卤素
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化学性质
电极电势:
F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/IE (X2/X-) 2.87 1.36 1.065 0.535
卤族单质
均具有氧化性
化学性质
F2 > Cl2 > Br2 > I2
F2最强单质氧化剂 I2中等强度氧化剂
卤族单质
化学性质
I2只能氧化比I-还原性更强的物质
I2 + H2S → 2HI + S I2 + H2SO3 + H2O → 2HI + H2SO4 除F2外，还具有还原性，还原性逐渐增强。 I2 + HNO3（浓） → HIO3 + NO2 +H2O I2 + H2O + Cl2 → HIO3 + HCl
卤化物 (2) p区同族元素卤化物，自上而下， 由共价型过渡到离子型
1.性质和键型
氮族元素氟化物的性质和键型
NF3 PF3 AsF3 SbF3 BiF3 熔点/℃ -206 -151 -85 292 727 沸点/℃ -129 -101 -63 319(升华)102.7(升华)
氟化物 熔融态 不能 不能 不能 难 导电性 键型 共价型 共价型 共价型 过渡型
物理性质
溴(Br2) 红棕 碘(I2) 紫黑
颜色加深
毒性
具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
卤族单质
氟(F2)
溶解度 分解水
物理性质
氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
在水中溶 解度不大
易溶于 有机溶剂
I2易溶于碘化物(如KI)中→I3I2 + I I3-
卤族单质
1、氧化性 X2 + e- → X-
制备
(2)将溴滴入磷与少量水的混合物中 3Br2+2P+6H2O → 2H3PO3+6HBr
(3)将水滴入碘与磷的混合物中 3I2+ 2P + 6H2O → 2H3PO3+ 6HI
溴化氢和碘化氢
HF
熔点/℃ -83.1 沸点/℃ 19.54
2.物理性质
HBr
-88.5 -67
HCl
-114.8 -84.9
1.性质和键型
由离子型过渡到共价型
卤化物
(1)同一周期卤化物，从左到右， 第三周期元素氟化物的性质和键型 氟化物 NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF6 熔点/℃ 993 1250 1040 -90 -83 -83 沸点/℃ 1695 2260 1260 -86 -75 -75
熔融态 易 易 易 不能 不能 不能 导电性 键型 离子型 离子型 离子型 共价型 共价型 共价型
氢卤酸 HF
还原性 还原性增强
还原性
HCl
HBr
HI
4I- + 4H++ O2 →
2I2 + 2H2O
2HBr +H2SO4(浓) → SO2 + Br2+2H2O 8HI +H2SO4(浓) → H2S +4I2+4H2O
氢卤酸
还原性 HF HCl HBr HI
与空气中的氧反应: 不能 不能 缓慢 能 与浓硫酸反应: 不能 不能 能 能
易
离子型
1.性质和键型
卤化物
(3)同一金属的不同卤化物,从氟化物到
碘化物，由离子型过渡到共价型
AlX3的性质和键型 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 卤化物 1040 190 97.5 191 熔点/℃ 1260 178(升华) 263.3 360 沸点/℃ 难 难 难 熔融态导电性 易 离子型 共价型 共价型 共价型 键型
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 35 53 原子序数 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 价层电子构型 99 114 133 原子半径/pm 64 3.0 2.8 2.5 非金属性减弱 电负性( xp) 4.0 I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1140 1008
卤族单质
氟(F2) 集聚状态 气体 氯(Cl2) 气体
物理性质
溴(Br2) 液体 碘(I2) 固体
熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
-101 -34.6
–7.2 58.76
113.5 184.3
∵ 固态为分子晶体 ∴ 熔、沸点较低
熔、沸点升高
卤族单质
氟(F2) 颜色 浅黄 氯(Cl2) 黄绿
