Cl2 > Br2 > I2 原因：z↑，r↑，键长↑，键能↓ F2解离能特小（小于Cl2 、Br2 ，与 I2 接近） 原因：①rF特小，成键原子电子密度大，斥 力强；② F2分子中无d-pπ键。
与H2反应条件 暗处
光照
600℃
高温
第十二章 卤素
(2) 与水、碱反应（发生两类反应）
与水反应：
① F2：2F2 ＋ 2H2O = 4HF + O2 ↑ ② Cl2 Br2 I2 ：X2 + H2O = HX + HXO 与碱反应： 3X2 + 6OH-(热) = 5X- + XO3- + 3H2O (X=Cl、Br、I；I2不需加热 )
第12-16章 p区元素习题
第12-16章P区元素习题目录一判断题；二选择题；三填空题；四完成方程式；五计算并回答问题一判断题 (返回目录)1 硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。
（）2 在硼与氢形成的一系列共价型氢化物中，最简单的是BH3。
（）3 硼酸是三元酸。
（）4 硼是非金属元素，但它的电负性比氢小。
（）5 由于B-O键键能大，所以硼的含氧化合物很稳定。
（）6 硼砂的化学式为Na2B2O7。
（）7 B2H6为平面形分子。
（）8 硼是缺电子原子，在乙硼烷中含有配位键。
（）9 三卤化硼熔点的高低次序为BF3<BCl3<BBr3<BI3。
（）10 三卤化硼沸点的高低次序为BF3>BCl3>BBr3>BI3。
（）11 地壳中丰度最大的金属元素是铝。
（）12 Al2O3是两性氧化物，因而各种晶型的Al2O3既可溶于酸，又可溶于碱。
（）13 只有在强酸性溶液中才有Al(H2O)63+存在。
（）14 在气相中三氯化铝以双聚分子Al2Cl6的形式存在。
（）15 AlX3都是共价型化合物。
（）16 KAl(SO4)2·12H2O与KCr(SO4)2·12H2O属于同分异构体。
（）17 在氯化氢气流中加热金属铝可制得无水AlCl3。
（）19 因AlCl3分子中Al为缺电子原子，所以AlCl3中有多中心键。
（）20 碳酸盐的溶解度均比酸式碳酸盐的溶解度小。
（）21 Na2CO3比NaHCO3的溶解度大，同理，CaCO3比Ca(HCO3)2的溶解度也大。
（）22 硅在地壳中的含量仅次于氧。
（）23 分子筛是人工合成的硅铝酸盐，具有吸附和催化作用。
（）24 活性炭具有吸附作用，它是颗粒状的石墨。
（）25 金刚石比石墨更稳定，即使在纯氧气中，金刚石也不能燃烧。
（）26 一般情况下，CO2不能助燃，但是镁在二氧化碳气体中能燃烧。
（）27 高纯度的硅和锗是良好的半导体。
（）28 金刚石与石墨是同素异形体，由金刚石转变为石墨的△r H>0。
P区元素性质小结
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
(3) 氧化还原性（情况复杂）
同族从上下，最高价含氧酸的氧化性呈锯齿形上升 变化。其中：第二周期特殊，第四、六周期不规则性，
而以第四周期p区中间横排元素含氧酸的氧化性最强。
层形分子As、Sb、Bi
C、Si（Ge、Sn）：
碳族元素N=4，8-N=4。 C、Si及金属元素Ge、 Sn都有同素异构体， 不过它们都有4配位 金刚石型结构:
金刚石型结构
碳还有石墨型和球烯型结构。石墨虽有不同晶型， 但层形分子中C都是sp2杂化，由于离域大键的存在， 层上的成键不遵从8-N法则；球烯也不遵从8-N法则：
Ne、Ar、 Kr、 Xe
卤素及氢
N=7 ，8-N=1，所以分子是双原子分子。
这一点也许出乎意料: 碘还能形成线性的I3-， 进而生成负一价多碘离子 [(I2)n(I-)]。含有这种多碘 离子的固体有导电性，导 电机理可能是电子或空穴 沿多碘离子链跳移，也可 能是I -在多碘离子链上以 接力方式传递：
p区元素性质小结
非金属元素数量虽不多(22种，基本 都在p区)，但所涉及的面却很广。 p 区元素性质小结主要是对非金属元素 的单质、氢化物、含氧酸及含氧酸盐的 结构和性质、以及p区元素的某些特殊 性进行小结。
