无机化学卤素和氧族元素卤族元素上

会计学1无机化学卤素和氧族元素卤族元素上无机化学卤素和氧族元素卤族元素上1. 卤素和氧族元素的通性2. 卤素单质的制备和性质3. 卤化氢的制备及其性质的递变规律4. 氯的含氧酸及其盐的性质和递变规律5. 臭氧、过氧化氢分子的结构及其性质6. 硫化氢和多硫化氢的性质、金属硫化 物的溶解性7. 硫酸分子的结构、硫酸及其盐的性质8. 亚硫酸及其盐、硫代硫酸盐、过二硫酸盐、焦硫酸盐的性质1. 卤素单质的性质2. HX的制备、性质及其递变规律3. 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律4. O3、H2O2、H2SO4分子的结构5. H2O2、H2S的性质和硫化物的溶 解性6. H2SO3及其盐、H2SO4、K2S2O7、 H2S2O3及其盐、H2S2O3及其盐的性质 11-2 卤素11-3 氧族元素11-1 p区元素概述第十一章 卤素和氧族元素无机化学多媒体电子教案第一节 p区元素概述1141161181234567银金镉汞铟铊锡铅锑铋碲钋砹氡氙 碘氦硼碳氮氧氟氖铝 硅磷硫氯氩铜锌镓锗砷硒溴 氪AgCdInSnSbTeI Xe AuHgTl PbBiPoAtRnIBIIIAIVAVAVIAVIIAIIBUuuUubHeBCNOFNeAlSiPClSArCuZnGaGeAsSeBrKr2567891013141516171829303132333435364748495051525354798081828384858611111203ns np2ns np2除氢外，所有的非金属全部集中在p区0AAAAA He 氦氦2 B 硼硼 C 碳碳 N 氮氮 O 氧氧 F 氟氟 Ne 氖氖3 Al 铝铝 Si 硅硅 P 磷磷 S 硫硫 Cl 氯氯 Ar 氩氩4 Ga 镓镓 Ge 锗锗 As 砷砷 Se 硒硒 Br 溴溴 Kr 氪氪5 In 铟铟 Sn 锡锡 Sb 锑锑 Te 碲碲 I 碘碘 Xe 氙氙6 Tl 铊铊 Pb 铅铅 Bi 铋铋 Po At 砹砹Rn 氡氡沿B-Si-As-Te-At对角线，右上角为非金属(包括线上)，左下角为金属A-A和零族元素为p区元素 元素元素性质性质AlGaInTlGeSnPb原子半径原子半径/pm125125150155122140154离子半径离子半径/pmM4+537184M3+51628195M+81147第一电离势第一电离势KJ/mol577.4578.8588.1589.1762.2708.4715.4第二电离势第二电离势1816.11979182019701537.41411.31449.9第三电离势第三电离势2744.82963270428753301.929423081电负性电负性1.611.811.782.042.011.962.33标准标准电极电极电势电势M3+3e-M-1.076-0.56-0.338+0.72M+e-M-0.336M2+2e-M-0.15-0.136-0.126P区元素的特点(1) 除A零族外，均由 典型非金属准金属典型金属0Rn 氡At 砹 Po Bi 铋Pb 铅Tl 铊6Xe 氙I 碘Te 碲Sb 锑Sn 锡In 铟5Kr 氪Br 溴Se 硒As 砷Ge 锗Ga 镓4Ar 氩Cl 氯S 硫P 磷Si 硅Al 铝3Ne 氖F 氟O 氧N 氮C 碳B 硼2He 氦AAAAA原子半径增大金属性增强非金属性减弱0AAAAA He 氦氦2 B 硼硼 C 碳碳 N 氮氮 O 氧氧 F 氟氟 Ne 氖氖3 Al 铝铝 Si 硅硅 P 磷磷 S 硫硫 Cl 氯氯 Ar 氩氩4 Ga 镓镓 Ge 锗锗 As 砷砷 Se 硒硒 Br 溴溴 Kr 氪氪5 In 铟铟 Sn 锡锡 Sb 锑锑 Te 碲碲 I 碘碘 Xe 氙氙6 Tl 铊铊 Pb 铅铅 Bi 铋铋 Po At 砹砹Rn 氡氡P区元素的特点（2）具有多种氧化数因原子的价电子构型为 ns2np1-5 ns、np电子可参入成键非金属元素还具有负氧化数这种现象称为 惰性电子对效应 稳定性减弱高氧化数化合物 稳定性增强低氧化数化合物如：NaBiO3、PbO2能把Mn2+、氧化为MnO4-,Tl2O3能把HCl氧化成Cl2,Hg2+能把Sn2+氧化成Sn4+。关于原因有现在有好多方面的讨论，对于我们现在来说并非重点，因此不做讲述。电子构型电子构型氧化态氧化态AlHe3s23p1+3GaHe4s24p1+1,+3InHe5s25p1+1,+3TlHe6s26p1+1,+3GeHe4s24p2+2,+4SnHe5s25p2+2,+4PbHe6s26p2+2,+40AAAAA He 氦氦2 B 硼硼 C 碳碳 N 氮氮 O 氧氧 F 氟氟 Ne 氖氖3Al 铝铝660.4Si 硅硅 P 磷磷 S 硫硫 Cl 氯氯 Ar 氩氩4Ga 镓镓29.78 Ge 锗锗973.4 As 砷砷 Se 硒硒 Br 溴溴 Kr 氪氪5In 铟铟156.6 Sn 锡锡231.9 Sb 锑锑630.5 Te 碲碲 I 碘碘Xe 氙氙6Tl 铊铊303.5 Pb 铅铅327.5 Bi 铋铋271.3 Po At 砹砹Rn 氡氡P区元素的特点（3）0AAAAA He 氦氦2 B 硼硼 C 碳碳 N 氮氮 O 氧氧 F 氟氟 Ne 氖氖3 Al 铝铝 Si 硅硅 P 磷磷 S 硫硫 Cl 氯氯 Ar 氩氩4 Ga 镓镓 Ge 锗锗 As 砷砷 Se 硒硒 Br 溴溴 Kr 氪氪5 In 铟铟 Sn 锡锡 Sb 锑锑 Te 碲碲 I 碘碘 Xe 氙氙6 Tl 铊铊 Pb 铅铅 Bi 铋铋 Po At 砹砹Rn 氡氡P区元素的特点（4）第十一章 卤素和氧族元素无机化学多媒体电子教案第二节 卤素0AAAAA He 氦氦2 B 硼硼 C 碳碳 N 氮氮 O 氧氧 F 氟氟 Ne 氖氖3 Al 铝铝 Si 硅硅 P 磷磷 S 硫硫 Cl 氯氯 Ar 氩氩4 Ga 镓镓 Ge 锗锗 As 砷砷 Se 硒硒 Br 溴溴 Kr 氪氪5 In 铟铟 Sn 锡锡 Sb 锑锑 Te 碲碲 I 碘碘 Xe 氙氙6 Tl 铊铊 Pb 铅铅 Bi 铋铋 Po At 砹砹Rn 氡氡11-2-1 卤族元素通性1.特点：在每一周期中，原子半径最小，电离能最大，电子亲合能最小，电负性最大。 