主要氧化数 -1、0
-1、0 +1、+3 +5、+7
-1、0 -1、0 +1、+3 +1、+3 +5、+7 +5、+7
卤族元素通性
性质特点
①同周期:原子半径最小，电离能最大， 电子亲合能最小，电负性最大。 其非金属是最强的。 都是活泼的非金属元素。
卤族元素通性
性质特点
②同族: 元素的性质相似 如卤素单质均为双原子分子;活泼的非 金属;相同氧化数(除F外)。 元素的性质规律性变化 从F到I：原子半径递增， 电离能递减， 电负性递减， 非金属性减弱。
x 拆开2对电子
具有多种氧化数 氧化数为+3 并相差2 114 133 ns np 原子半径/pm 64 nd99
nd17
35
与氧作用时呈正 价(除氟外)
F的特殊性：
性质特点
①电负性最大，无正氧化值。
②与元素化合时可以呈现最高氧化值，例 如AsF5、SF6和IF7等 ---氟原子半径小,
氟的氧化能力最强。
氢卤酸酸性
有关热力学数据(KJ·mol-1)
HF
△H m
HCl
HBr
HI
(脱水)
48
586.6 -322 -591 -3
18
431.8 -348 -381 -60
21
-324 -347 -64
23
-295 -305 -58
键能(D) X亲合能
△H h △H m
365.7 298.7
(X-) (解离)
两份无水HF的熔融混合物 2KHF2
电解
2KF + H2 + F2
[2]由K.Christe设计的方法
150℃ 2KSbF +MnF + 1 F K2MnF6+2SbF5 6 3 2 2
3.制备
F2 ---只能熔融电解
特点
a，F-还原性很差，不能用一般的氧化还 原实现。
b，F2极易与水作用放出氧气，不能用 水溶液。
HI
-50.8 -35.38
熔、沸点升高，
以色散力为主。分子量渐增， 色散力增大， HF含有氢键。
溴化氢和碘化氢
HF HCl
3.化学性质
HBr HI
水溶液 氢氟酸
酸性* 弱酸
氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 强酸 强酸 强酸 酸性增强
HF稀溶液是弱酸，浓度>5molL-1时酸性增强 ∵溶液中存在 HF → H+ + F7.2x10-4 F- + HF →HF25.1 总反应: 2HF→H+ + HF23.3×10-3
△G m
26
-47
-60
-62
氢卤酸
HF特殊性
1、分子间存在氢键,形成缔合分子(HF)n
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
氢卤酸
HF特殊性
2、HF与SiO2反应，生成气态SiF4 SiO2 + 4HF → SiF4↑+ 2H2O CaSiO3 + HF → CaF2 + SiF4 ↑ + H2O 用于SiO2含量的测定, 刻蚀玻璃。 3、侵蚀皮肤和骨骼,难以治愈.
卤化物 (4)同一金属组成不同氧化数的卤化物, 高氧化数卤化物具有更多的共价性。
不同氧化数氯化物的性质和键型
氯化物 熔点/℃ SnCl2 SnCl4 246 -33 PbCl2 501 PbCl4 -15
1.性质和键型
652 114 950 105 沸点/℃ 离子型 共价型 离子型 共价型 键型
2.溶解性
氢卤酸酸性 氢卤酸酸性
HX(aq)
△Hm(解离)
△Hm(脱水)
H+(aq) + X-(aq) △Hh(H+) △H (X-)
h
H+(g)
X-(g)
HX(g)
D (HX,g)
EA I H(g) + X (g)
△Hm(解离) = △Hm(脱水) +D (HX,g) + I + EA
+ △Hh(H+) + △Hh(X-)
工业上： Cl2 [1]电解饱和食盐水溶液
制备
2NaCl+2H2O
电解
2NaOH + Cl2 + H2
电解
[2]电解MgCl2熔盐
MgCl2(熔融）
[3]电解NaCl熔盐
Mg + Cl2
2Na + Cl2
2NaCl(熔融）
电解
制备
Cl2 实验室：用MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、KClO4
卤化物
AgBr 难溶
共价型 淡黄色 黄色
AgI 难溶
极化作用增强
氯的含氧酸及其盐 1.概述 除F外，卤素均可形成正
卤化物
(1)除银盐(AgF例外)、铅盐、亚汞盐、亚 铜盐难溶外,其它卤化物易溶于水。 (2)氟化物的溶解度有点反常
如 CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 难溶 易溶 易溶 易溶 CaX2 为离子型， ∵F-半径小， CaF2晶格能大， ∴难溶
2.溶解性
AgF AgCl 易溶 难溶