元素在周期表中的分布
蓝框内是p区元素(30种)
折线上方是非金属(22种)
氢
He 13 14 15 16 17
O、S、 Se、 Te
氧族元素N=6，8-N=2。但O2有些特殊，每个O 只与一个原子配位形成双原子分子，因为O2中 化学键并非单键，8-N法则不适用:
无机及分析化学第十二章重要的生命元素
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铝是一种很重要 的金属材料，广泛用 来作导线、结构材料 和日用器皿。特别是 铝合金质轻而又坚硬， 大量用于飞机制造和 其它构件上。
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(2)氧化铝 氧化铝可由氢氧化铝加热脱水而制得。在不同的
温度条件下，制得的Al2O3可以有不同的形态和不 同的用途。一般常用希腊字母分别表示α、β、γ… 等Al2O3。氧化铝是离子晶体，具有很高的熔点和 硬度。
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2
12.1 元素概述 12.2 S区元素 12.3 p区元素 12.4 d区元素 12.5 f区元素
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3
12.1 元素概述
12.1.1 元素的分布
地球上天然存在的元素主要存在于岩石圈、水圈和 大气圈。
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元素在地壳中的含量称为丰度，常用质量分数表 示。
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叶绿素
21
Ca在人体内的含量约为 2%，它们是人和动、植物所 必需的宏量元素。钙是细胞膜 的组织成分，细胞膜的坚固程 度与组织中的钙含量有关，充 足的钙能够防止细胞和液泡内 物质外渗。
缺钙会引发人和动物产生多 种疾病，如骨质疏松、佝偻病 等，但人体内钙含量过高，也 易产生结石等疾病。
第十二章 重要的生命元素
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1
学习要求
1.了解元素的分布及其分类。 2.掌握 s区、p区元素的通性，熟悉元素及其 化合物的性质，了解元素的生物效应。。 3.掌握 d区元素的通性，了解重要元素及其 化合物的性质、元素的生物效应 。 4.了解 f区元素的通性、重要的元素及其化 合物的性质、元素的生物效应。
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1.物理性质
碳族及硼族元素
可看作：PbO· PbO2
氧化铅：(PbO)：橙黄色
小结:
氧化性减弱，酸性增强 Pb(OH)4 Sn(OH)4 PbO2 酸 性 增 强 Sn(OH)2 碱性增强，还原性减弱 碱 性 增 强 Pb(OH)2
4 锡、铅的盐类
水解：
BX3 3H 2 O H 3 BO3 3HX (X Cl, Br, I) 4BF3 3H 2 O H 3 BO3 3H[BF4 ] BF3 HF HF BF3
2 卤化硅 SiX4 SiF4 聚集态 分子量 g 小 SiCl4 l SiBr4 l SiI4 s 大
2PbS + 3O2 PbO + C Sn + CO2 2PbO + 2SO2 Pb + CO
1 锡、铅的氢氧化物
Sn
2
适量OH-
H+
适量OH-
Sn(OH)2 (s,白) Pb(OH)2 (s,白)
过量OH-
[Sn(OH)4 ]
[Pb(OH) ] 3
2-
P b2 Sn
过量OH-
HNO3或HAc
红宝石(Cr3+) 蓝宝石(Fe3+,Cr3+) 黄玉/黄晶(Fe3+)
