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第十四章 卤素元素

第十四章 卤素元素. 教学要求. 本章共 5 课时 掌握卤素单质的物理化学性质 掌握卤素氢化物的物理化学性质 掌握卤素含氧酸的物理化学性质 掌握卤素含氧酸盐的物理化学性质. 本章内容. 第一节 通 性 第二节 单质的性质 第三节 卤化氢和氢卤酸 第四节 卤化物 卤素互化物 多卤化物 第五节 含氧酸及其盐 第二节 稀有气体. 在周期表中的位置. ⅦA 包括元素： F Cl Br I At(unstable)

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第十四章 卤素元素

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  1. 第十四章 卤素元素

  2. 教学要求 本章共5课时 掌握卤素单质的物理化学性质 掌握卤素氢化物的物理化学性质 掌握卤素含氧酸的物理化学性质 掌握卤素含氧酸盐的物理化学性质

  3. 本章内容 第一节 通 性 第二节 单质的性质 第三节 卤化氢和氢卤酸 第四节 卤化物 卤素互化物 多卤化物 第五节 含氧酸及其盐 第二节 稀有气体

  4. 在周期表中的位置 • ⅦA包括元素：F Cl Br I At(unstable) • 价层电子(价轨道): ns2np5 (ns np nd共9个, 对F价轨道为2s 2p共4个)。 • 电子亲合势、第一电离势、电负性、原子半径小→活泼的非金属

  5. 第一节 通 性 一．规律及氟的特殊性 ①按F Cl Br I 顺序，原子半径增大，电离能减少，电子亲合势减少，离解能减少，电负性减少，水合能减少。 但电子亲合势、离解能小于氯。 原因：氟原子半径特别小，核周围电子密度较大，当它接受外来一个电子或共用电子对成键时，将引起电子间较大的斥力，这种斥部分地抵销了气态氟原子获得一个电子而成为氟离子，故氟的电子亲合势小于氯。 氟原子半径特别小，其非键电子斥力特别以及氟的价电子层无d轨道形成d-pπ键等而使F－F键削弱。 F电子亲合势减少，离解能减少，是氟化学性质活泼的重要原因。

  6. ②主要氧化态：-1, 1, 3, 5, 7 F原子最外层没有d电子，电负性最大，所以无正价，且仅为－1价。 二．成键方式 ①得到电子形成离子化合物，氧化态-1 ②共用电子对形成共价化合物，氧化态-1 ③共用电子对形成共价化合物，氧化态为正 ④失去电子形成离子化合物，氧化态为+1(少见) 三．    存在状态 均以化合态形式存在，F, Cl, Br主要以卤化物盐存在，I也可以含氧酸盐形式存在。

  7. Cl2 , Br2 , I2 的单质 F2 Cl2 Br2 I2 g 小 -188 -220 无色(浅黄) 58 4.00 334 g -34.5 -101 黄绿 99 3.00 355 s 大 183 升华 紫色 133 2.50 295 室温聚集态 分子间力 b.p./℃ m.p./℃ 颜色 共价半径/pm 电负性 电子亲和能/( kJ·mol-1) l 59 -7.3 红棕 114 2.80 325 第二节 单质的性质 1. 物理性质 最有规律的单向变化

  8. 卤素颜色是最引人注意的性质之一 结构的单一性导致了颜色的单调变化。 渐变现象是由元素的最高占有分子轨道（HOMO）与最低未占分子轨道（LUMO）之间的能量差自上而下减小，而使激发波长变长（能量变小）造成的。