因此，都是活泼的非金属元素。卤素和同周期元素相比较，其非金属是最强的。在族内，元素的性质相似，(可与IA族相比)，如卤素单质均为双原子分子。 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。元素的性质也出现规律性变化。氟氟(F)(F)氯氯( (ClCl) )溴溴( (BrBr) )碘碘( (I I) )原子序数原子序数9173553价层电子构型价层电子构型 2s22p53s23p54s24p55s25p5原子半径原子半径/pm/pm6499114133电负性电负性( p)( p)4.03.02.82.5I I1 1/ /( (kJkJ mol mol-1-1) )1681125111401008主要氧化数主要氧化数-1-1、0 0 -1、0+1、+3 +5、+7 -1、0 +1、+3 +5、+7 -1、0 +1、+3 +5、+7 I1大, X - e- X+ 困难只有碘才有这种可能11-2-1 卤族元素通性x与稳定的8电子构型仅缺一个电子，在同周期 元素中核电荷是最多的，原子半径是最小的易获得电子，是同周期中非金属性最强的元素氟氟(F)(F)氯氯( (ClCl) )溴溴( (BrBr) )碘碘( (I I) )原子序数原子序数9173553价层电子构型价层电子构型 2s22p53s23p54s24p55s25p5原子半径原子半径/pm/pm6499114133电负性电负性( p)( p)4.03.02.82.5I I1 1/ /( (kJkJ mol mol-1-1) )1681125111401008主要氧化数主要氧化数-1-1、0 0 -1、0+1、+3 +5、+7 -1、0 +1、+3 +5、+7 -1、0 +1、+3 +5、+711-2-1 卤族元素通性xF电负性大，无正氧化数Cl、Br、I的价电子构型拆开1对电子氧化数为+1ns npndns npnd氧化数为+3拆开2对电子拆开3对电子ns npndns npnd氧化数为+5氧化数为+7具有多种氧化数 并相差2电子构型电子构型 氧化态氧化态 FHe2s22p5-1,0, ClNe3s23p5-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 BrAr4s24p5-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 IAr4s24p5-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 AtAr4s24p5-1,0,+1,+5BrO4-BrO3-BrO-Br2(l)Br-120.930.5650.3351.0850.61n11+n22+niin1+n2+ni=F2HF3.076HClOHClO2ClO3-ClO4-1.4151.2261.1571.673Cl2Cl-1.3601.6301.458HBrOBrO3-BrO4-1.5131.7601.490Br2Br-1.0771.604HIOIO3-H3IO62-1.2091.6001.150I2I-0.5341.431 卤素的电极电势图如下： 酸性溶液中EA 碱性溶液中EBF2F-2.889 IO-IO3-H3IO62-0.2160.7000.169I2I-0.5340.4030.476ClO-ClO2-ClO3-ClO4-0.4650.3980.2710.680Cl2Cl-1.3600.4200.890BrO-BrO3-BrO4-0.7600.9300.536Br2Br-1.0770.4560.5200.6100.29011-2-1 卤族元素通性3. F的特殊性：电负性最大，无正氧化值。原子半径小，空间位阻不大，氟与有多种氧化值的元素化合时，该元素往往可以呈现最高氧化值，例如AsF5、SF6和IF7等。中心原子的周围可以容纳较多的氟原子，同时还因为，氟的氧化能力最强，F-F键能小，F-F键容易打开，形成新键。 自然界中大多以化合态存在 氟：萤石 CaF2， 冰晶石 Na3AlF6， 氟磷灰石 Ca5F(PO4)3 ； 氯：NaCl，KCl，光卤石 KCl MgCl2 6H2O ； 溴：以溴化物的形式存在于海水和地壳中； 碘：以碘化物形式存在，南美洲智利硝石含有少许 的碘酸钠。 砹：放射性元素，仅以微量而短暂地存在于镭、锕 和钍的蜕变产物中 。氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)集聚状态 气体 气体 液体 固体熔、沸点升高熔点/ -219.6 -101 7.2 113.5沸点/ -188 -34.6 58.76 184.31.物理性质均为双分子(具有稳定的8电子构型及较高的键能)在周期表中，整族是双原子分子的只有卤素 固态为分子晶体 熔、沸点较低氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)集聚状态 气体 气体 液体 固体颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑颜色加深熔点/ -219.6 -101 7.2 113.5沸点/ -188 -34.6 58.76 184.31.物理性质 卤素单质的颜色，可利用分子轨道理论加以解释。 卤素分子中的电子吸收可见光中光子的能量后，由能量最高的基态的电子占有轨道( ) 激发1个电子到能量最低的空轨道( )np*np* 随着原子序数的增加，这种轨道之间的能量差逐渐减少，所需要外界提供的能量随之减少，即所吸收的光的波长逐渐增加，透过或反射的光的波长也呈现规律性变化。 (np)2 (np)4 (np)4 (np)2 (np)4 (np)3 (np)1 基态 能量最低激发态* 对应颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫 卤素单质 F2 Cl2 Br2 I2630-600760-630430-400450-430500-450570-500600-570橙红紫蓝青绿黄 光互补示意图(数值为波长，单位nm)物质呈现的颜色为被该物质吸收了的色光的互补色随原子序数核间距电子与核结合 紧密程度电子激发所需能量吸收光波长互补光波长颜色加深氟 吸收波长短的光 则呈现波长较长 光的颜色-黄色碘 吸收波长长的光 则呈现波长较短 光的颜色-紫色氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)集聚状态 气体 气体 液体 固体颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑溶解度 分解水 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂熔点/ -219.6 -101 7.2 113.5沸点/ -188 -34.6 58.76 184.31.物理性质 水中颜色 有机溶剂(CCl4、CS2)颜色溴 黄棕红 黄棕红碘 棕或红棕 紫I2易溶于碘化物(如KI)中I3- I2 + I- I3-氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)集聚状态 气体 气体 液体 固体颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑溶解度 分解水 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂毒性 具有刺激性气味，并有毒毒性减小熔点/ -219.6 -101 7.2 113.5沸点/ -188 -34.6 58.76 184.31.物理性质氧化性2.化学性质 F2 Cl2 Br2 I2 X2 氧化性： 强 弱 X 还原性： 弱 强 E ( X2 / X )/V： 3.05 1.36 1.07 0.54 结论：氧化性最强的是 F2，还原性最强的是 I 。 卤素单质是强氧化剂，其中F2的氧化性最强，随原子序数增大，氧化能力逐渐变弱。 X2 + e- X- 211与H2反应 X2 + H2 2HX减小卤素卤素反应条件反应条件反应速率与程度反应速率与程度F2阴冷阴冷爆炸、放出大量热爆炸、放出大量热Cl2常温常温强光照射强光照射缓慢缓慢爆炸爆炸Br2常温常温600 C不如氯不如氯 明显明显I2高温高温缓慢缓慢21X2 + e- X- 氧化性2.化学性质 F2 Cl2 Br2 I2 在低温下，暗处，F2 可与 H2 发生剧烈反应，放出大量热，导致爆炸。F2(g) + H2(g) = 2 HF(g) Cl2 在常温下与H2 缓慢反应， 但在紫外光照射下，可发生爆炸的链鎖反应。 Cl2(g) + H2(g) = 2 HCl(g)h以金属 Pt 为催化剂， 加热到 350， Br2 可与 H2 反应。 但高温下 HBr 不稳定， 易分解。 Br2(g) + H2(g) = = 2 HBr(g)Pt，350I2 与 H2 在催化剂存在并加热的条件下可反应生成 HI，HI 更易分解。I2(g) + H2(g) = = 2 HI(g)催化剂，2 与金属、非金属反应卤素卤素反应物质反应物质 反应程度反应程度F2所有金属所有金属除氮除氮、氧外的非金属氧外的非金属 反应激烈反应激烈常伴有燃烧和爆炸常伴有燃烧和爆炸 Cl2与上类似与上类似平稳平稳Br2 I2活泼金属活泼金属其他金属其他金属常温常温 加热加热减小21X2 + e- X- 氧化性 F2 Cl2 Br2 I2化学性质2.化学性质F2与Cu、Ni、Mg作用，表面生成氟化物保护膜，可阻止进一步被氧化，所以F2可储存在Cu、Ni、Mg制成的容器中2 与金属、非金属反应卤素卤素反应物质反应物质 反应程度反应程度F2所有金属所有金属除氮除氮、氧外的非金属氧外的非金属 反应激烈反应激烈常伴有燃烧和爆炸常伴有燃烧和爆炸 Cl2与上类似与上类似平稳平稳Br2 I2活泼金属活泼金属其他金属其他金属常温常温 加热加热干燥的氯不与Fe反应可将氯储存在铁罐中减小21X2 + e- X- 氧化性 F2 Cl2 Br2 I2化学性质2.化学性质 与非金属反应 除 O2 、N2、He、Ne 外， F2 可与所有非金属作用，直接化合成高价氟化物。低温下可与 C、Si、S、P 猛烈反应，生成氟化物，大多数氟化物都具有挥发性。 Cl2 也能与大多数非金属单质直接作用，但不及 F2 激烈。 2 S(s) + Cl2(g) = S2Cl2(l) (红黄色液体) S(s) + Cl2(g)(过量) = SCl2(l) (深红色发烟液体) 2 P(s) + 3 Cl2(g) = 2 PCl3(l) (无色发烟液体) 2 P(s) + 5 Cl2(g)(过量) = 2 PCl5(s) (淡黄色固体) Br2 和I2 可与许多非金属单质作用，一般多形成低价化合物，反应不如 F2、Cl2 激烈。 2 P(s) + 3 Br2(g) 2 PBr3(l) (无色发烟)2 P(s) + 5 I2(g) 2 PCl3(s) (红色)3 与水反应：分两类Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应反应程度越来越小F2 只能发生(1)类反应，并反应激烈2X2 + 2H2O 4HX + O221X2 + e- X- 氧化性 F2 Cl2 Br2 I22.化学性质(1)氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2(2)歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO3 与水反应：分两类21X2 + e- X- 氧化性 F2 Cl2 Br2 I22.化学性质(1)氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2(2)歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO 可见：氯水，溴水，碘水的主要成分是单质。 Cl2 + H2O = HCl + HClO K = 5.6105 3 I2 + 3 H2O = 5 HI + HIO3 K = 4.81016 Br2 + 3 H2O = 5 HBr + HBrO3 K = 2.5 1093. 