2 氢氧化铝：Al(OH)3 两性， 在碱性溶液中存在[Al(OH)4]-或[Al(OH)6]33 简便书写为AlO2 或AlO3
3 铝的卤化物
AlF3 离子键 AlCl3 AlBr3 共价键 AlI3
共价分子：熔点低,易挥发,易溶于有机溶剂。
C60的制备
二 硼族元素概述
硼族(ⅢA)：B, Al, Ga, In, Tl 价电子构型：ns2np1 缺电子元素：价电子数<价层轨道数 缺电子化合物: 成键电子对数<价层轨道数 例如：BF3，HBF4 特点：a. 易形成配位化合物HBF4 HF BF3
第九章p区元素-卤素资料
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。
无机及分析化学第十二章重要的生命元素详解演示文稿
与金属钾和钠相比，镁和钙的金属活动性相对较 弱，与冷水作用缓慢，但与酸作用可置换出氢气。
金属镁具有重要的用途，镁铝合金以其密度小， 硬度大、韧性高的特点，在飞机和汽车制造中得到 广泛的应用。
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元素在地壳中的含量称为丰度，常用质量分数表 示。
12-1 地球上分布最广的10种元素的质量分数
元素符号 质量分数/% 元素符号 质量分数/%
O H Si 52.32 16.95 1 6.67 Fe Ca Mg 1.50 1.48 1.39
Al Na 5.53 1.95 K Ti 1.08 0.22
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12.1.2 元素的分类
１．金属和非金属元素
按长式周期表中硼—硅—砷—碲—6砹和铝—锗— 锑—钋之间的对角线来区分。
位于对角线左下方的都是金属元素； 右上方的都是非金属元素。 对角线附近的锗、砷、锑、碲称为准金属元素。
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Hale Waihona Puke 金属非金属2．普通元素和稀有元素
根据元素在自然界中的分布及应用情况，将元 素分为普通元素和稀有元素。稀有元素一般指在 自然界中含量少，或被人们发现的较晚，或对它 们研究的较少，或提炼它们比较困难，以致在工 业上应用也较晚的元素。前四周期（Li，Be，稀 有气体除外），ds区元素为普通元素，其余为稀 有元素。
工业上生产镁和钙的氧化物主要是煅烧菱镁矿和 石灰石的方法来制备的。
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(3)镁、钙的生物效应
镁是一种细胞内部结构 的稳定剂和细胞内酶的辅因子， 是许多酶的激活剂。细胞内的 核苷酸以镁的配合物的形式存 在。在绿色植物的光合作用中， 镁也有着非常重要的作用。叶 绿素分子中Mg2＋扮演着结构中 心和活性中心的作用。此外， 在生物体内的糖代谢中，镁也 具有非常重要的作用。
第十二章 p区元素
其结构式为： [Cu(H2O)4]SO4· 2O。 H
多数硫酸盐还有形成复盐的倾向。 如：摩尔盐：(NH4)2SO4· FeSO4 · 2O； 6H 明矾：K2SO4 · 2(SO4)3 · Al 24H2O；
3、其它含氧酸及其盐
（1）“焦硫酸” H2S2O7 :
O O O O HO – S – OH HO – S – OH → HO – S – O – S – OH O O O O =
（3）金属硫化物的溶解性:
酸式盐均易溶于水，正盐中碱金属硫化物以及BaS易溶于水；
碱土金属(Be除外)硫化物微溶于水； 其它硫化物大多数难溶于水；
常见金属硫化物的溶解性分类
溶于水的 硫化物
不溶于水的硫化物
溶于稀酸的硫化物 不溶于稀酸的硫化物
Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+,
K+, Na+, H4+,
（1）SO3与H2SO4的结构：
（2）硫酸的性质
酸性：二元强酸
