《近代化學導論》第13章-6鹵素

教學要求：第13章-6

鹵素1.

熟悉鹵原子的成鍵特征；了解鹵化物、鹵素互化物、擬鹵素的結構和一般性質；2.

掌握鹵素單質的氧化性和鹵素單質的一般制備方法；3.

掌握鹵化氫的酸性、還原性以及鹵化氫的制備方法；4.

掌握鹵素的含氧酸及其鹽的氧化還原性質、酸性和穩(wěn)定性的變化規(guī)律。教學內容：一、鹵原子的成鍵特征二、鹵素單質三、鹵化氫和氫鹵酸四、鹵素的氧化物五、鹵素的含氧酸及其鹽六、鹵化物七、鹵素互化物八、擬鹵素第13章-6

鹵素1.離子鍵一、鹵原子的成鍵特征2.共價鍵3.配位鍵1.離子鍵2s2pF原子nsnpndCl、Br、INaCl鹵原子從活潑金屬獲得1個電子生成氧化數(shù)為-1的陰離子，與活潑金屬形成典型的離子型化合物。(1)非極性共價鍵的雙原子分子。（如單質）2.共價鍵F2(2)極性共價鍵，鹵原子的氧化數(shù)是-1，如HX

等非金屬元素的化合物。HClBCl3PCl5(3)在Cl、Br、I(F除外)的含氧化合物和鹵素互化物中，它們的空d軌道參加成鍵，鹵素顯正氧化態(tài)+1、+3、+5、+7，形成極性共價鍵。2.共價鍵HClO3BrF3鹵原子可作電子對給予體生成配合物，如二聚的(AlCl3)2分子、[AlF6]3-等。3.配位鍵[AlF6]3-二、鹵素單質鹵族單質雙原子分子固態(tài)斜方晶系分子型晶體單元晶胞含4個鹵素分子1.鹵素單質的物理性質2.鹵素單質的化學性質3.鹵素單質的制備方法1.

鹵素單質的物理性質鹵素單質分子是非極性的雙原子分子，故單質物理性質只與分子間的色散力有關。鹵素單質分子的相對大小單質相對分子質量常態(tài)聚集狀態(tài)顏色熔點/℃沸點/℃核間距pm解離能/kJ·mol-1F238氣體淺黃-218-187144157.7Cl271氣體黃綠-101-34198238.1Br2160液體紅棕-659228189.1I2254固體(黑)紫131184266148.11.

鹵素單質的物理性質(1)

隨原子序數(shù)增加，原子半徑依次增大，相對分子質量增大，分子間色散力增大，熔沸點依次增高，單質顏色依次加深。(2)F2的解離能反常。解離能隨原子半徑增大依次降低，但F2的解離能卻比Cl2的?。辉蚴牵篎原子半徑特別小(72pm)，形成雙原子分子后，雖然核與電子間引力較大，但兩核間和電子對間斥力也較大，作用相互抵消，導致F2的解離能下降。1.

鹵素單質的物理性質(3)鹵素單質為非極性分子，在水中的溶解度不大（F2與水發(fā)生劇烈反應），在有機溶劑中的溶解度（Br2、I2）比在水中的溶解度大得多。(4)單質碘的特性。單質碘能溶解在KI的水溶液中生成多碘化物KI3，I－I－I-是直線形離子。sp3d雜化價層電子對數(shù)＝7+1+1+12＝52.鹵素單質的化學性質(1)強氧化劑，氧化能力F2＞Cl2＞Br2＞I2

氟是最活潑的非金屬元素、最強的氧化劑。F2+Xe→XeF2（XeF4或XeF6）F2+H2→2HF（低溫，暗處，爆炸反應）5Cl2+2P→2PCl5（l）3Br2+2P→2PBr3（l）2.鹵素單質的化學性質Cl2＋2NaBr→Br2＋2NaClBr2

＋2NaI→I2

＋2NaBrCl2＋2NaI→I2＋2NaCl5Cl2＋I2＋6H2O→2IO3-＋10Cl-＋12H+(1)強氧化劑，氧化能力F2＞Cl2＞Br2＞I22.鹵素單質的化學性質(2)鹵素單質與水作用①2X2+2H2O→4HX+O2↑（X=F、Cl、Br、I）X2+H2O→HX+HXO（X=Cl、Br、I）②F2不發(fā)生第②類反應，主要發(fā)生第①類反應，Cl2、Br2、I2主要發(fā)生第②類反應。2.鹵素單質的化學性質(2)鹵素單質與水作用①

