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卤素
卤素的思维导图，汇总了卤素单质、卤化氢和氢卤酸、卤素的含氧化合物、卤化物和拟卤化物的知识，一起来看吧！
编辑于2023-04-14 23:25:13 辽宁
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卤素
卤素单质
物理性质
同周期中半径最小，电子亲和能和电负性最大，非金属最强
主族来看，从氯到碘的电子亲和能依次减小，但氟的电子亲和能比氯小，氟原子半径特别小，核周围电子密度较大，当接受外来电子或共用电子对时，将引起较大的排斥力，从而抵消了气态氟原子形成气态氟离子时放出的能量
电子亲和能
基态的气态原子得到电子变为气态阴离子所放出的能量
状态：从F到I，卤素呈现由气态到液态到固态的规律性变化
F2、Cl2气态，Br2液态，I2固态
熔沸点：从F到I，相对分子质量增加，色散力增加，从而熔沸点增加
色散力
色散力主要与分子的变形性有关，分子的变形性越大，色散力越强。它存在于一切分子之间。任何一个分子，由于电子的不断运动和原子核的不断振动，常发生电子云和原子核之间的瞬时相对位移，从而产生瞬时偶极。分子靠瞬时偶极而相互吸引，这种力称为色散力
溶解度：Br2>Cl2>I2 （F2与水反应；Br2和I2在有机溶剂中溶解度很大，I2在水中的溶解度最小，但在CCl4中的溶解度很大。利用这一特点，可以用CCl4从水中提取I2。
卤水颜色：Cl2水为黄绿色，Br2水为红棕色（四氯化碳中为红棕色），I2水为黄褐色（四氯化碳中为紫黑色）
氯水和溴水为自由分子状态，碘水与水分子结合，形成溶剂分子
化学性质
氧化性：均为强氧化剂，从F2到I2，F2>Cl2>Br2>I2
与水反应：只有F2可以置换出水中的氧气
X2 + H2O = 2HX + 1/2O2
X2 + H2O = HX + HXO
与碱反应：
F2
2F2+2OH-（2％）==2F-+OF2+H2O
2F2+4OH-＝=4F-+O2+2H2O
Cl2
Cl2＋2OH-→Cl-＋ClO-＋H2O
3Cl2＋6OH-→5Cl-＋ClO3-＋3H2O
Br2
Br2＋2OH-→Br-＋BrO-＋H2O
3Br2＋6OH-→5Br-＋BrO3-＋3H2O
I2
3I2＋6OH-→5I-＋IO3-＋3H2O
与金属反应：F2与Cl2可以和各种金属反应，Br2与I2常温下只与活泼金属反应
F2与Cu，Ni，Mg作用时，由于金属表面生成一薄层致密的氟化物保护膜而中止反应。所以F2可储存在Cu，Ni，Mg或其合金制成的容器中
与非金属反应
与氢气反应
F2：暗处，F2与氢气剧烈反应，放出大量热
Cl：常温下与氢气缓慢反应，但在紫外光下，可以发生链反应，引发爆炸
链引发反应，产生单电子自由基
链传递反应，不断产生自由基
链终止反应，自由基除掉
Br：以Pt为催化剂，加热到350℃，高温下HBr不稳定
I2：催化剂并且加热的条件下，HI更容易不稳定
单质与氢气反应容易程度：F2>Cl2>Br2>I2
生成的氢化物稳定程度：HF>HCl>HBr>HI
总体规律
F2：除O2和N2，稀有气体He和Ne外，F2可与所有非金属直接化合为高价氟化物，大多数氟化物具有挥发性
Cl：可以与大多数非金属直接作用，但不及F2激烈
Br2与I2可与许多非金属单质作用，但不及F2和Cl2激烈，多形成低价化合物
激烈程度：F2>Cl2>Br2>I2
与某些化合物反应
Cl2、Br2、I2与硫化氢反应生产硫
Cl2、Br2与CO反应得到碳酰卤（碳酰氯）
F2在一定温度下与硫酸盐反应生成硫酰氟