  9. 无机化合物显色的原因是什么？ 互补色：可见光400-780nm，物质吸收470-500nm青色光，颜色：红色（如硫氰酸铁）；物质完全吸收，颜色：黑色；物质完全不吸收，颜色：白色（如氯化钠）；物质吸收黄光，颜色：兰色（如硫酸铜）； 碘I2物质吸收绿光520nm，颜色：紫色；氟F2物质吸收兰光430nm，颜色：黄色 物质选择吸收光波长与①I2分子对电子结合松紧有关；半径大，电子易激发，激发需能量小，吸收波长大的绿光；F2吸收波长小的兰光；②溶剂有关。溴：水（黄）有机溶剂（黄－棕红） 碘：水（深黄色）介电常数小的CCl4,CS2（分子状态紫色） 介电常数大的乙醚（棕色）三乙胺（黄色）

  10. 橙 红 黄 紫 绿 蓝 图S-7-2 颜色的互补关系, 喻作美术家的色盘 互补色

  11. 由 能级图可知，π5p*与σ5p*之间的能量差小，电子吸收波长 520 nm 的绿光，因而呈紫色。若 I2 溶解在易给出了孤对电子溶剂A中，与 之形成配位键。结果 I2·A 的πe* 和σc* 轨道间的能量差大于 I2的π12* 与σ12* 轨道间的能量差，电子跃迁所需能量变大，吸收峰向短波方向移动，溶液的颜色就要变。 CCl4和环己烷都是配位已达饱和的分子，不具备这样的作用。 σ12* σc* π12* πe* n σc I2轨道 I2 • A轨道 A轨道 Example I2 蒸气呈紫色，I2 溶于 CCl4 或环己烷也呈紫色 ，但是它溶于苯、乙醚、三乙胺等溶剂却要发生颜色的变化？ Solution

  12. 引人注意的另一性质是 F 的电子亲和能小于氯，但 F- 半径小于 Cl-，NaF 的标准生成焓（-573.65 kJ·mol-1）和晶格焓（+1505.59 kJ·mol-）比 NaCl 的 ( -411.15 kJ·mol-1)和 (+787.38 kJ·mol-1) 高得多，因而形成了稳定的离子型晶体。

  13. 243 193 键离解能/(kJmol-1) 151 159 F2 Cl2 Br2 I2 也有并非单向变化的性质 尽管 F 的电负性最大，但其电子亲和能却小于 Cl ，而且 F－F 键离解焓也低于 Cl－Cl 键。这是因为 F 原子体积太小导致价层电子间有较强的排斥力使键变弱的缘故，这种现象在 N、O 族中也存在。

  14. F2 Cl2 Br2 I2 2.87 1.36 1.065 0.535 大 小 小 大 卤素单质性质变化： E（X2/X-）/ V： 单质氧化性 X- 还 原 性 虽然根据电子亲合势判断半反应： X2(g) + 2 e- 2 X-(g) 的还原电位应当是 F2 低于 Cl2，但本族元素的氧化性仍以 F2 为最强，F2具有较低的键焓以及 F- 离子较高的水合焓使上述进程更有利于 F2。 2. 化学性质 氧化性

  15. 发生氧化反应 X2 + 2 H2O 4HX + O2 F2﹥Cl2﹥Br2 发生岐化反应 X2 + H2O HXO + HX K(Cl2)=4.8×10-4 K(Br2)=5.0×10-9 K(I2) =3.0×10-13 水溶液叫“氯水”、 “溴水”和“碘水” 在碱存在下，促进 X2 在 H2O 中的溶解，歧化： X2 + 2 OH- X- + XO- + H2O 3X2 + 6OH- 5X- + XO3- + 3H2O Cl2 70℃时后一反应才进行得很快； Br2 0℃时后一反应才较缓慢； I2 0℃时后一反应也进行得很快。 规律 与水的反应

  16. 与水的反应 • 1/2 O2 + 2H+ +2e = H2O ψ=1.229-0.0592pH • 氟与水激烈放出O2， Cl2在光照下与水反应缓慢放出O2，Br2在pH>3下与水反应极慢，I2与水不存在反应。 讨论：与水反应①X2 + H2O = HX + HXO ②X2 + H2O = HX + 1/2O2 对于反应②：1/2 X2 + e = X- F Cl Br I ψ 2.87 1.358 1.065 0.535 • 对于反应① X2 + H2O = HX + HXO • F Cl Br I • εφ / -0.272 -0.535 -0.915 • K / 4.2×10-4 7.2×10-9 2×10-13 • 可见Cl2部分水解，Br2 I 2水解程度更小,加碱有利于水解 • 卤素间的差异：F2不歧化，Cl2在常温以下生成次酸盐，稍高温度生成氯酸盐，Br2,I2通常生成卤酸盐。