F2不溶于水，與水劇烈反應，分解水放出氧氣：（還有OF2、H2O2、O3）2F2+2H2O→4HF+O2↑過去認為不存在次氟酸HFO，1971年英國化學家控制F2與冰在-40℃反應得到毫克量的HFO，產率近50%！F2+H2OHFO+HF233K2HFO(g)→2HF(g)+O2(g)，HFO+H2O→HF+H2O2次氟酸非常不穩(wěn)定，常溫常壓下分解為HF和O2，遇水分解為HF和H2O22.鹵素單質的化學性質X2+H2O→HX+HXO(2)鹵素單質與水作用②

Cl2、Br2、I2與水發(fā)生歧化反應，從Cl2到I2歧化趨勢變小：Cl2+H2O→HCl+HClOKh(Cl2)=4.8×10-4Kh(Br2)=5×10-9Kh(I2)=3×10-13室溫下不存在HBrO和HIO2.鹵素單質的化學性質OF2+2OH

-→2F-+O2↑+H2O(3)鹵素單質在堿溶液中歧化（F2除外）①

F2與堿的反應與其他鹵素不同：2F2+2NaOH→2NaF+OF2↑+H2O在堿性條件下，OF2會將水氧化:2.鹵素單質的化學性質(3)鹵素單質在堿溶液中歧化（F2除外）②

室溫下Cl2、Br2和I2在堿溶液中歧化，分別得到次氯酸鹽、溴酸鹽和碘酸鹽，歧化反應程度依次加強：Cl2+2OH→Cl+ClO+H2O3Br2+6OH→5Br+BrO3+3H2O3I2+6OH→5I+IO3+

3H2O3Cl2+

6OH→5Cl+ClO3

+3H2O70℃室溫0℃室溫3.鹵素單質的制備方法(1)

單質F2的制備熔鹽電解法2KHF2(l)→2KF(s)+H2(g)+F2(g)電解陰極陽極

電解KHF2與HF的混合物，加入少量LiF和AlF3降低混合物熔點(72℃)，增強導電性，電解溫度100℃。3.鹵素單質的制備方法(1)

單質F2的制備1986年化學法首次制備出單質氟：(1)氟化、氧化反應

2KMnO4(aq)+2KF(aq)+10HF(aq)+3H2O2(aq)→2K2MnF6(s)+8H2O(l)+3O2(g)(2)置換反應

K2MnF6(aq)+2SbF5(aq)→2KSbF6(aq)+MnF4(s)(3)分解反應

2MnF4(s)→2MnF3(s)+F2(g)3.鹵素單質的制備方法(2)

單質Cl2的制備2NaCl

(aq)+2H2O(l)→2NaOH(aq)+H2(g)+Cl2(g)電解陰極陽極電解飽和食鹽水實驗室制備方法：2KMnO4+16HCl(濃)→2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OMnO2+

4HCl(濃)→MnCl2

+

Cl2↑+2H2OΔ熔鹽電解法3.鹵素單質的制備方法(3)

單質Br2的制備工業(yè)上從海水中提取溴，常用Cl2來氧化濃縮后的海水（Brˉ離子）制備單質Br2：①Cl2+

2Brˉ

→Br2+2Clˉ③5NaBr+

NaBrO3+3H2SO4→3Na2SO4+3Br2+3H2O②3Br2

+3Na2CO3→5NaBr+NaBrO3

+3CO2↑

2KBr+

MnO2+

3H2SO4→Br2+

MnSO4+

2KHSO4

+

2H2O實驗室制備方法：3.鹵素單質的制備方法(4)