F2、Cl2、Br2在一定条件下均可将氨氧化为氮气
有机化学中的取代、加成反应
应用
Cl：漂白（次氯酸钙）、杀菌、单质氯常做取代剂和氧化剂、有机化学反应
Br：有机溴化物可用作杀虫剂、颜料、化学中间体、漂白、与氯化物配合作为杀菌物质
I：制药、照相、橡胶制造、有机碘化物制备、碘酒等杀菌物
单质的制备
F2的制备
方法：莫瓦桑的电解法
2KHF2＝2KF＋H2＋F2
盛装：实验室制取的少量F2用特别干燥的玻璃或聚四氟乙烯材质来盛装
Cl2的制备
电解法（现代氯碱工业）
电解饱和食盐水
2Cl- + 2H2O ==2OH- + H2 + Cl2
电解熔融氯化物
MgCl2==Mg+Cl2
实验室制法
MnO2 + 4HCl(浓) === MnCl2 +2H2O + Cl2（加热）
2KMnO4 + 16HCl（浓） === 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
2NaCl+MnO2 +3H2SO4(浓） === 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2（加热）
Br2的制备
工业上：用氯气将海水中的Br-氧化成单质Br2，再利用空气将形成的Br2吹出，在用碳酸钠与吹出的Br2反应，再将生成物酸化，制得溴单质
Cl2＋2Br-＝2Cl-＋Br2
3Na2CO3+3Br2===5NaBr+NaBrO3+3CO2
BrO3-＋5Br-＋6H+＝3H2O＋3Br2
实验室中：在酸性条件下利用氧化剂将溴化物氧化来制备溴单质
2NaBr+MnO2+3H2SO4==2NaHSO4+MnSO4+2H2O+Br2
I2的制备
工业上方法：2IO3-+5HSO3-==5SO42-+H2O+3H++I2
实验室中：2NaI+3H2SO4+MnO2==2NaHSO4+MnSO4+2H2O+I2
卤化氢和氢卤酸
物理性质
状态：均为具有刺激性气味的无色气体、易溶于水，可与空气中的水蒸气结合形成白雾
沸点：HF>HI>HBr>HCl
除 HF 外，沸点随原子序数 Z 的增大，逐渐增高。因为 Z增大时，HX 分子的体积增大，分子间色散力增大。但 HF有分子间氢键，所以其沸点是本族氢化物中最高的一个。
H2O>HF>NH3
溶解度：HF>HI>HBr>HCl
熔点：HI>HF>HBr>HC
化学性质
酸性
比较：HI>HBr>HCl>HF，HF为弱酸，其余为强酸
HF特殊1：氟化氢浓度很低时酸性弱，当浓度提高后，生成二聚体，从而酸性增强
HF特殊2：腐蚀玻璃和瓷器
SiO2 + 4HF= SiF4 +2H2O
CaSiO3+6HF＝CaF2+SiF4+3H2O
还原性
比较：HI>HBr>HCl>HF（可通过卤化物与具有浓硫酸反应比较各离子的还原性强弱）
HCI、SO2、H2S
HI特殊：HI可以被空气中的氧气氧化形成I2，其余不能
热稳定性
在加热条件下分解为氢气和卤气
热稳定性顺序：HF>HCl>HBr>HI
卤化氢的制备
卤化物与浓硫酸作用
HF的制备：氟化钙和浓硫酸在加热条件下反应
CaF2+H2SO4(浓)===CaSO4+2HF↑
HCl的制备：氯化钠与浓硫酸在大于150℃下反应或者氯化钠与硫酸氢钠在大于500℃下反应
NaCl+H2SO4(浓)==NaHSO4+HCl
NaHSO4+NaCl==Na2SO4+HCl
HBr的制备：溴化钠与浓磷酸在加热条件下制备
不能用浓H2SO4制得HBr和HI，原因
2HBr+H2SO4(浓)===SO2+2H2O+Br2
8HI+H2SO4(浓)===H2S+4H2O+4I2