  17. 卤素单质工业制备方法比较 F2电解法 Cl2电解法 化学法 Br2化学法 I2 化学法 困难的程度 三、 存在、提取和用途 卤素主要以卤化物形式存在于自然界。氟的资源是 CaF2（荧石）和磷灰石；氯、溴的资源是海水和盐湖卤水；碘的资源是碘酸盐沉积。

  18. 电解 249K 2HF(l)(不纯) H2↑+ F2↑ 1．氟的制备 从1768年发现 HF 以后，直到1886年得到F2历时118年。 1886年 Moissan 采用溶有少量 KF 的HF 液体做电解液，电解槽和电极用 Pt-In 合金，U 形管中装有 NaF 吸收 HF： H. Moissan

  19. 电解 353～363K 2 KHF2(l) 2 KF(S) + H2↑+ F2↑ 氟的工业制备新技术 电解熔融的氟氢化钾KHF2和氟化氢混和物 阴极（电解槽槽身）：2HF2-+2e=4F-+H2 阳极（石墨）：2F- = F2+2e 总反应：2 KHF2 = 2KF + F2 + H2 电解中①加入LiF(或AlF3)A降低电解质溶点；减少HF挥发；减弱碳化电极极化作用。②不断补充HF

  20. F 的化学制法和用途 2 473K IF2·AsF5(s)+2KF KIF6 + KAsF6+ F2↑ 日本在1999年10月已将其研制的氟气发生器正式推向市场。俄国、德国、中国也先后开展了此项研究工作。 20 世纪 80 年代中、后期西方国家氟的年生产能力约为 2400 t。 其中55 % 用于生产UF6，40 % 用于生产 SF6，其余用于制造 CF4 和氟化石墨（用于电池）等。 生产的 F2 或者就地使用（例如制造 UF6 和 SF6 ），或者液化或装入高压钢瓶中投入市场。

  21. Example 氟的生产为什么不能用水溶液电解？ Solution 这是因为电对 O2/H2O 的标准电极电势（Eq = + 1.23 V) 比 F2/F- (Eq = + 2.87V) 要低得多，H2O 要先于 F- 被氧化，而得不到 F2。这好比电解 NaOH 水溶液得不到金属Na一样。可以回忆一下水的电势图。

  22. 阳极：2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e- 阴极：2H2O(l) + 2e- 2OH-(aq) + H2(g) 2．氯的制备 氯碱法 Chlor Chlor - - 电解NaCl水溶液生产Cl2的方法，得名于两个产品氯(Cl2)和碱(NaOH)。因电解槽结构不同分为三种: ⑴ 历史最久的汞阴极法(mercury-cell process) ⑵ 当今使用最普遍的隔膜法(diaphragm process) ⑶ 发展起来的薄膜法(membrane process) 薄膜电解槽中发生在两极的反应分别为:

  23. 离子交换薄膜法装置 Cl2在全世界年生产力约为4×107 t。氯产量还是一个国家（或一个地区）化学工业能力的标志。

  24. 2 X-(aq) + Cl2(g) 2 Cl-(aq) + X2 (g) （X = Br, I） 3 Br2 + 3 Na2CO3 5 NaBr + NaBrO3 + 3 CO2 5 HBr+ HBrO3 3 Br2 + 3 H2O 3.溴碘的制备 化学法氧化海水中的 Br- 和 I- 可以制得 Br2 和 I2，通常用Cl2 作氧化剂： 溴的世界年产量仅约4×105 t，碘仅约万余吨。由溴制造的有机化学产品用做阻燃剂、灭火剂、催泪毒剂、吸入性麻醉剂和染料。 碘和碘化合物用于催化剂、消毒剂、药物、照相业、人工造雨等。