浓H2SO4的强吸水性：作干燥剂
强氧化性： 与活泼金属反应还原产物为S，甚至H2S:
3Zn + 4H2SO4(浓) → 3ZnSO4 + S + H2O 4Zn + 5H2SO4(浓) → 4ZnSO4 + H2S + H2O
三、氢卤酸（卤化氢）、卤化物
1、氢卤酸酸性按HF HCl HBr HI顺序依次增强。 2、HF的强腐蚀性: SiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O CaSiO3 + 6HF → SiF4 ↑ + CaF2 + 3H2O 3、HX的挥发性（恒沸物，与水共沸） 4、HX的还原性: 4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) → H2S + 4I2 + 4H2O
第十二章：.硼族元素
“缺电子化合物”有空的价层轨道，所以有非常强的 继续接受电子对的能力， （1）自身聚合 （2）路易斯酸 （3）多中心缺电子键
§12-3 硼及其化合物（Boron and its Compounds） 一、单质 1、单质硼有多种同素异形体
4MnSO4 10NaBiO3 14H2 SO4 4NaMnO4 5Bi2 (SO4 )3 3Na2 SO4 14H2O
3、解释： (1)西奇威克：刚充满的d(或f)亚层的屏蔽作用较弱，价 电子受到核引力较强，强穿透力的ns电子极难失去；
(2)德拉戈：重元素的价层轨道的重迭程度较差；全满 d(和f)亚层强烈排斥键合原子的原子实。
(i) B2O3与SiO2：固态酸性; (ii) H3BO3与H4SiO4都是很弱的酸； (iii) 多硼酸盐与多硅酸盐结构相似； (iv) 硼烷、硅烷可燃性气体。
（2）常温不活泼，仅与F2反应，在高温下活泼， (3) 与氧化性的酸反应，生成H3BO3
B + 3HNO3 (浓) = H3BO3 + 3NO2
2B+3X2 2BX3
3CaF2 + B2O3 + 3H2SO4 (浓) = 2BF3 + 3CaSO4 + 3H2O
c.卤化法
d.置换法
B2O3 + 3C + 3Cl2 = 2BCl3 + 3CO
BF3 (g)+AlCl3 AlF3 + BCl3
BF3 (g)+ AlBr3 AlF3 + BBr3
第12章 卤素
实验室中用化学方法制备单质氟的过程如下： 2KMnO4＋2KF＋10HF＋3H2O2＝2K2MnF6＋8H2O＋3O2 SbCl5 ＋ 5HF ＝ SbF5 ＋ 5HCl K2MnF6 ＋ 2SbF5 423K 2KSbF6 ＋ MnF4 2MnF4 → 2MnF3 ＋ F2
工业上用电解氧化法来制备单质氟： － － 阳极：2F = F2↑+ 2e － － － 阴极：2HF2 + 2e = H2↑+ 4F 电解总反应：2KHF2 = 2KF + F2↑+ H2↑
大量碘由碘酸钠制取： － － － － 2IO3 ＋ 5HSO3 ＝ 3HSO4 ＋ 2SO42 H2O ＋ I2 即： － － － － IO3 ＋HSO3 ＝ I ＋ 3SO42 ＋H+ － － IO3 ＋ 5I ＋ 6H+＝ 3I2 ＋ 3H2O
二、卤化氢和氢卤酸
1. 卤化氢的性质 2. 氢卤酸的性质（酸性、还原性） 酸性变化规律： HF HCl HBr HI 弱 强 ＋ － HF H ＋F Kao=6.6×10-4 － － HF＋F HF2 Ko=5
汽化热（KJ/mol） 在水中溶解度（g/100g 水） （298K）
分解水
0.732
3.58
0.029
2. 卤素单质的化学性质（氧化性）
a、与金属作用
F2：在低温和高温下都可以和所有金属直 接作用， 生成高价氟化物。(Cu、Ni、Mg除外) Cl2: 也可与各种金属作用，反应较剧烈。氯在干燥 的情况下不与铁作用。
2. 卤素互化物