單質I2的制備工業(yè)上用還原劑亞硫酸氫鈉NaHSO3還原碘酸鈉NaIO3(智利硝石中含NaIO3)得到單質碘：①2NaIO3+

6NaHSO3→2NaI+

3Na2SO4+3H2SO4②5NaI+

NaIO3+

3H2SO4→3I2+

3Na2SO4+

3H2O2NaI+MnO2

+3H2SO4→I2+MnSO4

+2NaHSO4+2H2O自海藻灰中提取碘：實驗室制備少量碘的方法與自海藻灰中提取碘的方法一樣。三、鹵化氫和氫鹵酸1.鹵化氫和氫鹵酸的物理性質2.鹵化氫和氫鹵酸的化學性質3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法1.鹵化氫和氫鹵酸的物理性質(1)鹵化氫HX都是具有強烈刺激性臭味的無色氣體，在空氣中會“冒煙”，與空氣中的水蒸氣結合形成了白色酸霧。

(2)鹵化氫HX都是極性分子，HF分子極性最大，HI分子極性最小，鹵化氫在水中有很大的溶解度，它們的水溶液稱為氫鹵酸。

HF－HCl－HBr－HI1.鹵化氫和氫鹵酸的物理性質(3)鹵化氫HX的熔沸點隨著相對分子質量的增加而升高，但HF表現(xiàn)例外，它的熔、沸點和汽化熱反常地高，它生成時放出的熱量及鍵能都很大；原因是HF分子之間存在氫鍵，而其他鹵化氫分子中沒有這種締合作用。

2.鹵化氫和氫鹵酸的化學性質強酸性和鹵化氫的還原性是氫鹵酸的主要化學性質：

(1)氫鹵酸除了HF是弱酸外，其余都是強酸，并按照HCl-HBr-HI的順序，酸性依次增強；在氫酸(不含氧的酸)中，氫碘酸(HI)是最強的酸。

(2)

氫碘酸HI在常溫即可被空氣中的氧所氧化；而氫溴酸HBr和氧的反應進行得很慢；氫氯酸HCl不能被氧氧化；氫氟酸則沒有還原性。

4HI+O2→2I2+2H2O鹵離子的還原能力F

-＜Cl

-＜Br

-＜I

-3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法實驗室制備鹵化氫和氫鹵酸的方法有兩種:①氟化氫和氫氟酸的制備

(1)金屬鹵化物和濃硫酸作用CaF2(螢石)+

H2SO4(濃)→CaSO4

+

2HF↑

螢石CaF26HF+

CaSiO3→SiF4↑+CaF2

+

3H2O4HF+

SiO2→SiF4↑+2H2O氫氟酸要保存在鉛、石蠟或塑料瓶中，因為它能與SiO2或硅酸鹽反應生成易揮發(fā)的SiF4，其他氫鹵酸都沒有這個性質。3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法實驗室制備鹵化氫和氫鹵酸的方法有兩種:②氯化氫和氫氯酸的制備

(1)金屬鹵化物和濃硫酸作用NaCl+

H2SO4(濃)

NaHSO4+HCl↑150℃NaCl+NaHSO4Na2SO4+HCl↑540~600℃3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法實驗室制備鹵化氫和氫鹵酸的方法有兩種:(1)金屬鹵化物和濃硫酸作用NaBr

+

H3PO4→NaH2PO4

+HBr↑

2HBr

+

H2SO4(濃)→SO2

+

Br2+2H2O③溴化氫和氫溴酸的制備NaBr

+

H2SO4(濃)→NaHSO4+

HBr↑

不能制備出純的溴化氫用沒有氧化性和揮發(fā)性的磷酸代替濃硫酸3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法實驗室制備鹵化氫和氫鹵酸的方法有兩種:(1)金屬鹵化物和濃硫酸作用NaI

+H3PO4→NaH2PO4

+HI↑

8HI+

H2SO4(濃)→H2S+4I2+4H2O④碘化氫和氫碘酸的制備NaI

+

H2SO4(濃)→NaHSO4

+

HI↑

不能制備出純的碘化氫用沒有氧化性和揮發(fā)性的磷酸代替濃硫酸3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法8NaI+

5H2SO4(濃)→H2S+4I2+4Na2SO4

+4H2O以上三個反應進行的程度，按Cl、Br、I的順序，反應一個比一個劇烈，這可以說明鹵離子的還原能力按此順序F

-＜Cl

-＜Br

-＜I

-依次增強。2NaBr+

2H2SO4(濃)→SO2+

Br2+

Na2SO4

+

2H2ONaCl+

H2SO4(濃)→NaHSO4+HCl↑3.鹵化氫和氫鹵酸的制備方法實驗室制備鹵化氫和氫鹵酸的方法有兩種:把溴滴加到磷和少許水的混合物上制取HBr，或把水滴加到磷和碘的混合物上制取HI。