  25. Br-用Cl2氧化： Cl2(g) + 2 Br- (aq) 2 Cl-(aq) + Br2 (g) E = 1.35V – 1.07 V = +0.26V 从热力学角度 Br- 在酸性溶液中可被O2所氧化： O2(g) + 4 Br-(aq) + 4 H+(aq) 2 H2O(l) + 2 Br2 (l) E = 1.23V – 1.07 V = +0.16V 该反应在 pH = 7 的溶液中不能进行( E = -0.15V)。因为 O2 的反应涉及约 0.6V 的超电位。 即使酸性溶液中的反应在动力学上也是有利的，但由于需要将如此大量的盐卤酸化然后又将废液中和，在经济上显然没有吸引力。 Example 试写出将盐卤中的 Br-转化为 Br2的反应方程式和电位，从热力学观点 Br-可被 O2氧 化为 Br2 ,但为什么不用 O2达到此目的？ Solution

  26. 缺碘困扰近亿人口 我国加强科学防治 碘是维持甲状腺正常功能的必需元素，碘化物可防止和治疗甲状腺肿大。 碘是婴幼儿大脑发育过程中不可缺少的微量元素，婴幼儿大脑发育期间如果缺碘，平均智力損伤将达到15％至20％，而且终身不能弥补。我国目前还有近1亿人口、约10％的地区受到碘缺乏的危害，缺碘人群和地区主要分布在西部。 国家非常注意防治地甲病、补碘工作。早在1956年制定的《全国农业发展纲要》中就规定，把地甲病、克汀病列为重点防治的疾病，并开展了食盐加碘工作。

  27. 第三节 卤化氢和氢卤酸 3－1 结构 H-X；结构说明：极性分子，极性从上到下迅速降低；键能从上到下也迅速减小，HF中有最强氢键。 3－2 物理性质 熔沸点低，从上到下依次升高，但HF因强氢键反常为最高(分子晶体)，因分子间氢键缔合 状态 ：气态80℃ 气态25℃ 液态 固态 结构： HF (HF)2 ( HF)3 (HF)5 ( HF)6 (HF)n 水溶性大，摩尔溶解度从上到下降低(极性分子)。

  28. 卤化氢的性质 卤 化 氢 的 性 质 HBr 2.67 141 -86.9 -66.8 -30.5 49 93.5 HI 1.40 162 -50.7 -35.4 +25.9 57 95.0 性 质 气体分子的偶极矩/10-30 C·m 核间距/pm 熔点/K 沸点/K 生成热△fH/(kJ·mol-1) 101.3 kPa、20℃时的溶解度/% 18 ℃时0.1 mol·L-1溶液的表观电离度/% HF 6.37 92 -83.1 19.54 -269.4 35.3 10 HCl 3.57 128 -114.8 -84.9 -91.6 42 92.6

  29. 卤化氢的性质 卤化氢的某些性质表现出连续变化的趋势； 卤离子的半径是决定卤化氢性质的重要因素之 一； 氟化氢的某些性质偏离连续变化的曲线，可用HF 分子间的氢键作释。

  30. 3－3 化学性质 1．自耦电离：仅HF可以，氟化氢是一种极性溶剂。缘于氢键 2HF = H2F+ + F- K≈10-10 2．酸性：从上到下增强，主要原因是键能迅速下降；HF酸性特珠：低浓度时为弱酸，高浓度时为强酸，电离变为2HF= H+ + HF2-，因HF2-特别稳定而成为强酸 3、与氧化物反应：仅HF既可与酸性氧化物反应又可与碱性氧化物反应，其余只可与酸性氧化物反应(包括两性氧化物)。 4HF + SiO2 = 2H2O + SiF4 ↑; 2HCl + MgO = MgCl2 + H2O 4．还原性：从上到下还原性增强 2HI + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2HCl + I2, H2SO4(浓)+2HBr = SO2 ↑ + Br2 + 2H2O 5．加成反应：从上到下更易进行，因为键能从上到下降低 C2H4 + HCl= CH3CH2Cl