由两种卤素组成的化合物叫卤素互化物。如ICl、ICl3、 IF5、IF7 卤素互化物遇水即水解： XX′＋H2O＝H＋＋X－＋HXO IF5＋3H2O＝H＋＋IO3－＋5HF 半径较大的碱金属可形成多卤化物如KI3、KICl2、 KICl4、CsIBr2等，一般没有氟。它们在结构和性质 方面与卤素互化物近似。多卤化物不稳定，受热易分 解，分解后倾向于生成晶格更稳定的物质。
元素化学-p区
一、p区元素
元素化学-p区
卞 江 北京大学化学与分子工程学院 20147
IA 1A
VIIIA
8A IIA 2A IIIA 3A IVA 4A VA 5A VIA 6A VIIA 7A
1 2 3 4 5 6 7
H Li
He Ne Ar
Be
IIIB 3B IVB 4B VB 5B VIB 6B VIIB 7B ------- VIII ------------- 8 ------IB 1B IIB 2B
到纯度为96%的粗硅。
在CuCl催化下，将上述粗硅与HCl气体反应得
到SiHCl3。经精馏后，得到纯度为7个9的硅。
应用化学气相沉积法（CVD），用H2还原
变。
压电材料 没有对称中心的晶体具有压电性质
SiHCl3得到高纯硅（纯度可达9个9）。
应用区域熔融精炼法进一步提纯（纯度可达12
3
4
一些无机单质的结构
部分主族单质形成特殊结构
同核双原子分子
为什么P区元素单质呈现多种多样的
结构形式、形成为数众多的同素异 形体？ 答：p区元素从上到下经历由非金属到 金属的过渡过程，结构形式也经历 了从分子、共价到密堆积的过程。 总的趋势是越来越聚合，越来越具 有金属性。
在同一周期里，碳族元素具有最多
堆积方式：三种方式都有。 非金属： 分子晶体：熔沸点低，如Br2，I2； 原子晶体：溶沸点高，C、Si、B； 簇合物：B12（二十面体）、P4（白磷）、S8（皇冠八元
环）、Se8（另有灰硒，为螺旋链状结构）；
链状、层状晶体：红磷（四面体链）、黑磷（皱褶网状）、
硫聚合物（螺线型硫）、灰硒和碲（螺旋链状结构）、As 和Sb(皱褶六角网状)。
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第十二章P区元素（卤素）（四）12.12卤素价电子构型：ns2np5，容易取得一个电子，是同一周期表中表现最强的非金属元素。
一、卤素单质的性质、制备及主要用途1、卤素单质的物理性质2、卤素单质的化学性质X2 + 2e = 2X-氧化性：F2﹥Cl2﹥Br2﹥I2①与金属反应F2可与所有元素剧烈反应生成氟化物（除He、Ne、Ar、O2、N2）；Cl2可与所有金属反应，剧烈程度不如F2；Br2、I2只与部分金属反应，反应温度比与Cl2反应高。
例：Fe + X2→ FeX3②与非金属反应与O2、N2不能直接化合F2：全部反应；Cl2：多数；Br2、I2：部分例：X2 + H2 = 2HX+H2）F2Cl2Br2I2反应条件：在暗处爆炸光照或点火Pt丝网，500K Pt丝网，700K③与水反应F2Cl2Br2I2实验现象与水剧烈反应,放出O2光照下与水反应缓慢放出O2与水作用极缓慢没有反应卤素与水反应分为两类：ⅰ)卤素对水的置换反应(氧化反应)：2X2 + 2H2O →4X- + 4H+ + O2激烈程度：F2＞Cl2＞Br2，碘不发生此类反应。
ⅱ）卤素的水解反应(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不同元素单质发生歧化反应的条件及主要产物见下表：常温加热低温Cl2ClO-ClO-pH＞4Br2BrO-(0℃) pH＞6I2pH＞93、卤素单质的制备卤素大多以卤化物的形式存在，一般制备卤素单质的方法是将卤离子氧化。
F2氧化性强，F-还原性极弱，目前还没有氧化剂可把它氧化成F2，只能用电解的方法，无水条件下，在溶有HF的KF熔盐中进行，阳极析出氟气，阴极析出氢气。
Cl2：工业上：电解食盐水。
实验室：用MnO2或KMnO4与HCl作用：Br2：海水中含溴，在一定条件下，通入Cl2置换出Br2，再纯化。
Cl2 + 2Br- -→ Br2 + 2Cl- 。
