导图社区 卤素思维导图
卤族元素（除放射性元素），指周期系ⅦA族元素。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）、石田（Ts），简称卤素。
无机化学考点！下图总结了铁系和铂系部分元素的知识，铁系元素包括铁、钴、镍三种元素，铂族元素矿物属自然铂亚族，包括铱、铑、钯、铂的自然元素矿物，有需要的同学点赞收藏哦！
无机化学之铜锌副族元素笔记，涵盖了不同价态化合物及其方程式，内容详实，结构清晰，逻辑严密，非常值得学习。
无机化学之铜锌副族元素笔记，涵盖了铬和锰的不同价态其方程式，内容详实，结构清晰，逻辑严密，非常值得学习。
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第14章DNA的生物合成读书笔记
卤素
卤素的通性

半径与性质
共价半径
同周期X最小，得电子能力最强，同族半径依次增大，得电子能力减弱，氧化性降低
X- 半径
同族依次增大，失电子能力增强，还原性增强
电子亲和能
X(g)+e-→X-(g)
EF<ECI
同族元素，E一般随半径增大而减小，F半径太小，核附近电子云密度较高，当原子结合一个电子形成负离子时，因排斥作用使放出的能量减小
卤素各氧化态之间组成的电对具有正的电极电势值，特别是在酸性溶液中，具有较强的氧化性
卤素单质及其化合物
卤素的成键特征
X-X
非极性共价键（共用电子对）
X(-1)
离子键
极性共价键
配位键
卤素在自然界中的分布
氟F
萤石
冰晶石
氟磷灰石
氯CI
主要以NaCI形式存在于海水中约占海水质量的1.9%
光卤石
岩盐
溴Br
主要存在与海水中，海水中溴的含量相当于氯的1/300
碘I
碘在海水中存在的更少，主要被海藻所吸收。碘也存在于某些盐井和盐湖中。南美洲智利硝石含有少许碘酸钠
砹At
放射性元素
卤素单质
物理化学性质
物理性质变化规律解释
物质的颜色与吸收光颜色的关系
当可见光照射到物体上时，物体所显颜色就是未被吸收光的复合色
随卤素原子序数的增加，核对外层电子的引力依次减弱，激发电子所需能量依次降低
F2
吸收可见光中能量较高，波长较短的那部分光，显示波长较长的那部分光的复合颜色——黄色
I2
主要吸收可见光中能量较低，波长较长的那部分光，显示波长较短的那部分光的复合颜色——紫色
当物质的聚集状态由气态到液态到固态转化时，颜色会逐渐加深
卤素单质的溶解性
分解水
CI2
水中溶解度较小，其水溶液为氯水，显黄绿色，主要成分为
Br2
水中溶解度稍大，其水溶液为溴水。且易溶于有机溶剂。溶液的颜色随溴的浓度的增加而加深，由黄色到橙色到棕色
碘溶液的颜色随溶剂的不同而不同
在水、醇、不饱和烃、酮、醚、酯等介电常数较大的极性溶剂中，因形成溶剂化物而呈棕色或棕红色
在介电常数较小的非极性或极性较低的溶剂如:CS2，CCl4等中,溶解的碘以分子 状态存在(不发生溶剂化作用),溶液显紫色(碘蒸气的颜色)。
离解能D
D(F2)<D(CI2)
因F半径过小，孤对电子间有较大的排斥作用，从而削弱了化学键的强度
化学性质
与金属作用
能够与所有金属直接化合，生成高价氧化物
★F2与Cu、Ni、Mg作用时，金属表面生成一层致密的氟化物保护膜而使反应难以继续下去故，F2可储存在Cu、Ni、Mg或其合金制成的容器中。
Cl2
可与金属作用，有的需要加热
2Cr+3CI2=2CrCI3
★干燥的CI2不与Fe反应，因此CI2可储存在铁制容器中。
Br2和I2
常温下能与活泼金属作用，与不活泼金属一般在加热的条件下反应
与非金属反应
F2可与除O2、N2、He、Ne外的所有非金属作用，直接化合成高价氟化物
★低温下可与C、Si、S、P剧烈反应
Cl2也能与大多数非金属单质直接作用，但不如F2的反应剧烈。
2P+3Cl2===2PCl3(l)
2P+5Cl2===2PCl5(s)
Br2一般不能将非金属氧化到最高氧化数，且反应不如CI2激烈。
2P+3Br2===2PBr3(l)
I2反应不如Br2激烈，一般需加热
2P+3I2===2PI3(s)
与氢作用
F2与H2的混合物爆炸反应，无法控制
Cl2常温与H2缓慢反应，但有强光照射时，因发生连锁反应导致爆炸。
与H2反应需高温、加催化剂
★高温下HBr和HI不稳定，易分解。
★平衡反应：I2和Br2与H2反应不彻底
与水作用
氧化还原反应
4X2+2H20=4H++4X-+O2↑ （X=F)
歧化反应
X2+2H2O==H++X-+HXO(X=CI、Br、I)
卤素单质的制备和用途
卤素的制备
X-+氧化剂→X2
F2的制备一电解氧化法
2KHF2(无水）电解（373K)2KF+H2↑+F2↑
F2的用途
分离同位素U235F6,U238F6制有机氟化物－制冷剂、杀虫剂等
Cl2的制备
工业制法
电解食盐水
2NaCl(饱和）＋2H2O=2NaOH+H2↑+CI2↑
电解熔融盐
MgCl2(熔融态）＝Mg+Cl2↑(副产物）
实验室制法
MnO2+4HCI(浓）＝MnCl2+2H2O+CI2↑
2KMnO4+16HCI(浓）＝2KCI+2MnCl2+5CI2↑+8H2↑
K2Cr2O7,KCIO3等也可与浓HCI反应放出Cl2.