离子型 白色 白色
卤
素
本 章 1. 卤素单质的性质 基 2. HX的制备、性质及其递变规律 本 要 3.氯的含氧酸及其盐的性质递变规律 求
卤素，希腊文原义为成盐元素
0
ⅢA 2 B
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA He 氦
硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
硫 Cl 氯 Ar 氩 碘 Xe 氙
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S
2、 与水反应：分两类
(1)歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO (2)氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2↑
F2 只能发生(1)类反应，并反应激烈 2X2 + 2H2O →4HX + O2↑
Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应 反应程度越来越小
3.制备
F2 [1]电解法：电解三份KHF2和
3NaBr +H3PO4(浓) →Na3PO4+3HBr 3NaI + H3PO4(浓) → Na3PO4 + 3HI
∵浓硫酸可氧化部分溴化氢、碘化氢
H2SO4 (浓)+2HBr →Br2+ SO2 +2H2O H2SO4 (浓) + 8HI → 4I2+ H2S +4H2O
非金属卤化物水解
(1)将水滴入三溴化磷或三碘化磷 PBr3+3H2O → H3PO3+ 3HBr PI3+3H2O → H3PO3+ 3HI
F电负性大，无正氧化数 11-2-1 卤族元素通性
原子序数np ns 9
53 拆开1对电子 5s25p 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5
性质特点 Cl、Br、I的价电子构型 氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I) 氧化数为+1
3.0 2.8 2.5 电负性( p) 4.0 氧化数为+5 -1) 1681 1251 1140 1008 I1/(kJ·mol np ns nd -1、0 -1、0 -1、0 拆开3对电子 氧化数为+7 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、+3 +1、+3 ns np nd +5、+7 +5、+7 +5、+7
2.用空气把Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收* 3.用硫酸酸化
3CO32-+ 3Br2 → 5Br-+ BrO3- + 2CO2
5Br-+ BrO3- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O
制备
I2
1.通氯气于天然卤水中 Cl2 + 2I- → Cl- + I2 注意
应避免通入过量的氯气 2.用NaHSO3处理智利硝石提取 I2 + 5Cl2 + H2O → 2IO3-+10Cl-+H2O NaNO3后剩下的母液
等氧化剂与浓盐酸反应
MnO2 +4HCl(浓) → MnCl2+ Cl2 +2H2O 2KMnO4 + 16HCl(浓) → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
制备
用氯气氧化溴化钠中的溴离子 Br2
工业上从海水中提取*
1.在晒盐后留下的苦卤(pH=3.5左右)中通入氯气
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
氢卤酸 HF
热稳定性
热稳定性
HCl
HBr
HI
减弱
2HX → H2 + X2 HF
1000℃分解率 ///
HCl
HBr HI
33
1.4×10-2 0.5
卤化物 卤化物 离子型卤化物 共价型卤化物
形 成 性 质
与ⅠA、ⅡA的绝 大多数金属及大 多数镧系、锕系 元素 高熔、沸点， 低挥发性，熔 融时能导电 与非金属、氧 化数较高的金 属 一般熔、沸点低， 具有挥发性，熔 融时不导电
2IO3- + 5HSO3- → I2 + 3HSO4- + 2SO42-+ H2O
卤化氢和氢卤酸
1.制备
复分解:氟化氢和少量氯化氢 浓酸与相应的卤化物作用
CaF2+2H2SO4(浓) → Ca(HSO4)2+2HF NaCl+H2SO4(浓) → NaHSO4+HCl