I2：藻类植物中提取，I-还原性强，许多氧化剂可将其氧化。
如：Cl2 + 2I- -→ I2 + 2Cl-；Br2 + 2I- -→ I2 + 2Br-4、卤素单质的主要用途氯：制备高价金属氯化物，如：SnCl4，FeCl3等；消毒剂、漂白剂：用于净化水，漂白粉Ca(ClO)2；制有机氯化物：C2H4Cl2，CHCl3，CH2Cl2等；合成盐酸。
氟：氟利昂（CCl2F2），一些氟代烷，表面张力极小，涂层作不粘材料。
溴：药物、染料、照相（AgBr）等碘：人工降雨，碘酒，防甲状腺肿大。
二、卤化氢和氢卤酸1、卤化氢①性质：无色，有刺激性气味的气体，极易溶于水。
其水溶液叫氢卤酸。
除氟化氢外，其它氢化物均为强酸。
液态卤化氢不导电，说明它是共价型化合物。
ⅰ）热稳定性HF（g）(不分解) ﹥HCl（g）﹥HBr（g）﹥HI（g）ⅱ）还原性HCl（g）﹤HBr（g）﹤HI（g）2、氯化氢和盐酸制备：直接合成法：复分解反应：纯盐酸为无色溶液，有氯化氢的刺激性气味。
一般浓盐酸的浓度约为39%，相当于12mol·l-1，密度为1.19g·cm-3。
工业用的盐酸为30%左右，由于带有杂质而带黄色。
用途：盐酸是重要的化工生产原料，常用来制备金属氯化物、苯胺和染料等产品。
盐酸在冶金工业、石油工业、印染工业、皮革工业、食品工业及轧钢、焊接、电镀、搪瓷、药物等部门也有广泛的应用。
3、氟、溴、碘的氢化物氟化氢的制备：一般用复分解反应法：CaF2 + H2SO4(浓) →CaSO4 + 2HF氟化氢是无色、有刺激性气味并具有强烈腐蚀性的有毒气体，当皮肤接触HF时会引起不易痊愈的灼伤；氢氟酸的蒸汽对皮肤也有同样的危害，因此，使用氢氟酸时应特别注意安全。
氟化氢和氢氟酸都能和二氧化硅作用，生成挥发性的四氟化硅：SiO2 + 4HF →SiF4 + 2H2O 二氧化硅是玻璃的主要成分，氢氟酸能腐蚀玻璃。
因此，常用塑料容器来贮存氢氟酸。
氢氟酸可以用来刻蚀玻璃或溶解各种硅酸盐。
溴化氢和碘化氢的制备：一般用卤化物水解法：PBr3 + 3H2O →H3PO3 + 3HBr；PI3 + 3H3O →H3PO3 + 3HI也可直接用水和卤素与磷混合物反应制备卤化氢。
2P + 3Br2 + 6H2O →2H3PO3 + 6HBr；2P + 3I2 + 6H2O →2H3PO3 + 6HI溴化氢和碘化氢的制备不能用单质直接合成法，因溴和碘与氢反应速度缓慢、产率低而不适合。
溴化氢和碘化氢的制备也不能用卤化物与浓硫酸的复分解反应来制备，因为HBr、HI有显著的还原性，它们将与浓硫酸进一步发生氧化还原反应：2HBr + H2SO4(浓) →Br2 + SO2 + 2H2O；8HI + H2SO4(浓)→4I2 + H2S + 4H2O所以，实际上得不到纯的溴化氢和碘化氢。
如果改用无氧化性的高沸点酸浓磷酸代替浓硫酸，可以制得溴化氢和碘化氢。
4、卤化氢性质的比较三、卤化物和多卤化物1、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。
（1）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。
不同类型卤化物，性质上存在差异，见下表：卤化物类型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 + HCl；SbCl3 + H2O →SnOCl + 2HCl；BiCl3 + H2O →BiOCl + 2HCl（2）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。
这些卤化物都是共价型的。
非金属卤化物水解产物一般为两种酸，例如：BX3，SiX4，PCl3等。
2、多卤化物有些金属卤化物能与卤素单质或卤素互化物发生加合作用，生成的化合物称为多卤化物。
例如：KI3，KICl2，KI2Cl，KIBrCl等。