NaBr+H3PO4===NaH2PO4+HBr
HI的制备：碘化钠与浓磷酸在加热条件下制备
NaI+H3PO4===NaH2PO4+HI
卤素与氢直接化合：只适用于HCl的合成，条件为燃烧
F2 和 H2 直接化合反应过于激烈，难以控制。 Br2，I2 与 H2 化合过于缓慢，且温度高时 HX 将发生分解，故反应不完全。只有 Cl2 和 H2 直接化合制备HCl 的反应，可用于工业生产
H2 在 Cl2 中燃烧 H2 + Cl2==2 HCl
非金属卤化物水解：实验室中的HBr和HI常用非金属卤化物水解法制备
适用HBr和HI的制备
PBr3+3H2O==H3PO3+3HBr PI3+3H2O==H3PO3+3HI
2P+6H2O+3Br2==2H3PO3+6HBr 2P+6H2O+3I2==2H3PO3+6HI
卤化物与高沸点酸反应，适用于制备 HF，及少量的 HCl，HBr 和 HI；卤素与氢气直接化合，适于工业生产 HCl。卤化物水解，适于实验室制备 HBr 和 HI。
卤素的含氧化合物
氧化物
结构
OF2(V形）、O2F2(书面形）、Cl2O（V形）、ClO2（V形）
含氧酸及其盐
次卤酸及其盐
化学性质
稳定性
HXO 都不稳定，仅存在于水溶液中。从次氯酸到次碘酸稳定性依次减小。
弱酸性
次卤酸的酸性依次减弱 H—O—X，由Cl到I，O—X键减弱， H—O键增强，酸性减弱
氧化性
氧化性减弱 HClO > HBrO > HIO次卤酸盐的氧化性<次卤酸的氧化性
次卤酸及其盐的制备
利用歧化反应制备酸 2HgO + H2O + 2X2 = HgO·HgX2↓ + 2HXO
酸酐与水作用制备酸 Cl2O + H2O = 2HClO
次氯酸钠的制备 Cl- + H2O === 2OH- + Cl2 + H2 2OH- + Cl2== ClO- + Cl- + H2O
漂白粉的制备 2Cl2 + 3Ca(OH)2= Ca(ClO)2·CaCl2·Ca(OH)2·H2O + H2O
2Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O
亚卤酸及其盐
亚卤酸中仅存在 HClO2 一种，其酸性大于 HClO。 HClO2 极不稳定，几分钟后就发生歧化反应分解掉。产物中的 ClO2（IV）是黄色气体，浓度大时爆炸
制取 ClO2，可以用 SO2 还原 NaClO3
ClO2 在碱中歧化时生成亚氯酸盐和氯酸盐
制取 HClO2 一般用 Ba(ClO2)2 与酸反应
亚氯酸盐比亚氯酸稳定，但受热 或撞击时也易发生歧化分解
卤酸及其盐
卤酸及其盐的性质
卤酸强弱的顺序是 HClO3 > HBrO3 > HIO3. HClO3 和 HBrO3 均为强酸碘酸为中强酸
同一主族元素同一价态含氧酸的酸性，从上到下依次减弱
稳定性
HXO3 的稳定性高于 HXO，但也容易分解。HClO3 和 HBrO3 仅存在于溶液中，减压蒸馏冷溶液可得到粘稠的浓溶液
氧化性
酸的浓溶液是强氧化剂HBrO3>HClO3>HIO3，在酸性溶液中，盐的氧化性增强
盐类的溶解度
氯酸盐基本可溶，但溶解度不大。溴酸盐中常见的难溶盐有 AgBrO3，Pb(BrO3）和 Ba(BrO3）其余溴酸盐可溶
卤酸及其盐的制取
歧化法
通过卤素在碱中的歧化反应制备 卤酸或卤酸盐
直接氧化法
使用强的氧化剂，将低氧化态 的物质氧化成卤酸或卤酸盐
卤酸盐与酸反应
H2SO4 浓度不宜太高，否则导致 产物浓度过高，易发生爆炸分解。
高卤酸及其盐
化学性质
强酸性
HClO4 > HBrO4 > H5IO6
稳定性和氧化性