(2)非金屬鹵化物水解法PX3

+3H2O→H3PO3

+3HX2P(s)+

3X2→2PX32P+

3X2+6H2O→2H3PO3

+6HX總反應四、鹵素的氧化物1.氟的氧化物

2.氯的氧化物3.溴的氧化物

4.碘的氧化物鹵素的氧化物大多數(shù)是不穩(wěn)定的，受到撞擊或光照即可爆炸分解；其中碘的氧化物最穩(wěn)定，氯和溴的氧化物室溫下明顯分解；高價態(tài)的鹵素氧化物比低價態(tài)的鹵素氧化物穩(wěn)定。F的電負性（4.0）大于O的電負性（3.5），氟和氧的二元化合物應稱為氧的氟化物而不是氟的氧化物。1.氟的氧化物2F2+2NaOH→2NaF+H2O+OF2↑二氟化氧OF2無色氣體，強氧化劑。103.4°104pm次氯酸酸酐2.氯的氧化物二氧化氯ClO2

一氧化二氯Cl2O七氧化二氯Cl2O7

亞氯酸和氯酸混合酸的酸酐高氯酸的酸酐中心原子均sp3不等性雜化，Cl的氧化態(tài)分別為+1、+4和+7，Cl=O雙鍵由配鍵和d-p

配鍵組成。前兩種為黃紅和黃色氣體，Cl2O7為油狀無色液體，易爆炸。3.溴的氧化物一氧化二溴Br2O和二氧化溴BrO2不穩(wěn)定，結構分別與Cl2O和ClO2相似。Br2O分子結構BrO2分子結構4.碘的氧化物I2O5分子結構類似Cl2O7，每個I原子采取sp3不等性雜化，各生成2個I=O雙鍵(配鍵和d-p

配鍵)，1對孤電子對，另一個雜化軌道分別與同樣sp3雜化的1個O原子生成2個共價鍵，這個O原子上還有2對孤電子對。4.碘的氧化物I2O5＋5CO→5CO2＋I2I2O5可用作氧化劑，可以氧化H2S，C2H4，CO等，在合成氨工業(yè)中用I2O5在343K時將CO定量地轉變?yōu)镃O2來測量CO的含量：五氧化二碘I2O5，白色粉末狀固體，是所有鹵素氧化物中最穩(wěn)定的；是碘酸的酸酐，可以由碘酸加熱至443K脫水生成：2HIO3→I2O5

＋

H2OΔ五、鹵素的含氧酸及其鹽1.鹵素含氧酸概述2.次鹵酸及其鹽

3.鹵酸及其鹽

4.高鹵酸及其鹽1.鹵素含氧酸概述Cl、Br和I均有這四種類型的含氧酸，在這些含氧酸根離子的結構中，鹵原子均采取sp3雜化，電子結構均為四面體構型（正高碘酸H5IO6除外，sp3d2雜化，八面體）。鹵素含氧酸分子的結構

次鹵酸亞鹵酸鹵酸高鹵酸

HXOHXO2HXO3HXO4

+1+3+5

+7鹵原子氧原子氫原子1.鹵素含氧酸概述高碘酸及其鹽以多種不同形式存在，其中以正（偏）高碘酸最穩(wěn)定：

正高碘酸H5IO6sp3d2雜化八面體構型偏高碘酸HIO4sp3雜化四面體構型1.鹵素含氧酸概述→ClO←在鹵原子和氧原子之間除有sp3雜化軌道形成的sp3-p配鍵外，還有氧原子的2p軌道與鹵原子空的nd軌道間所形成的d-p

配鍵：HClO33s3p3dCl2s2pO→2s2p

配鍵d-p

配鍵1.鹵素含氧酸概述鹵素含氧酸及其鹽的許多重要性質，如酸性、氧化性、熱穩(wěn)定性、陰離子的強度等，都隨著分子中氧原子數(shù)的改變呈現(xiàn)規(guī)律性變化，以氯的含氧酸及其鹽為代表總結規(guī)律：氧化態(tài)酸熱穩(wěn)定性和酸強度氧化性E?/V鹽熱穩(wěn)定性氧化性E?/V+1HClO