I2在含有I-的溶液中溶解度比在纯水中溶解度大得多，与生成多卤化物有关，即发生如下加合反应：KI + I2→KI3四、卤素的含氧化合物1、卤素的含氧化合物概述卤素的含氧化合物有氧化物、氢氧化物(含氧酸)、含氧酸盐，其稳定性依次增强。
2、各类卤素含氧酸根的结构对于任何类型的卤素含氧酸根，价层电子对的空间构型为四面体构型，即卤原子X都采用sp3杂化，卤原子用sp3杂化轨道与氧原子O成键。
卤原子氧化值+1 +3 +5 +7名称次卤酸根亚卤酸根卤酸根高卤酸根3、次卤酸及其盐次氯酸很不稳定，只能存在于稀溶液中，而不能制得浓酸。
次氯酸见光受热均不稳定。
；次溴酸、次碘酸稳定性更差。
次氯酸是很强的氧化剂。
氯气的漂白作用就是由于它与水作用而生成次氯酸的缘故，所以完全干燥的氯气没有漂白作用。
把氯气通入冷的碱溶液中，便生成次氯酸盐。
Cl2 + NaOH →NaClO + NaCl + H2O。
漂白粉是用氯气与消石灰作用而制得的，是次氯酸钙、氯化钙和氢氧化钙的混合物。
2Cl2 + 3Ca(OH)2→Ca(ClO)2 + CaCl2·Ca(OH)2·H2O + H2O溴和冷的碱溶液作用能生成次溴酸盐。
NaBrO在分析化学上常用作氧化剂。
次碘酸的稳定性极差，所以，碘与碱溶液反应得不到次碘酸盐。
4、亚卤酸及其盐目前已获得的亚卤酸及其盐是亚氯酸及其盐。
反应为：2ClO2 + H2O →HClO2 + HClO3；Ba(ClO)2 + H2SO4→2HClO2 + BaSO4二氧化氯与过氧化物反应时，可得到亚氯酸盐和氧。
2ClO2 + Na2O2→2NaClO2 + O2；2ClO2 + BaO2→Ba(ClO2)2 + O2亚氯酸盐虽比亚氯酸稳定，但加热或敲击固体亚氯酸盐时，立即发生爆炸，分解成为氯酸盐和氧化物。
亚氯酸盐的水溶液较稳定，具有强氧化性，可作漂白剂。
5、卤酸及其盐氯酸是强酸，仅存在于水溶液中。
氯酸也是强氧化剂，例如：2HClO3 + I2→2HIO3 + Cl2；HClO3 + 5HCl →3Cl2 + 2H2O重要的氯酸盐有氯酸钾和氯酸钠。
KClO3受热分解，因条件不同而产物不同。
；4KClO3→3KClO4+KCl固体氯酸钾KClO3是强氧化剂，与各种易燃物混合后，经撞击会引起爆炸起火。
因此，KClO3多用来制造火柴和焰火等。
KClO3和C11H22O11混合物的火焰；KClO3—火柴头中的氧化剂。
常用氯酸钡与稀硫酸作用制取氯酸：Ba(ClO3)2 + H2SO4→BaSO4 + 2HClO3溴酸和碘酸的制备，通常用选择适当的氧化剂而获得。
例如：Br2 + 5Cl2 + 6H2O →2HBrO3 + 10HCl；I2 + 5Cl2 + 6H2O →2HIO3 + 10HCl3I2 + 10HNO3→6HIO3 + 10NO + 2H2O6、高卤酸及其盐高卤酸都是强氧化剂，均已获得纯物质，稳定性好。
例如：高氯酸是最强的无机含氧酸。
无水的高氯酸是无色液体。
HClO4的稀溶液比较稳定，但浓HClO4不稳定，受热分解。
4HClO4→2Cl2 + 7O2 + 2H2O浓HClO4是强氧化剂，与有机物接触会引起爆炸，所以贮存时必须远离还原性物质。
务必注意安全！高氯酸在钢铁分析中常用来溶解矿样。
高氯酸的盐多易溶于水，但K+，，Cs+，Rb+的高氯酸盐溶解度都很小。
有些高氯酸盐易吸湿，如Mg(ClO4)2和Ba(ClO4)2可作干燥剂。
KClO4常用作制造炸药。
NH4ClO4是现代火箭推进剂的主要成分。
7、氯的各种含氧酸及其盐的性质的一般规律12.14稀有气体He：氦，除氢外最轻的气体，不燃，填充高空气球和飞船；Ne：氖，填充灯管，发红光；Ar：氩，发蓝光；Kr：氪，能吸收X射线，作X射线的遮光材料Xe：氙，极高的发光强度，填充光电管和闪光灯，"小太阳"，麻醉剂；Rn：氡，普遍存在于泥土中的镭的衰变天然产物，医学上用于恶性肿瘤的放疗，但人若吸入含有氡的粉尘，可能引起肺癌。
稀有气体的最外层均为ns2或ns2np6构型，化学性质极不活泼，在自然界中均以单原子分子形式存在。