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第 14 章 卤 素

第 14 章 卤 素. §14-1 卤素的通性. §14-2 卤素单质. §14-3 氟氯溴碘的化合物. Br 2. Cl 2. I 2. 卤 素 The Halogens. 拉丁文原义 ⅦA ns 2 np 5 “ 萤石” ← 9 F 2s 2 2p 5 “ 绿色” ← 17 Cl 3s 2 3p 5 “ 臭” ← 35 Br 4s 2 4p 5

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第 14 章 卤 素

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  1. 第14章 卤 素 §14-1 卤素的通性 §14-2 卤素单质 §14-3 氟氯溴碘的化合物

  2. Br2 Cl2 I2 卤 素 The Halogens 拉丁文原义 ⅦA ns2np5 “萤石” ← 9F 2s22p5 “绿色” ← 17Cl 3s23p5 “臭” ← 35Br 4s24p5 “紫色” ← 53I 5s25p5 “不稳定” ← 85At 6s26p5 21085 At τ＝8.3小时

  3. 卤素 教学要求： １、熟悉卤素及其重要化合物的基本化学性质、结构、制备和用途，掌握它们的共性和差异性。 ２、熟悉卤素单质和次卤酸及其盐发生歧化反应的条件和递变的规律。 ３、能较熟练地运用元素电势图来判断卤素及其化合物各氧化态间的转化关系。

  4. §14－1 卤素的通性1－1 卤素原子的物理性质

  5. 电子构型：ns2np5 • 氧化态：-1，0，+1，+3，+5，+7。nd空轨道参与成键。 • 电离能和亲合能：第一电离能都比较大，失去电子的倾向比较小；电子亲和能随原子半径增大而减小，F并非最大。 • 电负性：较大电负性。氟的电负性最大，因此氟具有最强的氧化性。 • 离解能：随着原子序数和原子半径的依次增大而减小， 但F2分子反常，具有较低的离解能。 • 氧化还原能力：除-1氧化态外，其它氧化态都可以作为氧化剂，是较强的氧化剂；中间氧化态都可以发生歧化反应。 • 键型：与活泼金属元素形成离子键；活泼非金属元素形成共价键。氧化数为-1，有三种形式：离子键，如NaCl；共价键，如HCl；配位键，如[CuCl4]2-。

  6. 电子构型 氧化态 F [He]2s22p5 -1,0, Cl [Ne]3s23p5 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 Br [Ar]4s24p5 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 I [Kr]5s25p5 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 At [Xe]6s26p5 -1,0,+1,+5 卤素的成键特征和氧化态

  7. 1—2 卤素的存在 氟盐：萤石(CaF2)、冰晶石(Na3AlF6)、磷灰石(Ca5F(PO4)3) 卤素是最活泼的一族非金属元素，卤素就是“成盐元素”的意思，在自然界只能以化合态的形式存在. I：智利硝石(NaIO3)和 富集于海带、海藻中 氯和溴盐：大量在海水中NaCl、NaBr At为放射性元素，其中寿命最长的同位素210At的半衰期为8.3小时。主要由人工合成。 42He + 20983Bi →21185At + 2 10n

  8. 1—3 卤素的电势图

  9. 卤素的电势图

  10. §14—2 卤素单质2—1 卤素单质的物理性质 • 存在状态：随着卤素原子半径增大，从F2→Cl2，分子之间的色散力增大。氟和氯呈气态，溴呈液态，碘呈固态。氯易液化，碘可升华。 • 物理性质：熔点、沸点、汽化热等呈规律性变化。 • 共价单键：双原子分子。p-pσ键。颜色变化：氟呈浅黄色，氯呈黄绿色，溴呈棕红色，碘呈紫色。。 • 溶解度：非极性分子，易溶于有机溶剂，呈现不同颜色，碘溶解于碘盐中，生成I3-离子。 • 键强度自Cl2－Br2－I2，逐渐减小，表现在离解能减小。 • 氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2 • 毒性