溴化氢和碘化氢
制备
制取溴化氢、碘化氢不能用浓硫酸,需用磷酸
化学性质
电极电势:
F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/IE (X2/X-) 2.87 1.36 1.065 0.535
卤族单质
均具有氧化性
化学性质
F2 > Cl2 > Br2 > I2
F2最强单质氧化剂 I2中等强度氧化剂
卤族单质
化学性质
I2只能氧化比I-还原性更强的物质
I2 + H2S → 2HI + S I2 + H2SO3 + H2O → 2HI + H2SO4 除F2外，还具有还原性，还原性逐渐增强。 I2 + HNO3（浓） → HIO3 + NO2 +H2O I2 + H2O + Cl2 → HIO3 + HCl
卤化物 (2) p区同族元素卤化物，自上而下， 由共价型过渡到离子型
1.性质和键型
氮族元素氟化物的性质和键型
NF3 PF3 AsF3 SbF3 BiF3 熔点/℃ -206 -151 -85 292 727 沸点/℃ -129 -101 -63 319(升华)102.7(升华)
氟化物 熔融态 不能 不能 不能 难 导电性 键型 共价型 共价型 共价型 过渡型
物理性质
溴(Br2) 红棕 碘(I2) 紫黑
颜色加深
毒性
具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
卤族单质
氟(F2)
溶解度 分解水
物理性质
氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
在水中溶 解度不大
易溶于 有机溶剂
I2易溶于碘化物(如KI)中→I3I2 + I I3-
卤族单质
1、氧化性 X2 + e- → X-
制备
(2)将溴滴入磷与少量水的混合物中 3Br2+2P+6H2O → 2H3PO3+6HBr
(3)将水滴入碘与磷的混合物中 3I2+ 2P + 6H2O → 2H3PO3+ 6HI
溴化氢和碘化氢
HF
熔点/℃ -83.1 沸点/℃ 19.54
2.物理性质
HBr
-88.5 -67
HCl
-114.8 -84.9
1.性质和键型
由离子型过渡到共价型
卤化物
(1)同一周期卤化物，从左到右， 第三周期元素氟化物的性质和键型 氟化物 NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF6 熔点/℃ 993 1250 1040 -90 -83 -83 沸点/℃ 1695 2260 1260 -86 -75 -75
熔融态 易 易 易 不能 不能 不能 导电性 键型 离子型 离子型 离子型 共价型 共价型 共价型
氢卤酸 HF
还原性 还原性增强
还原性
HCl
HBr
HI
4I- + 4H++ O2 →
2I2 + 2H2O
2HBr +H2SO4(浓) → SO2 + Br2+2H2O 8HI +H2SO4(浓) → H2S +4I2+4H2O
氢卤酸
还原性 HF HCl HBr HI
与空气中的氧反应: 不能 不能 缓慢 能 与浓硫酸反应: 不能 不能 能 能
易
离子型
1.性质和键型
卤化物
(3)同一金属的不同卤化物,从氟化物到
碘化物，由离子型过渡到共价型
AlX3的性质和键型 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 卤化物 1040 190 97.5 191 熔点/℃ 1260 178(升华) 263.3 360 沸点/℃ 难 难 难 熔融态导电性 易 离子型 共价型 共价型 共价型 键型
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 35 53 原子序数 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 价层电子构型 99 114 133 原子半径/pm 64 3.0 2.8 2.5 非金属性减弱 电负性( xp) 4.0 I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1140 1008
卤族单质
氟(F2) 集聚状态 气体 氯(Cl2) 气体
物理性质
溴(Br2) 液体 碘(I2) 固体
熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
-101 -34.6
–7.2 58.76
113.5 184.3
∵ 固态为分子晶体 ∴ 熔、沸点较低
熔、沸点升高
卤族单质
氟(F2) 颜色 浅黄 氯(Cl2) 黄绿
主要氧化数 -1、0
-1、0 +1、+3 +5、+7