卤素单质的制备在自然界中， 卤素主要以负一价卤离子形式存在。 通常情况下可采用氧化卤离子的方法来制备卤素单质。 由于 X- 还原性顺序为 I-BrClF，因此，各种卤素单质的制备，要采用不同的方式进行。 阳极反应：2 F 2 e= F2阴极反应：2 HF + 2 e = F22总反应：2 KHF2 =2 KF + F2 + H2（1）单质氟的制备 F2 是最强的氧化剂，所以通常不能采用氧化F-离子的方法制备单质氟。 电解法制备单质氟 ： 在实验室中，常用热分解含氟化合物来制单质氟： BrF5 = BrF3 + F2 1986年，化学家 K. Christe ，使用 KMnO4， HF，KF，H2O2，采用氧化络合置换法制得单质氟： 2 KMnO4 + 2 KF + 10 HF + 3 H2O2 =2 K2MnF6 + 8 H2O + 3 O2 SbCl5 + 5 HF= SbF5 + 5 HCl （1）氟化、氧化反应： （2）置换反应：2 K2MnF6 + 2 SbF5 = 2 KSbF6 + MnF4423KMnF4 = MnF3 + F212（2） 单质氯的制备 工业上大量用到的氯，主要来源是电解饱和食盐水。 工业上：1电解饱和食盐水溶液制烧碱的副产品 Cl22NaCl+2H2O 2NaOH + Cl2 + H2电解2电解MgCl2熔盐制Mg的副产品 MgCl2(熔融） Mg + Cl2电解电解3电解NaCl熔盐制Na的副产品 2NaCl(熔融） 2Na + Cl2 阳极反应： 2 Cl 2 e = Cl2 阴极反应：2 H2O + 2 e = H2 + 2OH 总反应：2 NaCl + 2 H2O = 2 NaOH + Cl2 + H2在实验室中， 常用强氧化剂二氧化锰， 将浓盐酸氧化， 制备少量氯气 。MnO2 + 4 HCl（浓） = MnCl2 + Cl2 + 2 H2O MnO2 + 2 NaCl + 3 H2SO4（浓） = 2 NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + 2 H2O 2 KMnO2 + 16 HCl（浓） = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O（3 ）单质溴的制备 Br2用氯气氧化溴化钠中的溴离子Cl2 + 2Br- 2Cl- + 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- + Br23.用硫酸酸化5Br-+ BrO3- + 6H+ 3Br2 + 3H2O2.用空气把Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收*3CO32-+ 3Br2 5Br-+ BrO3- + 2CO2为除出残存的氯气，可加入少量KBr在实验室中，是在酸性条件下，利用氧化剂氧化溴化物来制备单质溴。 MnO2 + 2 NaBr + 3 H2SO4 = 2 NaHSO4 + MnSO4 + Br2 + 2 H2O 2 NaBr + 3 H2SO4（浓） = 2 NaHSO4 + SO2 + Br2 + 2 H2O（4 ）单质碘的制备 智利硝石的母液中含有碘酸钠约为 6gdm-3。工业上曾以此为原料，先用 NaHSO3 将浓缩的 NaIO3 溶液还原成碘离子，然后加入适量碘酸根离子，在酸性条件下，使其发生逆歧化反应，得到单质碘。2 IO3 + 6 HSO3 = 2 I + 6 SO4 + 6 H+2-5 I + IO3 + 6 H+ = 3 I2 + 3 H2O海水也是生产碘的原料。海水中存在少量的碘离子，通常利用海藻类植物富集碘，并在酸性条件下，用水浸取海藻灰，将其中的 KI 溶出。再用与制取单质溴类似的方法制备单质碘 。MnO2 + 2 I + 4 H+ = Mn2+ + I2 + 2 H2O实验室中制备少量单质碘的方法与实验室中制单质溴相似。 MnO2+2 NaI+ 3 H2SO4 2 NaHSO4 + MnSO4 + I2 + 2 H2O 8 NaI + 9 H2SO4（浓） 8 NaHSO4 + H2S + 4 I2 + 4 H2O注意：用浓硫酸作氧化剂时，在单质溴和单质碘的制备过程中，还原产物不同。 8 NaI + 9 H2SO4（浓） 8 NaHSO4 + H2S + 4 I2 + 4 H2O通氯气于天然卤水中I2Cl2 + 2I- Cl- + I2应避免通入过量的氯气I2 + 5Cl2 + H2O 2IO3-+10Cl-+H2O1.制备采用单质合成、复分解、卤化物水解等方法单质合成:工业上合成盐酸氢气流在氯气中燃烧,生成的氯化氢用水吸收H2 + Cl2 2HCl(1)氯分子在加热或强光照射下分解为氯原子Cl2 Cl + Clh(2)氯原子和氢分子反应Cl + H2 HCl + H(3)氢原子和氯分子反应H + Cl2 HCl + Cl这样的连续反应称为连锁反应11-2-3 卤化氢和氢卤酸1.制备采用单质合成、复分解、卤化物水解等方法复分解: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+2HFNaCl+H2SO4(浓) NaHSO4+HCl制取溴化氢、碘化氢不能用浓硫酸,需用磷酸3NaBr +H3PO4(浓) Na3PO4+3HBr 3NaI + H3PO4(浓) Na3PO4 + 3HI11-2-3 卤化氢和氢卤酸1.制备采用单质合成、复分解、卤化物水解等方法复分解: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+2HFNaCl+H2SO4(浓) Na(HSO4)2+2HCl制取溴化氢、碘化氢不能用浓硫酸,需用磷酸浓硫酸可氧化部分溴化氢、碘化氢H2SO4 (浓)+2HBr Br2+ SO2 +2H2OH2SO4 (浓) + 8HI 4I2+ H2S +4H2O11-2-3 卤化氢和氢卤酸1.