  11. 单质 状态 熔点(K) 沸点(K) 键能(kJ/mol) (X2/X-)(V) F2 气态 53.53 85.01 158 2.868 Cl2 气态 172.17 239.18 242 1.358 Br2 液态 265.9 331.93 193 1.0652 I2 固态 386.7 457.50 151 0.535 At 575 610 110 0.2 卤素单质物理性质

  12. 2—2 卤素单质的化学性质 (2).与金属作用： 氟氯能与所有金属反应生成卤化物，溴碘与贵金属之外金属化合。氟直接反应，生成高价化合物；氯反应较剧烈，溴碘常温下与活泼金属直接反应。 F是最强的氧化剂，可和所有金属反应，可直接把Co氧化为Ⅲ价钴： 2Co＋3F2＝ 2CoF3 Mg、Fe、Cu、Pb、Ni与F可形成氟化物保护膜。 Co＋Cl2＝ CoCl2 上述反应需加热。干燥Cl2与Fe不作用，故可用钢瓶状液氯。 1、与金属、非金属的作用

  13. (2) .与非金属作用： 氟氯能与除氮氧碳的非金属直接反应，氟反应剧烈，产生火焰；氯直接化合。溴碘反应能力较弱。如： 2S(s)＋Cl2(g)＝S2Cl2(l) （硫过量） S(s)＋Cl2(g)＝SCl2 (l) （氯过量） 2P＋3Cl2＝2PCl3易水解 2P＋5Cl2(过量)＝2PCl5易水解，烟雾弹。 而Br2、I2与P只能生成PX3： 2P＋3Br2＝2PBr3(干燥条件下才能生成，否则水解) 2P＋3I2＝2PI3预测水解产物：H3PO3、HI。

  14. （3）与氢作用： 卤素均可与氢发生反应，但各卤素原子与氢反应所需的条件和反应的剧烈程度却大不相同。 X2＋ H2＝ 2HX 氟在低温黑暗直接化合并爆炸；氯在常温散射光照射反应非常慢，加热或强光会发生爆炸反应；溴和氢在加热时才能相互作用；碘和氢在更高温度下才能作用且反应不完全，因为高温下生成的碘化氢又开始分解。 由光引起的化学反应叫光化学反应。反应机理： C12 → 2Cl*，Cl* + H2 → HCl + H*，H* + Cl2 → HCl + Cl* 如此循环往复，形成一个连续反应链，链锁反应。

  15. （4）与水的反应 与水有两类作用（与pH有关） ： Ⅰ：氧化反应： 4X2 + 2H2O → 4HX + O2（激烈：F2>Cl2>Br2） Ⅱ：歧化反应： X2 + H2O → HX + HXO（激烈：Cl2>Br2>I2） 第一类反应就是卤素氧化水的反应，可从电极电势来判断反应的可能性和现实性。 X2 +2e- ＝2X-X2/ X－：F2/ F－Cl2/ Cl－Br2/ Br－I2/ I－ θ(V):2.87 1.3583 1.085 0.535 O2＋4H+＋4e-＝H2Oθ＝1.229 V （pH＝0） ＝0.815V (pH＝7) F2可剧烈地分解水： 2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑ ΔG θ＝-209.2 kJ.mol-1 故无法在水存在的条件下制备F2。

  16. 第二类反应是卤素的水解反应，实际上是卤素的自身氧化还原反应，或叫歧化反应——同一元素的原子一部分被氧化氧化数升高，一部分被还原氧化数降低的自身氧化还原反应。第二类反应是卤素的水解反应，实际上是卤素的自身氧化还原反应，或叫歧化反应——同一元素的原子一部分被氧化氧化数升高，一部分被还原氧化数降低的自身氧化还原反应。 X2＋H2O H+＋HXO＋X- Kc值随Cl、Br、I顺序减小。 加酸可使平衡向左移动，加碱可使平衡向右移动。这点弄清楚了，卤素与碱的反应就容易理解了。