-1、0 -1、0 +1、+3 +1、+3 +5、+7 +5、+7
卤族元素通性
性质特点
①同周期:原子半径最小，电离能最大， 电子亲合能最小，电负性最大。 其非金属是最强的。 都是活泼的非金属元素。
卤族元素通性
性质特点
②同族: 元素的性质相似 如卤素单质均为双原子分子;活泼的非 金属;相同氧化数(除F外)。 元素的性质规律性变化 从F到I：原子半径递增， 电离能递减， 电负性递减， 非金属性减弱。
x 拆开2对电子
具有多种氧化数 氧化数为+3 并相差2 114 133 ns np 原子半径/pm 64 nd99
nd17
35
与氧作用时呈正 价(除氟外)
F的特殊性：
性质特点
①电负性最大，无正氧化值。
②与元素化合时可以呈现最高氧化值，例 如AsF5、SF6和IF7等 ---氟原子半径小,
氟的氧化能力最强。
氢卤酸酸性
有关热力学数据(KJ·mol-1)
HF
△H m
HCl
HBr
HI
(脱水)
48
586.6 -322 -591 -3
18
431.8 -348 -381 -60
21
-324 -347 -64
23
-295 -305 -58
键能(D) X亲合能
△H h △H m
365.7 298.7
(X-) (解离)
两份无水HF的熔融混合物 2KHF2
电解
2KF + H2 + F2
[2]由K.Christe设计的方法
150℃ 2KSbF +MnF + 1 F K2MnF6+2SbF5 6 3 2 2
3.制备
F2 ---只能熔融电解
特点
a，F-还原性很差，不能用一般的氧化还 原实现。
b，F2极易与水作用放出氧气，不能用 水溶液。
HI
-50.8 -35.38
熔、沸点升高，
以色散力为主。分子量渐增， 色散力增大， HF含有氢键。
溴化氢和碘化氢
HF HCl
3.化学性质
HBr HI
水溶液 氢氟酸
酸性* 弱酸
氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 强酸 强酸 强酸 酸性增强
HF稀溶液是弱酸，浓度>5molL-1时酸性增强 ∵溶液中存在 HF → H+ + F7.2x10-4 F- + HF →HF25.1 总反应: 2HF→H+ + HF23.3×10-3
△G m
26
-47
-60
-62
氢卤酸
HF特殊性
1、分子间存在氢键,形成缔合分子(HF)n
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
氢卤酸
HF特殊性
2、HF与SiO2反应，生成气态SiF4 SiO2 + 4HF → SiF4↑+ 2H2O CaSiO3 + HF → CaF2 + SiF4 ↑ + H2O 用于SiO2含量的测定, 刻蚀玻璃。 3、侵蚀皮肤和骨骼,难以治愈.
卤化物 (4)同一金属组成不同氧化数的卤化物, 高氧化数卤化物具有更多的共价性。
不同氧化数氯化物的性质和键型
氯化物 熔点/℃ SnCl2 SnCl4 246 -33 PbCl2 501 PbCl4 -15
1.性质和键型
652 114 950 105 沸点/℃ 离子型 共价型 离子型 共价型 键型
2.溶解性
氢卤酸酸性 氢卤酸酸性
HX(aq)
△Hm(解离)
△Hm(脱水)
H+(aq) + X-(aq) △Hh(H+) △H (X-)
h
H+(g)
X-(g)
HX(g)
D (HX,g)
EA I H(g) + X (g)
△Hm(解离) = △Hm(脱水) +D (HX,g) + I + EA
+ △Hh(H+) + △Hh(X-)
工业上： Cl2 [1]电解饱和食盐水溶液
制备
2NaCl+2H2O
电解
2NaOH + Cl2 + H2
电解
[2]电解MgCl2熔盐
MgCl2(熔融）
[3]电解NaCl熔盐
Mg + Cl2
2Na + Cl2
2NaCl(熔融）
电解
制备
Cl2 实验室：用MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、KClO4
卤化物
AgBr 难溶
共价型 淡黄色 黄色
AgI 难溶
极化作用增强
氯的含氧酸及其盐 1.概述 除F外，卤素均可形成正
卤化物
(1)除银盐(AgF例外)、铅盐、亚汞盐、亚 铜盐难溶外,其它卤化物易溶于水。 (2)氟化物的溶解度有点反常
如 CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 难溶 易溶 易溶 易溶 CaX2 为离子型， ∵F-半径小， CaF2晶格能大， ∴难溶
2.溶解性
AgF AgCl 易溶 难溶
离子型 白色 白色
卤
素