制备采用单质合成、复分解、卤化物水解等方法非金属卤化物水解:制备溴化氢和碘化氢3Br2+2P+6H2O 2H3PO3+6HBr(2)将溴滴入磷与少量水的混合物中(1)将水滴入三溴化磷或三碘化磷PBr3+3H2O H3PO3+ 3HBrPI3+3H2O H3PO3+ 3HI(3)将水滴入碘与磷的混合物中3I2+ 2P + 6H2O 2H3PO3+ 6HI小结：卤化氢的制备的三种方法1 卤化物的浓硫酸置换法 利用固体卤化物与浓硫酸直接反应可制取卤化氢。 CaF2 (s) + H2SO4（浓）= CaSO4 + 2 HF NaCl (s) + H2SO4（浓）= NaHSO4 + HCl423K NaCl + NaHSO4（浓）= Na2SO4 + HCl773K制备 HBr 和 HI 必须用无氧化性的浓磷酸代替浓硫酸。 NaBr (s) + H3PO4（浓）= NaH2PO4 + HBr NaI (s) + H3PO4（浓）= NaH2PO4 + HI2 卤素与氢直接化合法 F2 和 H2 直接反应虽然十分完全，但反应过于剧烈，不好控制；Br2 或 I2 与 H2 反应缓慢，而且反应不完全。所以工业上不采用单质直接化合法制备 HF，HBr 和 HI。工业上只采用 Cl2 和 H2 直接化合法，制备 HCl。H2 + Cl2 = 2 HCl在实际操作中，是把溴水滴加到磷与少许水的混合物上，或将水滴加到磷与碘的混合物上。 PX3 + 3 H2O =H3PO3 + 3 HX （X=Br，I）3 卤化物水解法 2 P + 3 X2 + 6 H2O= 2 H3PO3 + 6 HX（X=Br，I）11-2-3 卤化氢和氢卤酸2.物理性质HF HCl HBr HI具有强烈刺激性气味的无色气体在空气易与水蒸气结合形成白色酸雾熔点/ -83.1 -114.8 -88.5 -50.8沸点/ 19.54 -84.9 -67 -35.38熔、沸点升高，相对分子质量以色散力为主，分子间力 ,熔、沸点 分子极性 ,取向力变形性 ，色散力11-2-3 卤化氢和氢卤酸2.物理性质HF HCl HBr HI具有强烈刺激性气味的无色气体在空气易与水蒸气结合形成白色酸雾熔点/ -83.1 -114.8 -88.5 -50.8沸点/ 19.54 -84.9 -67 -35.38HF特殊F原子小,电负性大,则HF极性强,分子间存在氢键,形成缔合分子(HF)n F F F H H H H H F F F11-2-3 卤化氢和氢卤酸2.物理性质HF HCl HBr HI具有强烈刺激性气味的无色气体在空气易与水蒸气结合形成白色酸雾熔点/ -83.1 -114.8 -88.5 -50.8沸点/ 19.54 -84.9 -67 -35.38极性共价型分子，液态不导电易溶于水,其水溶液称为氢卤酸氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸)11-2-3 卤化氢和氢卤酸3.化学性质HF HCl HBr HI水溶液 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 酸性* 弱酸 强酸 强酸 强酸酸性增强HF稀溶液是弱酸，浓度5molL-1时为强酸溶液中存在 HF H+ + F- 7.2x10-4 F- + HF HF2- 5.1c(HF)增大,使(2)为主要,导致(1)向右移动。HFHFHFHF11-2-3 卤化氢和氢卤酸3.化学性质HF HCl HBr HI水溶液 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 酸性* 弱酸 强酸 强酸 强酸酸性增强 HF与SiO2反应，生成气态SiF4 SiO2 + 4HF SiF4+ 2H2O 用于SiO2含量的测定, 刻蚀玻璃。11-2-3 卤化氢和氢卤酸3.化学性质HF HCl HBr HI水溶液 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 还原性还原性增强4I- + 4H+ O2 2I2 + 2H2O酸性* 弱酸 强酸 强酸 强酸酸性增强 HF HCl HBr HI与空气中氧反应 不能 不能 缓慢 能 与浓H2SO4反应 不能 不能 能 能11-2-3 卤化氢和氢卤酸3.化学性质HF HCl HBr HI水溶液 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 还原性还原性增强酸性* 弱酸 强酸 强酸 强酸酸性增强 HF HCl HBr HI与空气中氧反应 不能 不能 缓慢 能 与浓H2SO4反应 不能 不能 能 能2HBr +H2SO4(浓) SO2 + Br2+2H2O8HI +H2SO4(浓) H2S +4I2+4H2O11-2-3 卤化氢和氢卤酸3.化学性质HF HCl HBr HI水溶液 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸) 还原性增强酸性 弱酸 强酸 强酸 强酸增强热稳定性减弱2HX H2 + X2 HF HCl HBr HI1000分解率 / 1.410-2 0.5 33卤素和电负性较小的元素生成的化合物叫做卤化物。卤素与A、A的绝大多数金属及大多数镧系、锕系元素形成卤素与非金属、氧化数较高的金属具有高熔、沸点，低挥发性，熔融时能导电性质一般熔、沸点低，具有挥发性，熔融时不导电卤化物离子型卤化物 共价型卤化物11-2-4 卤化物(1)同一周期卤化物，从左到右， 由离子型过渡到共价型1.性质和键型氟化物氟化物NaF MgF2AlF3SiF4PF5SF6熔点熔点/99312501040-90-83-83沸点沸点/169522601260-86-75-75熔融态熔融态导电性导电性易易易易易易不能不能不能不能不能不能键型键型 离子型离子型离子型离子型离子型离子型共价型共价型共价型共价型共价型共价型第三周期元素氟化物的性质和键型(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11-2-4 卤化物氟化物氟化物NF3PF3AsF3SbF3BiF3熔点熔点/-206.6 -151.5-85292727沸点沸点/-129 -101.5-63 319(升华升华)102.7(升华升华)熔融态熔融态导电性导电性不能不能不能不能不能不能难难易易键型键型共价型共价型 共价型共价型共价型共价型 过渡型过渡型离子型离子型氮族元素氟化物的性质和键型(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1.