  17. Δ 冷 冷 电势图 （4）. 卤素与碱的反应 X2＋2 OH- X-＋XO- ＋H2O (X＝Cl、Br) (1) 碘在冷的碱溶液中可迅速发生歧化反应： 3I2＋6OH- 5I-＋IO3- ＋3H2O 反应与温度有很大关系，在加热条件下，发生如下反应： 3X2＋6OH- 5X-＋XO3- ＋3H2O (X＝Cl、Br、I) (2) F与碱的反应比较特殊： 2F2＋2OH-(2％) ＝ 2F-＋OF2↑＋H2O 碱较浓时，OF2被分解放出O2： 2F2＋4OH-＝ 4F-＋O2↑＋2H2O

  18. ⑴.Cl2＋2e- = 2Cl- ⑵.HClO = H+＋ClO- ⑶.HClO＋H+ + e- = H2O＋1/2Cl2 ⑷.ClO-＋H2O + 2e- = 2OH-＋Cl- ⑸.HClO＋H+ + 2e- = H2O＋Cl- 由图可知，只有pH>4时，Cl2的歧化反应才能进行： Cl2＋H2O H+＋HClO＋Cl-PH<4时，上述反应逆向进行。对Br2，在pH>6时发生歧化 反应生成BrO3-和Br-，而I2在pH>8时才发生歧化反应。

  19. ②合成法：1986年Karl Chrite 首次用化学方法合成了F2： (1)4KMnO4+4KF+20HF＝4K2MnF6+10H2O+3O2 ↑ (2)SbCl5+5HF＝SbF5+5HCl (3)2K2MnF6+4SbF5 4KSbF6+2MnF3+F2 ↑ 2—3 卤素的制备和用途 注意：电解液必须是 无水的KHF2熔液 １. 氟的制备： ①电解： 阳极（石墨）： 2F-＝F2↑＋2e- 阴极（电解槽）： 2HF-2+2e-＝H2+4F- 电解反应： 2KHF2 2KF+H2↑＋F2↑ 常加入少量的氟化物如LiF、AlF3等，以降低电解质的熔点，减少HF的挥发。

  20. ③F2的用途 用 作 农 药 制UF6用于分离235U 作制致冷剂 如CCl3F 如氟里昂－12，CCl2F2 灭火剂 高绝缘塑料 玻 璃 等 如 CBr2F2

  21. ２. 氯的制备： ①工业上：（电解） 2NaCl(熔态) ＝ 2Na(l) + Cl2(g)； 　　　　 （电解） 2NaCl + 2H2O ＝ H2↑ + Cl2↑+ 2NaOH 阴极 阳极 阳极反应：2Cl-＝Cl2+2e- 阴极反应：2H2O+2e-＝H2↑+2OH- 氧化剂用MnO2,一 般要加热,用KMnO4 则不须加热 氧化剂用MnO2,一 般要加热,用KMnO4 则不须加热 ②实验室： MnO2 + 4HCl ＝ MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl ＝ 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O ②实验室： MnO2 + 4HCl ＝ MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl ＝ 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O

  22. 卤素的制备和用途 ３. 溴和碘的制备：Cl2 + 2NaBr ＝ NaCl + Br2 2NaI + 3H2SO4 + MnO2＝ 2NaHSO4 + I2 + 2H2O + MnSO4 I2虽在海草里含量较高，但主要来源还是自然界的NaIO3。 反应式： 2 IO3­+5 HSO3-＝5 SO42-+I2+H2O+3H+ 实际步骤：a.还原：IO3­+3 HSO3-＝3 SO42-+I-+3H+ b.酸性条件下，还原产物I-与适量的碘酸盐溶液IO3-作用有碘析出： IO3­+5I-+6H+＝3I2+3H2O 用途：卤素在生产、生活和科学研究中有着广泛的用途。氟，分离U235，氟里昂；氯，漂白，消毒，盐酸，农药，聚氯乙烯；溴，照相，安眠剂，汽油抗震剂；碘，碘酒，甲状腺，照片，人工降雨。