本 章 1. 卤素单质的性质 基 2. HX的制备、性质及其递变规律 本 要 3.氯的含氧酸及其盐的性质递变规律 求
卤素，希腊文原义为成盐元素
0
ⅢA 2 B
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA He 氦
硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
硫 Cl 氯 Ar 氩 碘 Xe 氙
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S
2、 与水反应：分两类
(1)歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO (2)氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2↑
F2 只能发生(1)类反应，并反应激烈 2X2 + 2H2O →4HX + O2↑
Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应 反应程度越来越小
3.制备
F2 [1]电解法：电解三份KHF2和
3NaBr +H3PO4(浓) →Na3PO4+3HBr 3NaI + H3PO4(浓) → Na3PO4 + 3HI
∵浓硫酸可氧化部分溴化氢、碘化氢
H2SO4 (浓)+2HBr →Br2+ SO2 +2H2O H2SO4 (浓) + 8HI → 4I2+ H2S +4H2O
非金属卤化物水解
(1)将水滴入三溴化磷或三碘化磷 PBr3+3H2O → H3PO3+ 3HBr PI3+3H2O → H3PO3+ 3HI
F电负性大，无正氧化数 11-2-1 卤族元素通性
原子序数np ns 9
53 拆开1对电子 5s25p 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5
性质特点 Cl、Br、I的价电子构型 氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I) 氧化数为+1
3.0 2.8 2.5 电负性( p) 4.0 氧化数为+5 -1) 1681 1251 1140 1008 I1/(kJ·mol np ns nd -1、0 -1、0 -1、0 拆开3对电子 氧化数为+7 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、+3 +1、+3 ns np nd +5、+7 +5、+7 +5、+7
2.用空气把Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收* 3.用硫酸酸化
3CO32-+ 3Br2 → 5Br-+ BrO3- + 2CO2
5Br-+ BrO3- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O
制备
I2
1.通氯气于天然卤水中 Cl2 + 2I- → Cl- + I2 注意
应避免通入过量的氯气 2.用NaHSO3处理智利硝石提取 I2 + 5Cl2 + H2O → 2IO3-+10Cl-+H2O NaNO3后剩下的母液
等氧化剂与浓盐酸反应
MnO2 +4HCl(浓) → MnCl2+ Cl2 +2H2O 2KMnO4 + 16HCl(浓) → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
制备
用氯气氧化溴化钠中的溴离子 Br2
工业上从海水中提取*
1.在晒盐后留下的苦卤(pH=3.5左右)中通入氯气
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
氢卤酸 HF
热稳定性
热稳定性
HCl
HBr
HI
减弱
2HX → H2 + X2 HF
1000℃分解率 ///
HCl
HBr HI
33
1.4×10-2 0.5
卤化物 卤化物 离子型卤化物 共价型卤化物
形 成 性 质
与ⅠA、ⅡA的绝 大多数金属及大 多数镧系、锕系 元素 高熔、沸点， 低挥发性，熔 融时能导电 与非金属、氧 化数较高的金 属 一般熔、沸点低， 具有挥发性，熔 融时不导电
2IO3- + 5HSO3- → I2 + 3HSO4- + 2SO42-+ H2O
卤化氢和氢卤酸
1.制备
复分解:氟化氢和少量氯化氢 浓酸与相应的卤化物作用
CaF2+2H2SO4(浓) → Ca(HSO4)2+2HF NaCl+H2SO4(浓) → NaHSO4+HCl
溴化氢和碘化氢
制备
制取溴化氢、碘化氢不能用浓硫酸,需用磷酸