性质和键型卤化物卤化物AlF3AlCl3AlBr3AlI3熔点熔点/1040 190(加压加压)97.5191沸点沸点/1260 178(升华升华)263.3360熔融态导电性熔融态导电性易易难难难难难难键型键型离子型离子型 共价型共价型 共价型共价型共价型共价型AlX3的性质和键型11-2-4 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。1.性质和键型氯化物氯化物SnCl2SnCl4PbCl2PbCl4熔点熔点/246-33501-15沸点沸点/652114950105键型键型离子型离子型 共价型共价型 离子型离子型 共价型共价型不同氧化数氯化物的性质和键型11-2-4 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.溶解性(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11-2-4 卤化物CaX2 为离子型，F-半径小， CaF2晶格能大， 难溶(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.溶解性(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AgF AgCl AgBr AgI 易溶 难溶 难溶 难溶变形性 ,相互极化 ,键的共价性 ，溶解度11-2-4 卤化物2、 金属卤化物金属卤化物是指金属与卤素所形成的简单化合物。 金属卤化物中，卤素与金属之间所形成的价键类型，主要与离子极化相关。 典型的离子型卤化物包括碱金属、碱土金属以及较活泼金属、镧系和锕系元素的低价态卤化物，如 NaCl，CaF2，BaCl2，FeCl2，CeCl3 等。而大多数金属的高价态卤化物，表现出较大的共价化合物的性质。如 AlCl3，FeCl3，SnCl4，TiCl4 等。（1）金属卤化物的制备 卤化氢或氢卤酸与活泼金属、金属氧化物和氢氧化物以及金属难溶盐作用， 可以得到相应的金属卤化物：Zn + 2 HCl= ZnCl2 + H2 (与活泼金属反应)CuO + 2 HCl =CuCl2 + H2O (与金属氧化物反应)NaOH + HCl =NaCl + H2O (与氢氧化物反应)CaCO3 + 2 HCl =CaCl2 + H2O + CO2 (与金属难溶盐反应)难溶性金属卤化物， 可通过可溶性金属卤化物转化而形成：AgNO3 + KX= AgX + KNO3 （X = Cl，Br，I）易水解的卤化物，也可利用金属与卤素单质直接化合的方式制备： 2 Al + 3 Cl2 = 2 AlCl3 (高温干燥) 2 Cr + 3 Cl2 = 2 CrCl3（2） 金属卤化物的溶解性 离子型卤化物大多易溶于水，共价型卤化物易溶于有机溶剂。 对于金属氟化物，因为 F 离子的半径很小， Li 和碱土金属以及 La 系元素多价金属氟化物的晶格能较高， 远高于其在溶解过程中的水合热， 所以， 这些金属氟化物在水中难以溶解。因为 F- 变形性小， 与 Hg(I) 和 Ag(I) 形成的氟化物表现离子性， 而溶于水。 Cl，Br，I 变形性依次增大， 所以，形成卤化物的共价性逐渐增强， 溶解度依次减小。 （3）形成配合物 X- 外层具有 4 对孤对电子，可作为配位体与盐类化合物形成配位化合物。但由于 X 是硬酸，对外层电子的吸引较强，不易给出电子，即使在配合物形成过程中，将电子对通过配位提供给中心离子(形成体)， 也很容易重新将其配位电子夺回。这样就决定了以卤离子为配体形成的配位化合物不是很稳定。它们的形成要在一定条件下进行，一旦外界条件改变了， 则配合物也就随之而分解。 例如：CuCl42 + 4 H2O = Cu(H2O)42+ + 4 Cl 深黄色 蓝色FFFFFIFF拟卤素某些由两个或多个非金属元素组成的负一价的阴离子，在形成离子型或共价型化合物时，表现出与卤素阴离子相似的性质。这些阴离子包括氰离子 CN ，硫氰酸根离子 SCN ，氰酸根离子 OCN 等，这些离子被称为拟卤离子。 当拟卤离子以与卤素单质相同的形式组成中性分子时，其性质也与卤素单质相似，故称之为拟卤素或类卤素。 拟卤素主要包括：氰 (CN)2 ，硫氰 (SCN)2 ，氧氰 (OCN)2 ，硒氰 (SeCN)2 。1 拟卤素的制备 (CN)2 的制备一般采用加热分解氰化物的方法。 2 AgCN= 2 Ag + (CN)2 (SCN)2 的制备，是将 AgSCN 悬浮在乙醚溶液中， 利用 Br2 或 I2 将 SCN- 离子氧化。2 AgSCN + Br2=2 AgBr + (SCN)2 (l)电解氰酸钾 KOCN 溶液， 在阳极可得到氧氰。2 OCN - 2 e = (OCN)22 分子结构 (CN)2 分子通常写成 :NCCN: 。注意：(CN)2 分子中存在大 键。 : N C C N : (SCN)2 分子通常写成 :NCSSCN: ，而硫氰酸根离子通常写为 :NCS:。SCN 离子中同样存在大 键。 : N C S : 3 物理性质 (CN)2 在常温常压下，呈现气态，苦杏仁味，无色，可燃，剧毒。273 K，100 kPa 下，1 体积水中约可溶 4 体积 (CN)2 。 常温常压下，(SCN)2 为黄色液态。二聚态不稳定，容易发生聚合，逐渐形成多聚物 (SCN)x ，呈现砖红色，属不溶性固体。4 化学性质 （1）酸性 拟卤素氢化物的水溶液呈酸性。 除氢氰酸 (HCN) 为弱酸外， 氰酸 (HOCN) 和硫代氰酸 (HSCN) 的酸性较强。 Ka (HOCN) = 3.5104 Ka (HSCN) = 6.310 1 Ka (HCN) = 6.21010（2）与金属化合 拟卤素可以与金属形成相应的盐。 其中 Ag(I)， Hg(I) 和 Pb(II) 的拟卤化物为难溶盐。 