  31. 氢卤酸 HF HCl HBr HI 在101.3 kPa和20℃时的最高浓度/% 35.3 42 49 57 101.3 kPa下的恒沸液 沸点/℃ 120 110 126 127 相对密度 1.14 1.10 1.49 170 质量分数/% 25.37 20.24 47 57 氢氟酸具备腐蚀玻璃的功能： SO2 + 4 HF SiF4 + 2 H2O CaSiO3 + 6 HF CaF2 + SiF4 + 3 H2O (用于分析矿物或钢铁中的SiO2含量) 氢卤酸 酸性 除氢氟酸的稀溶液外，其他三种氢卤酸都是强酸。 恒沸溶液 具备恒定组成和沸点的溶液；

  32. HX(aq) H+(aq) + X-(aq) / kJ·mol-1 / kJ·mol-1 / J·mol-1·K-1 计算的pKa, /1.36 观察的pKa, 291K, 0.1mol·dm-3, 电离度/% HF -2.1 +20.3 -75.3 14.9 13.4 10 HCl -57.3 -39.7 -58.6 -29.2 -29.3 92.6 HBr -63.6 -49.8 -46.0 -36.6 ＜-29.3 93.5 HI -59.0 -49.8 -31.0 -36.6 ＜-29.3 95.0 Example 为什么氢卤酸酸性强度的次序为：HI>HBr>HCl>HF ？ Solution 由HX (aq) H+ (aq) + X- (aq) 而定: HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体，与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对，即使在无限稀的溶液中, 它的电解度也只有15%, 而 HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是最强的酸.

  33. 因为 F- 有很强结合质子的能力，与未电离的 HF 之间以氢键的方式结合，生成很稳定的 HF2-： HF + F- HF2- 从而有效地降低了溶液中的 F- 浓度，促使原来存在的HF + H2O (H3O+…..F-) H3O+ + F-向右移动,HF 的电离度增大,因而当 HF 水溶液很浓时（5~15mol·L-1），就变成了强酸。 [F······ H······ F]Ө Example 为什么很浓的HF水溶液是强酸？ Solution

  34. 单质的直接化合：H2 + X2 2 HX ( X = Cl, Br, I ) 硫酸和卤化物的作用 工业上和实验室制备 HF： CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF 浓 H2SO4 与 NaCl 反应制 HCl： NaCl (s) + H2SO4 (l) NaHSO4 (l) + HCl (g) NaCl (s) + NaHSO4 (s) Na2SO4 (s) + HCl (g) 3-4 卤化氢的制备

  35. 制备 HBr 和 HI 则只能使用非氧化性酸代替 H2SO4， 因为用浓 H2SO4得不到 HBr 和 HI 而是 Br2 和 I2： 2 HBr + H2SO4 (浓) Br2 + SO2 + 2 H2O 8 HI + H2SO4 (浓) 4 I2 + H2S + 4 H2O 卤化物水解： PX3(s) + 3 H2O (l) H3PO3(aq) + HX(g), (X=Br, Cl) 卤素同有机物反应副产品: C10H12(s) + 4 Br2(l) C10H8Br4(s) + 4 HBr(g) 3-4 卤化氢的制备 三个试管中分别放置一些 NaCl， NaBr， NaI 晶体，再分别加入浓 H2SO4 ，试问各有什么现象，用什么方法鉴定？ Example