  23. 制备实例 从海水中制备溴的方法： 用NaCO3 吸收 用空气 吹出 盐卤加热至363K 调节PH=3.5 通入氯气 溴水Br2 用H2SO4酸化 NaBr + NaBrO3 溴 Br2 蒸馏 3Br2+3CO32- ＝ BrO3-+5Br－+3CO2↑ BrO3-+5Br－+6H+＝ 3Br2+3H2O B: BrO3- +0.519 1/2 Br2 +1.065 Br－ A: BrO3- +1.52 1/2 Br2 +1.065 Br－

  24. 从海带海藻中 提取碘的方法： 制备实例 常用氧化剂：KIO3、MnO2、KCrO4 酸化后加 入氧化剂 海带海藻 燃烧灰化 水浸取液：碘 化 物 产物碘 I2 反应式：MnO2 +2I- +4H+＝I2 +Mn2+ + 2H2O IO3- + 5I- + 6H+＝ 3I2 + 3H2O

  25. §14—3 氟氯溴碘的化合物3—1 卤化氢和氢卤酸 • 一、卤化氢和氢卤酸的物理性质 • 无色、强烈刺激嗅味的气体 • 分子的极性随着卤素电负性的不同而变化，HF分子极性最大，HI分子极性最小。 • 在水中有很大的溶解度，273K时1体积的水可溶解500体积的氯化氢，氟化氢则无限制地溶于水中。卤化氢的水溶液是氢卤酸。 • 卤化氢极易液化，液态卤化氢不导电。 • 物理性质按HI、HBr、HCl的顺序有规律性的变化，但HF却有一个突变，它的生成热特别高，离解度特别低，熔点和沸点反常。

  26. (a).卤化氢沸点与周期数的关系 (b).卤化氢在沸点时的汽化热与周期数的关系 1400 HF分子是靠氢键合在一起的，蒸气密度的测定表明HF气体在常温时是(HF)2和(HF)3的混合物，在359K蒸气密度相当于化学式HF。在固态时HF由无限的曲折长链所组成。

  27. HF＋H2O H3O+＋F-Ka＝3.5×10-4 浓度越稀，电离度越大。但随着浓度的增大，部分F-离子通过氢键与未电离的HF分子形成缔合分子，如：HF2-、H2F3-、H3F4-，其中HF2-离子特别稳定。 HF＋F- HF2-Kθ＝5—25 浓度lmol·L-1时，HF2-占10％，而F-只占l％ ： H2F2＋H2O H3O+＋HF2- H2F2酸是一元酸，而不是二元酸。 二、化学性质 1．热稳定性 HF＞HCl＞HBr＞HI 2．还原性　 HI＞HBr＞HCl＞HF 3．酸性 HI ＞ HBr＞ lHC＞ HF ， 除HF外均为强酸。

  28. 4．HF特性 氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐(玻璃的主要成分)反应生成气态SiF4的特殊性质，反应式为： SiO2+4HF＝SiF4↑+2H2O CaSiO3+6HF＝CaF2+SiF4↑+3H2O 利用此特性，氢氟酸被广泛用于分析化学上来测定矿物或钢铁中SiO2的含量，也用于在玻璃上刻蚀标记花纹图案。 想一想：应用什么容器盛装HF溶液？ 可用塑料、铜或铅的容器盛放HF，铜和铅的表面在HF中能生成难溶性氟化物保护层。 5．毒性

  29. 直接法不宜用于HF的制备,因为反应太激烈而难于控制直接法不宜用于HF的制备,因为反应太激烈而难于控制 直接法也不能用于制备HBr和HI,因反应慢而不完全,没有制备意义 三、制备和用途 1．直接合成 H2十Cl2＝2HCl 2．复分解法 因为HX均为气体，故可采用复分解法。可用卤化物与难挥发高沸点的酸（H2SO4、H3PO4）反应。 ＞780K CaF2+H2SO4（浓）＝CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4（浓）＝NaHSO4+HCl↑ NaCl+NaHSO4（浓）＝Na2SO4+HCl↑ NaBr+H3PO4＝NaH2PO4+HBr↑ NaI+H3PO4＝NaH2PO4+HI↑