2 Fe + 3 (SCN)2 =2 Fe(SCN)3 Ag+ + CN =AgCN Pb2+ + 2 CN = Pb(CN)2 Hg2 + 2 CN = Hg2(CN )22+（3）歧化反应 拟卤素与水或碱性溶液作用，发生歧化反应。(CN)2 + H2O = HCN + HOCN(CN)2 + 2 OH =CN + OCN + H2O（4）难溶盐和配位化合物 碱金属氰化物溶解度很大，在水中强烈水解，而显碱性，生成 HCN。 大多数硫氰酸盐溶于水，重金属盐难溶于水。 主要的难溶盐包括 AgCN，AgSCN，Pb(CN)2，Hg2(CN)2，Pb(SCN)2， Hg(SCN)2 等。这些难溶盐在NaCN，KCN 或 NaSCN 溶液中形成可溶性配位化合物。AgCN + NaCN = Ag(CN)- + Na+2AgI + 2 CN =Ag(CN)- + I2Fe3+ + x SCN =Fe(SCN)3x （血红色），x = 16x（5）氧化还原性 Pb(SCN)2 + Br2 =PbBr2 + (SCN)2 E (CN)2 / HCN = 0.37 V F2 Cl2 Br2 I2 E ( X2 / X )/V： 3.05 1.36 1.07 0.54 E (SCN)2 / SCN = 0.77 V 可见，Cl2，Br2 可以氧化 CN 和 SCN ；(SCN)2 可以氧化 I ；I2 可以氧化 CN 。 补充 卤素的氧化物1 卤素的氧化物的物理性质 卤素的氧化物的种类繁多，性质差异明显。除 F 外，由于 Cl，Br，I 的电负性比 O 小， 所以，FO 键和其它卤素的 XO 键之间所形成的极性共价键的偶极方向不同， 决定了氧的氟化物和其它卤素氧化物之间， 具有本质的差别。 常见的卤素的氧化物的结构： OF2 O2F2(Br2O、Cl2O) ClO2OCl(VII)Cl(I)OOOClClOOOOOOOClOOOClOOOClClOOOOOO118.60115.20170.9pm140.5pmOIOOIOO139.20192pm195pm178pm177pm179pm183pm化合物化合物 结构结构化合物化合物 结构结构 Cl2O6 Cl2O4 I2O5 Cl2O7 常见的卤素的氧化物的结构：2 卤素的氧化物的化学性质 OF2 的氧化性比 F2 单质弱，但它仍然是很好的氧化剂和氟化剂，可与多数金属反应，形成金属氟化物和氧化物。 在低温条件下 (100K) ，O2F2 的反应活性就已较高，可将低价态的卤素氟化物转化成高价态的卤素氟化物。ClF + O2F2 = ClF3 + O2BrF3 + O2F2 =BrF5 + O2 O2F2 可与非金属氢化物，如 HCl，HBr，H2S 等作用， 转化成相应的非金属氟化物 。H2S + 4 O2F2 = SF6 + 2 HF + 4 O2 Cl2O 不稳定，Cl2O 在水溶液中，存在如下平衡：Cl2O + H2O = 2 HClO3 Cl2O + 10 NH3 =2 N2 + 6 NH4Cl + 3H2O ClO2 同样具有很强的氧化性，可与许多金属和非金属以及化合物作用。 光照条件下，在中性水溶液中，ClO2 会发生歧化分解，形成盐酸和氯酸的混合物。 所以，Cl2O 是次氯酸的酸酐，常用于制备次氯酸盐。 如 Ca(OCl)2。 Cl2O 与 NH3 混合，会发生强烈的爆炸。2 ClO2 + H2O = HCl + HClO3hCl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4 Cl2O7 是高氯酸的酸酐，可溶于水，形成高氯酸；和碱性水溶液反应，形成高氯酸盐。在加热条件下，爆炸分解，形成 ClO3 和 ClO4 。 Cl2O6 在水中水解，发生歧化，形成氯酸和高氯酸。Cl2O7 = ClO3 + ClO4Br2O 具有氧化性，可用于氧化单质碘来制备 I2O5，也可将苯氧化成醌。溶解于碱溶液， 形成次溴酸盐。I2O5 是碘酸的酸酐。I2O5 最典型的反应是可将空气中的一氧化碳完全氧化成二氧化碳。该原理用于空气污染的监测。 I2O5 + 5 CO = I2 + 5 CO23 卤素的氧化物的制备 可用 F2 气体和 2% 的 NaOH 水溶液反应，制取 OF2。F2 + 2 NaOH = OF2 + 2 NaF + H2O 使 O2 与 F2 的混合物，在低压放电条件下反应，可制取 O2F2 。而制备纯的 O2F2 ，反应需要在不锈钢容器中进行。O2 + F2 =O2F2Cl2O 是用新制出的氧化汞与单质 Cl2 反应来制备的。2 Cl2 + 2 HgO = HgCl2HgO + Cl2O大量制取 Cl2O 的方法是将 Cl2 和湿润的 Na2CO3 反应。 2 Cl2 + 2 Na2CO3 + H2O= Cl2O + 2 NaHCO3 + 2 NaCl 实验室中，可利用草酸还原 KClO3 ，得到 ClO2 。 ClO2 一般是采用还原氯酸盐的酸性溶液来制得的。2 NaClO2 + Cl2 = 2 ClO2 + 2 NaClCl2O6 是用臭氧氧化 ClO2 而得到的。2 ClO2 + 2 O3 =Cl2O6 + 2 O22 ClO3 + 2 Cl + 4 H+ =2 ClO2 + Cl2 + 2 H2O2 ClO3 + C2O4 + 4 H+ = 2 ClO2 + 2 CO2 + 2 H2O2 工业上，常采用氯气氧化亚氯酸盐方法来大量制取 ClO2。在低温 263K 下，用浓磷酸使高氯酸脱水，可得到 Cl2O7 。所以 Cl2O7 是高氯酸的酸酐。将 HIO3 于 473K 利用干燥空气脱水，可制备出 I2O5 。 Br2 蒸汽与新制出的 HgO 反应可制得 Br2O 。2 Br2 + 2 HgO = HgBr2HgO + Br2O2 HIO3 =I2O5 + H2O473K，空气流 除F外，卤素均可形成正 氧化数的含氧酸及其盐。1.概述氧化数氧化数氯氯溴溴碘碘名称名称+1HClO HBrOHIO次卤酸次卤酸+3HClO2HBrO2-亚卤酸亚卤酸+5HClO3HBrO3HIO3卤卤 酸酸+7HClO4HBrO4HIO4、H5IO6高卤酸高卤酸 除F外，卤素均可形成正 氧化数的含氧酸及其盐。1.