  36. 氯化氢的制法

  37. 第四节 卤化物 卤素互化物 多卤化物 4－1 离子型卤化物 共价型卤化物 卤化物的性质随元素在周期表中的位置呈现某种规律性变化，这种变化是成键状况和结构的一种反映： 某些卤化物的熔点和沸点/℃ NaF MgF AlF3 SiF4 PF5 SF6 ClF5 NaCl MgCl AlCl3 996 1263 1280 -87 -94 -51 801 714 193 (～1700) (～2270) -- -95升华 -85 -64 -13 1490 1370 180升华 非金属的卤化物以形成共价键为特征； 金属氟化物 都是离子化合物； 氯化物中键的共价性随中心金属原子电荷- 半径比的 增大而增高； 某些低氧化态 d 区金属往往形成含有金属-金属键 并显示金属光泽的卤化物。

  38. 以金属为起始物的反应（干法）： 2 Al(l) + 3 Cl2 (g) 2 AlCl3 (s) 600~750 ℃ 以金属氧化物为起始物的反应 TiO2 (s) + 2 C (s) + 2Cl2 (g) TiCl4(l) + 2 CO (g) 高温 以水合金属氯化物为起始物的脱水反应 FeCl3·6H2O + 6 SOCl2 (l) FeCl3 (s) + 6 SO2 (g) + 12 HCl (g) FeCl3·6H2O FeCl3 (s) + 6 H20 (g) 回流 △,干燥HCl气流 无水金属卤化物的制备

  39. n C2F4 (CF2-CF2)n 自由基ROO▪ 聚四氟乙烯（塑料王） 催化剂（如 SbF3）存在条件下，非氧化性氟化物 （如 HF）与卤代烃的交换反应： CHCl3 + 2 HF CHClF2 + 2 HCl CHClF2是个大规模工业化生产的化合物，加热时转化为非常有用的单体四氟乙烯 C2F4： 2 CHClF2 C2F4 + 2 HCl C2F4经自由基引发聚合生成聚四氟乙烯（塑料王）： 600~800 ℃

  40. 4－2 多卤化物 离子型卤化物与卤素单质结合而形成的化合物为多卤化物。多卤化物兼有离子型卤化物和卤素单质的某些性质如离子化合物的熔沸点(但稳定性差)，还原性，卤素单质的氧化性，歧化等。如 KI3 CsBrI2 3KI3 + 6KOH= 8KI + KIO3 + 3H2O I3- + 2S2O32- = S4O62- + 3I- 加热多卤化物分解： CsIBr2=CsBr+IBr CsICl2=CsCl+ICl CsBr CsCl晶格能更大

  41. XY XY3 XY5 XY7 ClF(无色，b.p. -100℃) BrF(亮棕，b.p. ～20℃) IF BrCl(红棕，b.p. ～5℃) ICl(红色，固体) IBr(黑色，固体) ClF3(无色，b.p. 12℃) BrF3(黄，b.p. 126℃) (IF3)n(黄，分解，b.p. -28℃) I2Cl6(亮黄，m.p. 101℃, 5×105Pa) ClF5(无色，b.p. -13℃) BrF5(无色，b.p. 41℃) IF5(无色，b.p. 105℃) IF7(无色，升华5℃) 4.3 卤素间化合物 由不同卤素原子之间形成的化合物。二元分子型卤素互化物的通式为XY，XY3，XY5和XY7（X≠F，Y≠I）。 定义 通式：XX′n(n=1、3、5、7， X′的电负性大于X，ΔX越大，Δr越大，n越大)

  42. Cl2 ICl I2 黄绿 -101 -35 深红 27 97 黑色 114 184 颜色 熔点/℃ 沸点/℃ 像单质卤素一样，所有卤素互化物都是氧化剂。大规模生产的 ClF3用于制备 UF6 以富集 235U 同位素： UF4 (s) + ClF3 (g) UF6 (s) + ClF (g) ClF3 还用来使镍器内壁形成一层使镍钝化的氟化物薄膜，实验室常用这种器皿进行氟化学研究。 性质 卤素互化物的性质往往介于形成它们的卤素双原子分子的性质之间： 在碱中也可歧化分解. 如ICl ICl + 2S2O32- = S4O62- + I- + Cl- 3ICl + 6OH- = 3Cl- + 2I- + IO3- + 3H2O