  30. 用浓硫酸不能制取溴化氢和碘化氢，因为热浓的硫酸具有氧化性，它能把生成的溴化氢、碘化氢进一步氧化，使得卤化氢不纯。用浓硫酸不能制取溴化氢和碘化氢，因为热浓的硫酸具有氧化性，它能把生成的溴化氢、碘化氢进一步氧化，使得卤化氢不纯。 NaBr + H2SO4(浓) ＝ NaHSO4 + HBr↑ NaI + H2SO4(浓) ＝ NaHSO4 + HI↑ 2HBr + H2SO4(浓) ＝ SO2↑+ 2H2O + Br2 8HI + H2SO4(浓) ＝ H2S↑+ 4H2O + 4I2

  31. 3．非金属氯化物的水解 PBr3 + 3H2O ＝ H3PO3 + 3HBr↑ PI3 + 3H2O ＝ H3PO3 + 3HI↑ 实际上并不一定先要制成卤化磷，把溴逐滴加在磷和少许水的混合物上或把水逐滴加在磷和碘的混合物上，即可连续地产生溴化氢或碘化氢。 2P + 6H2O + 3Br2＝ 2H3PO3 + 6HBr↑ 2P + 6H2O + 3I2＝2H3PO3 + 6HI↑

  32. 4.碳氢化物的卤化 氟、氯和溴与饱和烃或芳烃反应的产物之一是卤化氢，常把它看成是反应的副产物。例如氯气与乙烷作用： C2H6(g) + Cl2(g) ＝ C2H5Cl(l) + HCl(g) 5.其它方法 HBr、HI的水溶液也可以用还原剂还原卤素单质来制取。如： Br2＋H2S＝2HBr＋S I2＋H2SO3＋H2O＝2HI＋H2SO4

  33. 3—2 卤化物 卤素互化物 多卤化物 一、卤化物 卤素和电负性较小的元素生成的化合物叫做卤化物。卤化物可分为金属卤化物和非金属卤化物两大类。以键型划分，又可分为离子型氯化物和共价性氯化物。 1、离子型卤化物 KF CaF2 MgF2 熔点高（>673K），大部分易溶于水。水溶液能导电，熔融态也能导电。 CaCl MgBr2 KI FeCl2 CoCl2 碱金属和 碱土金属 卤化物 金属氟 化物 低价态过渡 元素卤化物

  34. 非金属 卤化物 2、共价型卤化物 HCl SF6 CCl4 PCl3 同一金属卤化物，从氯到碘，随原子半径的增大，共价性增强，离子性减弱。因此，以碘的共价物最多。 FeCl3 AlCl3 HgI2 高价金属 卤化物 熔、沸点低，具有挥发性，难溶于极性溶剂，易溶于非极性溶剂（有机溶剂）。 性质： a.同一周期元素卤化物离子性依次降低，共价性增强。溶沸点降低。表P467 b.同一金属的卤化物由F-I离子性降低，共价性增强。溶沸点降低。表P467

  35. 二、卤素互化物

  36. 可由卤素单质在镍管中在一定条件下直接合成。可由卤素单质在镍管中在一定条件下直接合成。 Cl2＋F2（过量） 2ClF3 电负性差值越大，中心卤素原子的氧化数与配位数越高，也与原子半径的大小有关，二者效应一致。 如：ClF3(T型)，ClF5(四角锥)、BrF5(四角锥)、IF7(五角双锥)。 卤素互化物：由两种卤族元素组成的化合物，由一个较重卤原子和奇数个较轻卤原子构成。如表IF3、ClF5 1．定义XXn/ n＝1、3、5、7电负性：X ／ ＞X 除BrCl、ICl、ICl3、IBr3外，几乎都是氟的卤素互化物。 2．制备与结构