Cl2的用途
漂白纸张、布匹、饮水消毒（HCIO)
制HCI、农药、染料及其它化工产品
Br2的制法－工业上主要从海水中提取
置换
Cl2+2Br-=2CI-+Br2 (pH=3. 5)
歧化
3Br2+3Na2CO3=5NaBr+NaBrO3+3CO2↑
浓缩
5Br+BrO3+6H+=3Br2+3H2O
Br2的用途
大量用于制染料，照相用的光敏物质，医药上用做镇静剂和安眠药（NaBr,KBr)
I2的制备
Cl2+2I-=I2+2CI-
Cl2过量：5CI2+I2+6H2O=2IO3-+10CI-+12H+
MnO2+2NaI+3H2SO4=2NaHSO4+MnSO4+2H2O+I2
2IO3-+5HSO3-(适量）＝3HSO4-+2SO42-+H2O+I2
I2的用途
碘酒一碘和碘化钾的酒精溶液
AgI-照相、人工降雨的晶种
含碘盐－防止和治疗甲状腺肿大
碘仿－防腐剂
卤化氢和氢卤酸
物理性质
卤化氢
无色气体，刺激性，在空气中易冒白烟
氢卤酸
水溶液可导电，液态HX不导电（共价）
酸性
热稳定性
还原性
HF的特性
熔沸点反常地高
稀溶液为弱酸，浓溶液为强酸
与SiO2或硅酸盐作用SiO2+4HF=2H2O+SiF4↑ CaSiO3+6HF=CaF2+3H2O+SiF4↑ 所以不能用玻璃制品装HF,但可用HF刻蚀玻璃。
氢卤酸的制法
直接合成法
（制HCI）H2+Cl2=2HCI （F2太剧烈，Br2、I2太慢）
酸与金属卤化物作用
HF:CaF2+H2SO4(浓)＝CaSO4+2HF↑ 反应在铅或铂蒸馏釜中进行，水吸收得酸，保存在塑料瓶中。 HCI:NaCI+H2SO4(浓)＝NaHSO4+HCI↑ NaHSO4+NaCl(>780K) =Na2SO4+HCI↑ 此法不能用于制HBr、HI HBr:NaBr+H3PO4=NaH2PO4+HBr↑ HI: NaI+H3PO4=NaH2PO4+HI↑
非金属卤化物的水解
其他制法
卤化物和卤素互化物
卤化物
离子型卤化物
构成
X2+IA(Li除外)、IA(Be除外)、La系与Ac系多数元素、部分过渡金属元素
特点
熔沸点高、难挥发、水溶液及熔融态导电
共价型卤化物
X2+非金属及氧化数较高的金属PCl5、AICl3
熔沸点低、易挥发，熔融态不导电。有的不溶于水，溶于水的往往发生强烈水解
性质变化规律
溶解性
大多数卤化物易溶于水。
银盐（AgX）、铅盐（PbX2）、亚汞盐（Hg2X2）、亚铜盐（CuX）难溶（X=Cl、Br、I）
氟化物溶解度反常，CaF2难溶；AgF易溶
一般重金属溶解度：MFn>MCIn>MBrn>MIn
同一金属的不同卤化物的性质
离子型卤化物，熔沸点可由库仑力判断
典型共价化合物熔沸点随分子间力增大而增大
同一金属不同氧化数的卤化物的性质
同种金属的卤化物，低价态离子性显著，高价态共价性显著
卤素互化物
定义
指以共价键结合而形成的化合物
通式
XXn＇(n=1, 3, 5)电负性：X’>X 其余几乎都是氟的卤素互化物IF3 IF5 CIF5等
性质
不稳定，类似X2,都是强氧化剂，活性较高
与大多数金属和非金属反应生成相应卤化物
易发生水解 XX’ +H2O→H++X’+HXO IF5+3H2O=5HF+H++IO3-
卤素的氧化物
CI、Br、I能与电负性大的氧形成正氧化数为（＋1,+3,+5,+7）的氧化物、含氧酸及含氧酸盐。 氧化物通性：大多不稳定，受撞击或光照即爆炸分解。碘氧化物最稳定。氯、溴氧化物室温即明显分解，F不能形成氧化物（氧的氟化物OF2,O2F2) .