  43. 第五节 含氧酸及其盐 1. 卤素与氧的二元化合物 (1) 氯的氧化物 已经制备出的这类化合物并不少，但其中大多数不稳定, 而且难得用到。

  44. ClO 的作用在争论中？ 2 ClO2和 ClO3为自由基，显示氯的非常见氧化态. 液态ClO3 为二聚体 Cl2O6，固态的存在形式则为[ClO2]+[ClO4]-。 唯一以工业规模生产的只有ClO2: 2NaClO3 + 4HCl 2 ClO2 + Cl2 + 2 NaCl + 2 H2O ClO2易爆炸，通常只在生产现场就地消耗，甚至要以不活泼气体（如 N2 或 CO2）将其稀释后使用。ClO2 主要用于纸浆漂白、污水杀菌和钦用水净化（争论: 一种观点是, ClO2(和Cl2)与有机物反应生成低浓度的碳氯化合物可能致癌; 另一种观点则强调, 通过对水消毒而挽救的生命肯定比致癌副产物夺去的生命多）。

  45. F F OF2室温下稳定，不与玻璃起反应，是个强氟化剂， 但弱于F2本身: 2 NaOH + 2 F2 2 NaF + OF2 + H2O O2F2是比 ClF3 更强的氟化剂： Pu (s) + 3 O2F2 (g) PuF6 (g) + 3 O2 (g) 该反应用来从废核燃料中以挥发性 PuF6 的形式除去 强放射性的金属 Pu。 (2) 氟的氧化物

  46. 2. 含氧酸的酸性 （1）各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化） 氧化值：+1 +3 +5 +7 HXO HClO2 HXO3 HXO4 次卤酸 亚卤酸 卤 酸 高卤酸

  47. 酸 HOCl HOClO HOClO2 HOClO3 7.53 2.00 -1.2 -10 p /q 0 1 2 3 酸 性 增 强 （2）含氧酸的酸性 从上到下同一氧化态酸依次减弱；高氯酸是最强的含氧酸。 HClO3> HBrO3> HIO3 含氧酸按高、正、亚、次酸性依次变弱，分属于强、强、中、弱酸，其中高碘酸为中强酸，H5IO6为五元弱酸

  48. 3. 卤素氧阴离子和含氧酸的氧化性 氯、溴、碘在酸性（红线）和碱性（蓝线）溶液中的弗洛斯特图 酸性溶液中任何两个相邻物种之间的连线都很陡， 表明除 Cl-、Br-、I-之外的其他物种都是强氧化剂；

  49. 3. 卤素氧阴离子和含氧酸的氧化性 （1）同一种元素不同氧化态：HClO4＜ HClO3＜ HClO2＜ HClO（与分子的稳定性有关，分子稳定性：HClO4> HClO3> HClO2> HClO） （2）同一主族，呈锯齿形不规则：HBrO3> HClO3> HIO3 置换反应：I2＋2 BrO3-＋2H＋＝2 HIO3＋Br2 BrO4-> IO4-> ClO4- 8 KClO3＋24HCl＝8KCl＋9Cl2＋6ClO2＋12H2O • C、酸氧化性比相应盐强，浓酸比稀酸强（其一：H＋对中心原子R反极化作用，钻到酸根内部，使R－O易断裂；其二：在酸中有较高的电极电势）

  50. 3. 卤素氧阴离子和含氧酸的氧化性 （3） 碱性溶液中的氧化性弱得多，例如， 2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 Ca(OCl)2 ·2H2O + CaCl2 NaCl + 3 H2O NaClO3 + 3 H2 氧阴离子的氧化速率随卤素氧化态的降低而增大： （4） 较重元素（特别是在其最高氧化态）形成的氧阴离子的反应速率比较快：

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