H5IO6（固体）>HClO4（纯液体）>HBrO4（55%）
强氧化性
HBrO4 > H5IO6 > HClO4
溶解性
MClO4 > MBrO4 > M5IO6
高卤酸的制备
高卤酸钾和浓硫酸反应，可制得高卤酸
卤化物和拟卤化物
卤化物
卤素和电负性较小的元素形成的化合物叫做卤化物
金属卤化物
制备
方法一：氢卤酸与相应物质作用
方法二：金属与卤素直接化合，条件为高温干燥
某些高价金属卤化物，极易水解，不能通过与氢卤酸的反应，从水溶液中得到，而必须由金属和卤素直接化合制取。
方法三：氧化物与卤素作用，需要碳与氧气来进行耦合反应。
一些氧化物的卤化反应，在热力学上是不利的.可以在反应的体系中加入碳单质，采取反应的耦合，以达到卤化的目的。实际进行的反应为
方法四：用某一金属卤化物转化为目标金属卤化物
可溶性的金属卤化物可以转变成难溶卤化物。
难溶性的金属卤化物可以转变成溶解度更小的卤化物
溶解性
弱酸氢氟酸盐即氟化物除钠，钾，铷，铯，以及铍的 氟化物易溶于水外，多数难溶
难溶的金属氯化物其中，PbCl2 的溶解度较大， Pb2+ 不能被 Cl－ 沉淀完全.PbCl2 可以溶于热水中
常见的难溶的金属溴化物
常见的难溶的金属碘化物
形成配位化合物
向硝酸汞中滴加碘化钾，出现红色沉淀，随后红色沉淀消失
Hg2+2I-==HgI2
HgI2+2I-==【HgI4】2-
氯化铜的水解，随着水的加入，溶液由深黄色到绿色再到蓝色，两种配合物同时存在时为绿色
[CuCl4]2- +4H2O==[Cu(H20)4]2+4Cl-
金属铅与稀盐酸生成白色沉淀，当铅遇到浓硫酸后生成无色配位化合物
Pb+2HCl==PbCl2+H2
PbCl2+2Cl-==[PbCl4]2-
卤素互化物和多卤化物
卤素互化物
定义：卤素互化物是指两种或三种卤素组成的共价形化合物
规律：两种卤素互化物之间的电负性差越大，则中心原子的价态越高
制备
两种卤素单质相互混合在一定温度下反应
用卤素单质与卤素互化物反应
化学性质
互卤化物易发生水解反应，在水解过程 中卤素的氧化数不发生变化
自耦：BrF3、IF5（为非水溶剂）
一些互卤化物因其熔融态时易于自耦解离，常作为离子化合物的非水 溶剂，如 ICl，BrF3，IF5 等。
BrF3 是应用最广的互卤化物，它 有如下的自耦解离：
多卤化物
构成：离子型化合物，阴离子有一种卤素或多种卤素组成，阳离子以金属离子居多
制备：卤化物与卤素反应
性质：不稳定性
受热分解为简单的卤化物和卤素单质
若为多种卤素的多卤化物，受热分解为具有高晶格能得那种卤化物（因此很难找到含F得多卤化物）
拟卤素
定义
有一类由两种或两种以上非金属元素组成的负一价阴离子 ，如 CN－， SCN－，OCN－ 等，它们在形成化合物时，表现出与卤离子相似的性质，称为拟卤离子。
与其相对应的中性分子，如氰(CN)2 ，硫氰 (SCN)2 ，氧氰 (OCN)2 等，其性质与卤素单质相似，称为拟卤素。
制备
（CN）2的制备：AgCN直接受热分解
（SCN)2的制备：将AgSCN悬浮在乙醚中，用Br2或者I2将其氧化
（OCN)2的制备：电解氰酸钾
分子结构
（SCN）2：直线型分子，两个（Π34）键
（CN）2：直线型分子，有两个（Π44）键
（OCN）2：直线型分子，有两个（Π34）键
性质
物理性质
（CN）2：常温常压下，呈现气态，有苦杏仁味，无色，可燃，剧毒
（SCN）2：浅黄色晶体，－2℃以上为液态。不稳定容易发生聚合，从而呈现砖红色不溶物固体
氧化还原性
氢化物酸性
HSCN>HOCN>HCN
盐与配位化合物
Ag++CN-==AgCN
AgCN+CN-==[Ag(CN)2]-