稳定性：高价态氧化物＞低价态氧化物
几种较重要的氧化物
CI2O
黄红色气体。 次氯酸的酸酐，不稳定易爆
H2O+Cl2O=HCIO
CIO2
黄色气体，冷凝时为红色液体
2CIO2+2NaOH=NaClO2+NaCIO3+H2O
CI2O7
无色液体，HCIO4酸酐
I2O5
白色固体，HIO3的酸酐。是所有卤素氧化物中最稳定的。
合成氨工业定量测CO(I2O5+5CO=5CO2+I2)
OF2
2F2+2NaOH(2%)=2NaF+H2O+OF2↑
卤素的含氧酸及其盐
次卤酸及其盐
酸（H-X-O)的共性
均不稳定，易分解，只存于水溶液中
2HXO光2HX+O2
3HXO→2HX+HXO3
盐（XO-)的性质
所有盐都溶于水，且水解溶液显碱性
XO-+H2O==HXO+OH-
氧化性
稳定性
3XO-→2X-+XO3-
次氯酸的制备与性质
制备
CI2+H2O=H++CI-+HCIO
2Cl2+H2O+Ag2O=2AgCI↓+2HCIO
弱酸性
亚卤酸及其盐（了解）
卤酸及其盐
3X2+6OH-Δ5X-+XO3-+3H2O
NaClO3+3H2电解NaCl+3H2O
卤酸盐在酸性溶液中为强氧化剂，中性、碱性溶液中氧化能力极弱。
所有氯酸盐都溶于水，K+,Rb+,Cs+,NH4+的氯酸盐溶解度较小
Ag+,Ba2+,Pb2+,Hg22+的溴酸盐难溶，其余易溶；除碱金属外，其余碘酸盐难溶
固体KCIO3是强氧化剂，遇易燃物S、C、P及有机物等碰撞易爆，常用于制火柴、信号弹礼花等
高卤酸及其盐
HCIO4性质
纯态为无色液体，不稳定，易爆，稀溶液稳定
酸性为已知无机酸中最强的
浓、热的为强氧化剂，稀、冷溶液几乎无氧化性
酸性：高碘酸<高氯酸
氧化性：高碘酸＞高氯酸
2Mn2++5IO4-+3H2O=2MnO4-+5IO3-+6H+
HCIO4制法
KCIO4+H2SO4(浓）＝KHSO4+HCIO4
高卤酸盐
氯的含氧酸盐最稳定，中性溶液无氧化性，酸化后有氧化性。溶解性类同MCIO3,K+、Rb+、Cs+、NH4+的高氯酸盐溶解度很小。
拟卤素和拟卤化物
含氧酸的氧化还原性
含氧酸氧化还原性的周期性
同周期各元素最高氧化态的含 氧酸，氧化性从左到右增强。
H4SiO4<H3PO4 <H2SO4 <HCIO4
VO2+ <Cr2O72- <MnO4‑
同类型的低氧化态的含氧酸也有此倾向
同一主族中，元素的最高氧化态含氧酸的氧化性，多数随原子序数的增加呈锯齿形升高。
同一副族含氧酸的ψ从上到下略有下降
同一成酸元素不同氧化态的含氧酸，浓度相同，低氧化态的氧化性强（还原为同一氧化态）
同种含氧酸或盐在不同条件下的氧化性
浓酸比稀酸的氧化性强
含氧酸比含氧酸盐的氧化性强
含氧酸盐在酸性条件下的氧化性比在中性或碱性条件下的强
影响含氧酸及其盐氧化能力强弱的因素
中心原子（R:成酸元素）结合电子的能力
含氧酸及其盐的氧化能力是指处于高氧化态的中心原子在它转变为低氧 化态的过程中结合电子的能力。
中心原子结合电子的能力越强，酸或盐越容易被还原，即氧化性越强。 这种能力与中心原子的电负性、原子半径、氧化态等因素有关。
凡电负性高，原子半径小，氧化态高的中心原子，其获得电子的能力强， 氧化性强
中心原子与氧原子之间键（R-O)的强度
含氧酸还原为低氧化态或单质的过程包括R-O键的断裂。因此R-O键越强和必须断裂的R-O键越多，则酸或盐越稳定，氧化性越弱。
其它因素的影响
第六周期高氧化态的含氧酸的氧化性比第五周期相应元素的含氧酸强 得多，与它们的6S2电子特别稳定（惰性电子对效应）及内层增加了4f电子 等有关。例如：TI(I皿）、Pb(IV)、Bi(V)均不稳定，倾向于保留6S2电子而 处于低氧化态。
非氧化还原过程的影响 水的生成、溶剂化和去溶剂化作用、离解、缔合、沉淀的生成等，这些过 程放出的能量越多，则总反应进行的趋势越大，含氧酸氧化性越强。
一般金属的氟化物主要是离子型，其余卤化物按MCIn→MIn共价性依次增强；