概述氧化数氧化数氯氯溴溴碘碘名称名称+1HClO HBrOHIO次卤酸次卤酸+3HClO2HBrO2-亚卤酸亚卤酸+5HClO3HBrO3HIO3卤卤 酸酸+7HClO4HBrO4HIO4、H5IO6高卤酸高卤酸卤素含氧酸不稳定，大多只能存在于水溶液中，至今尚未得到游离的纯酸。 在卤素的含氧酸及其含氧酸盐中，卤素原子采用 sp3 杂化，所以含氧酸分子及含氧酸根离子均为正四面体构型。 在含氧酸分子中，羟基氧 (OH) 与卤素原子之间形成 sp3-p 的 键；端基氧与卤素原子之间，除形成 sp3-p 的 配位键外，还有（d-p）p 配键。 以Cl为例 +1 +3 +5 +7 次氯酸根 亚氯酸根 氯酸根 高氯酸根只有正高碘酸的构型是正八面体 。 在高碘酸分子中， I 采取 sp3d2 杂化，分别与 5 个羟基氧和 1 个端基氧结合，所以为 6 配位，分子呈正八面体形状。EXOOOEXOEOEXOEEIOOOOOOIO6 -OXOOOXO-XO2-XO3-XO4-5含氧酸根离子的结构1.概述ClO4- ClO3- HClO2 HClO Cl2 Cl- 1.20 1.18 1.64 1.63 1.361.451.39BrO3- HBrO Br2 Br- 1.44 1.60 1.07E /VAH5IO6 IO3- HIO I2 I- 1.60 1.14 1.45 0.54ClO4- ClO3- ClO2- ClO- Cl2 Cl- 0.36 0.33 0.66 0.42 1.360.890.76BrO4- BrO3- BrO- Br2(l) Br- 1.03 0.49 0.46 1.07HI3O62- IO3- IO- I2(s) I- 0.65 0.15 0.42 0.5411-2-5 氯的含氧酸及其盐E /VB1.概述ClO4- ClO3- HClO2 HClO Cl2 Cl- 1.20 1.18 1.64 1.63 1.361.451.39BrO3- HBrO Br2 Br- 1.44 1.60 1.07E /VAH5IO6 IO3- HIO I2 I- 1.60 1.14 1.45 0.54ClO4- ClO3- ClO2- ClO- Cl2 Cl- 0.36 0.33 0.66 0.42 1.360.890.76BrO4- BrO3- BrO- Br2(l) Br- 1.03 0.49 0.46 1.07HI3O62- IO3- IO- I2(s) I- 0.65 0.15 0.42 0.5411-2-5 氯的含氧酸及其盐E /VB(1)在 图中,几乎所有电对的电极电势都有较大的正值,即在酸性介质中,卤素单质及各种含氧酸都有较强的氧化性,还原产物一般为X-。E /VA1.概述ClO4- ClO3- HClO2 HClO Cl2 Cl- 1.20 1.18 1.64 1.63 1.361.451.39BrO3- HBrO Br2 Br- 1.44 1.60 1.07E /VAH5IO6 IO3- HIO I2 I- 1.60 1.14 1.45 0.54ClO4- ClO3- ClO2- ClO- Cl2 Cl- 0.36 0.33 0.66 0.42 1.360.890.76BrO4- BrO3- BrO- Br2(l) Br- 1.03 0.49 0.46 1.07HI3O62- IO3- IO- I2(s) I- 0.65 0.15 0.42 0.5411-2-5 氯的含氧酸及其盐E /VB(2)在 图中,除X2/X-电对外,其余电对的电极电势虽为正值,但均较小，即在碱性介质中,各种含氧酸盐的氧化性较含氧酸弱。E /VB1.概述ClO4- ClO3- HClO2 HClO Cl2 Cl- 1.20 1.18 1.64 1.63 1.361.451.39BrO3- HBrO Br2 Br- 1.44 1.60 1.07E /VAH5IO6 IO3- HIO I2 I- 1.60 1.14 1.45 0.54ClO4- ClO3- ClO2- ClO- Cl2 Cl- 0.36 0.33 0.66 0.42 1.360.890.76BrO4- BrO3- BrO- Br2(l) Br- 1.03 0.49 0.46 1.07HI3O62- IO3- IO- I2(s) I- 0.65 0.15 0.42 0.5411-2-5 氯的含氧酸及其盐E /VB(3)某些中间氧化数物质易发生歧化反应11-2-5 氯的含氧酸及其盐1.次卤酸及其盐2.正卤酸3.亚卤酸11-2-5 氯的含氧酸及其盐2.次氯酸及其盐上述反应所得HClO浓度很低，加入HgO、Ag2O、CaCO3等,可使反应向右进行，得到浓度较大的HClO2Cl2 +2HgO+H2O HgOHgCl2+2HClO次氯酸的形成：氯气和水作用Cl2 + H2O =HClO + HCl2.次氯酸及其盐(2)不稳定：仅存在于稀溶液中3HClO=2HCl + HClO3 (歧化)2HClO=2Cl2O + H2O (脱水)脱水剂2HClO=2HCl + O2 (分解)光(3)氧化性(消毒,漂白等)次氯酸的性质(1)弱酸HClO =H+ + ClO- Ka = 4.010-8 2.次氯酸及其盐次氯酸盐(1)形成:氯气通入冷碱溶液中Cl2 +2NaOH NaClO +NaCl +H2O 漂白粉有效成分为次氯酸钙,使用时加酸，生成HClO,有强氧化性,具有漂白、消毒作用(2)漂白粉：次氯酸钙和碱式氯化钙的混合物 2Cl2 +3Ca(OH)2 = Ca(ClO)2+CaCl2Ca(OH)2H2O +H2O 40以下2.次氯酸及其盐次氯酸盐(1)形成:氯气通入冷碱溶液中Cl2 +2NaOH NaClO +NaCl +H2O 漂白粉有效成分为次氯酸钙,漂白时加酸，生成HClO,有强氧化性,具有漂白、消毒作用。(2)漂白粉：次氯酸钙和碱式氯化钙的混合物 2Cl2 +3Ca(OH)2 Ca(ClO)2+CaCl2Ca(OH)2H2O +H2O 40以下CO2也可从漂白粉中将HClO置换出来Ca(ClO)2+CaCl2Ca(OH)2H2O+CO2 2CaCO3 +CaCl2 +2HClO+H2O次卤酸及其盐 次卤酸主要包括 HClO，HBrO 和 HIO， 次卤酸不稳定，尤其是 HBrO 和 HIO。相应的盐类比