  37. 绝大多数卤素互化物不稳定，许多性质类似卤素单质，都是强氧化剂，与大多数金属和非金属猛烈反应生成相应的卤化物。它们都容易发生水解作用，生成卤离子和卤氧离子，分子中较大的卤原子生成卤氧离子。绝大多数卤素互化物不稳定，许多性质类似卤素单质，都是强氧化剂，与大多数金属和非金属猛烈反应生成相应的卤化物。它们都容易发生水解作用，生成卤离子和卤氧离子，分子中较大的卤原子生成卤氧离子。 3．性质 易水解，氧化剂，氟化剂 XX／＋H2O＝HXO＋HX／ 特殊无规律： 3BrF3＋5H2O＝HBrO3＋Br2＋9HF＋O2 2ICl3＋3H2O＝HIO3＋ICl＋5HCl 不易生成HIO2 IF5＋3H2O＝HIO3＋5HF

  38. 所以多卤化物是 一种含有不止一 种价态的卤素的 金属化合物。 多卤化物由金属卤化物与卤素单质或卤素互化物加合而成。 KI ＋ I2＝ KI3 CsBr＋IBr＝CsIBr2 多卤化物可看作是卤化物和卤素分子相互反应的结果，当分子的极化能超过卤化物的晶格能时，反应才能进行。氟化物的晶格能较高，不易形成多卤化物。含氯、溴、碘的多卤化物依次增多。碱金属：以铯的多碘化物为最稳定。 CsBr3＝ CsBr＋Br2 若为多种卤素的多卤化物，则热离解生成的是具有最高的晶格能的一种卤化物： CsICl2＝ CsCl＋ICl 三、多卤化物

  39. I2在KI溶液中溶解度增大是由于I2分子和I-相互极化形成I3-，但它容易电离，溶液中存在下列平衡：I2在KI溶液中溶解度增大是由于I2分子和I-相互极化形成I3-，但它容易电离，溶液中存在下列平衡： I3- I2 ＋ I- K=1.35×10-3 碘水是棕色的，而加入， KI后由于形成了I3-，碘的 溶解度大为增加，颜色也 变为红棕色。 想一想：配制碘酒时，要在酒精中加入适量的KI，为什么？

  40. 3—3 拟卤素 某些负一价的阴离子在形成离子化合物和共价化合物时，其性质与卤化物很相似。在自由状态时，其单质性质与卤素单质很相似，所以，我们称之为拟卤素。拟卤素是由二个或二个以上电负性较大的元素的原子组成的原子团。 主要的有：氰(CN)2、 硫氰(SCN)2、 氧氰(OCN)2、 硒氰(SeCN)2。 价层电子：9：2，7 15：8，7 15：8，7 15：8，7 一、拟卤素与卤素的性质对比 １、游离态时皆是二聚体,具有挥发性，刺激性气味。 如：（CN）2（SCN）2（OCN）2（SeCN）2

  41. ２、与金属反应均生成负一价离子的盐 如：2Fe + 3（SCN）2=2Fe（SCN）3 2Fe+3Cl2=2FeCl3 ３、与氢形成氢酸，但酸性很弱。 如：HCN、 HSCN、 HOCN 4、易形成配合物。 如：3CN-+CuCN＝[Cu(CN)4]3- 2I-+HgI2＝[HgI4]2- Fe2+ + 6CN- = [Fe(CN)6]4-

  42. 5、氧化还原性质相似 可用Fe2+、Cl2、O3等除去工业废水中CN- ⑴、与卤素发生置换反应： Cl2+2KSCN＝2KCl+(SCN)2 Cl2+2KI＝2KCl+I2 ⑵、拟卤化合物的还原性 MnO2+4HCl＝Cl2+MnCl2+2H2O MnO2+4HSCN＝(SCN)2+Mn(SCN)2+2H2O CN- + O3＝ OCN- + O2↑ 2OCN- +3O3＝CO32-+ CO2+ N2↑+ 3O2↑ 还原性： F- < OCN- < Cl- < Br - < CN- < SCN- < I- < SeCN- ⑶、与碱发生歧化反应 Cl2+2OH- =Cl- + ClO- + H2O (CN)2+2OH-＝CN-+CNO-+H2O

  43. 二、氰、氢氰酸和氢化物 1．氰(CN)2无色可燃气体，剧毒，有苦杏仁味。 (CN)2 :N≡C－C≡N: d(C-N)＝113pm d(C-N)＝137pm。 与水作用与Cl2相似： (CN)2＋H2O＝HCN＋HCNO 氢氰酸 氰酸 2．氢氰酸（氰化氢水溶液） 无色、剧毒气体。 CN-＋H+＝HCN↑ 水溶液称氢氰酸，一元极弱酸。与碱反应得其盐—氰化物。重金属盐难溶，碱金属盐易溶。 3．氰化物 剧毒，50mg致死。易水解而呈碱性。 CN-＋H2O＝HCN＋OH- 是很强的配位体，可形成稳定的配离子。 AgCl＋2CN-＝[Ag(CN)2]-＋Cl- 4Au＋8NaCN＋2H2O＋O2＝4Na[Au(CN)2]＋4NaOH

  44. KCN＋S＝KSCN (共熔) 电解法，阳极： 2SCN-＝(SCN)2＋2e- 特殊而灵敏的反应是与Fe3+形成几种红色产物，可用于Fe3+的检出和鉴别： Fe3+＋nSCN- Fe(NCS)n(3-n)+n＝1,2,…6 无色 血红色 浓度越大，颜色越深，且与溶液pH值有关。 三、硫氰和硫氰酸盐

  45. 卤素可以形成很多种含氧化物，但大都是不稳定的，比较重要的是OF2、ClO2和I2O5。卤素可以形成很多种含氧化物，但大都是不稳定的，比较重要的是OF2、ClO2和I2O5。 3—4 卤素氧化物和含氧酸及其盐 一、卤素的氧化物 棕黄色气体 黄色气体 暗红色液体 无色油状液体 OF2、O2F2实际上应属氟化物，为方便，放在氧化物中讨论

  46. O O Cl １、OF2 由于OF2中，氧为+2氧化数，所以它是比氧气更强的氧化剂。 二氟化氧OF2是一种无色气体，有毒，由F2和2%NaOH溶液作用制得： 2F2+2NaOH＝2NaF+OF2+H2O ２、ClO2 它是一种黄色气体，极易爆炸，有多种制备方法，较安全的是： 2NaClO3+SO2+H2SO4＝2NaHSO4+2ClO2 它是Ｖ形分子结构，含有奇数电子，具有顺磁性，奇电子分子具有很高的化学活性。在碱中反应生成氯酸盐和亚氯酸盐。 2ClO2+2OH-＝ClO3-+ClO2-+H2O 用途：大量用于水的净 化，纤维 素的漂白。 sp3杂化

  47. 2HIO3 I2O5+H2O I2O5是一种强氧化剂，常用于测定CO的含量： I2O5+5CO ＝ 5CO2+I2 ３、I2O5 它是白色固体，是卤素氧化物中最稳定的，由碘酸脱水得到：

  48. 卤素含氧酸 二、含氧酸及含氧酸盐

  49. +1 HXO 次卤酸 +3 HXO2 亚卤酸 +5 HXO3 卤酸 +7 HXO4 高卤酸 一. 各类卤素含氧酸根的结构 键长自XO-→XO4-缩短 1. 含氧酸根的结构（X为sp3杂化） 2．性质推测 ⑴.酸性自HXO→HXO4增强（非羟基氧原子数增加）。 ⑵.稳定性自HXO→HXO4增强。

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