1.631.64

1.471.34NaClO0.940.78

0.620.51+3HClO2NaClO2+5HClO3NaClO3+7HClO4NaClO4從酸到鹽，熱穩(wěn)定性增高，氧化性減弱注：亞氯酸HClO2例外，其熱穩(wěn)定性低于HClO，氧化性高于HClO。增大增大減弱減弱2.次鹵酸及其鹽次鹵酸不穩(wěn)定，尤其HBrO和HIO不穩(wěn)定，室溫下不存在HBrO和HIO。1971年合成出的HFO更不穩(wěn)定，只有次氯酸及其鹽有實際應用價值。HClO僅存在于水溶液中，室溫下分解放出氧氣，因此HClO是強氧化劑，有殺菌和漂白的能力；加熱時發(fā)生歧化反應，分解成鹽酸和氯酸：2HClO→2HCl+O2↑3HClO→2HCl+HClO3Δ2.次鹵酸及其鹽次鹵酸及其鹽都是強氧化劑，鹽的氧化能力比酸弱：NaClO+

2NaOH+

MnSO4→MnO(OH)2↓+

NaCl+

Na2SO4

NaClO+

2HCl(濃)→

NaCl+Cl2↑+H2O棕色NaClO+

2I-+

H2O→NaCl+2OH-

+

I2↓

黑紫色★常見的次氯酸鹽是NaClO和Ca(ClO)2HClO＞HBrO＞HIONaClO＜NaBrO≈NaIO2.次鹵酸及其鹽★NaClO易水解，溶液顯堿性：NaClO+

H2OHClO+NaOH★將氯氣通入熟石灰中就可以得到

Ca(ClO)2即漂白粉，加酸或在空氣中長時間放置漂白粉會分解失效：2Cl2+3Ca(OH)2→Ca(ClO)2+CaCl2·Ca(OH)2·H2O+H2OCa(ClO)2+CaCl2+2H2SO4→2CaSO4+2Cl2↑+2H2OCa(ClO)2+

H2O+CO2→CaCO3+2HClO2HCl+O2↑3.鹵酸及其鹽(1)鹵酸的穩(wěn)定性HClO3＜HBrO3＜HIO3(2)鹵酸的酸性HClO3＞HBrO3＞HIO3(3)鹵酸的氧化性HBrO3＞

HClO3＞HIO3(4)鹵酸鹽的溶解度ClO3-

＞BrO3-

＞IO3-(5)氯酸及其鹽的制備(1)鹵酸的穩(wěn)定性HClO3＜HBrO3＜HIO3氯酸HClO3和溴酸HBrO3只存在于水溶液中，氯酸存在的最大濃度是40%，溴酸為50%，超過以上濃度就會迅速發(fā)生爆炸式的氧化還原分解反應：8HClO3→4HClO4+

2Cl2↑+

3O2↑+

2H2O4HBrO3→2Br2+

5O2↑+2H2O碘酸HIO3是白色固體，是最穩(wěn)定的鹵酸，受熱時分解：2HIO3I2O5+

H2O△

443K(2)鹵酸的酸性HClO3＞HBrO3＞HIO3氯酸和溴酸是強酸，碘酸是中強酸。Xn+和H+分別對O2-有吸引作用，H+由于半徑小，與O2-之間的吸引力很強；按Cl-Br-I的順序，原子序數(shù)依次增加，原子半徑和變形性依次增大，則Xn+與O2-之間的吸引力依次減小，X－O鍵逐漸減弱，O－H鍵逐漸增強，不易解離出H+離子，故酸性依次減弱。X－O－H斷裂(3)鹵酸的氧化性HBrO3＞

HClO3＞HIO3①鹵酸及其鹽在酸性介質中都是強氧化劑，能氧化相應的Xˉ離子成為X2單質：

(X=Cl、Br、I)XO3-+

5X-+

6H+→3X2+

3H2O室溫下KCl

=2109，KBr

=11038，KI=1.61044其中溴酸鹽氧化Brˉ離子和碘酸鹽氧化Iˉ離子的反應既快又完全，而且是定量的，所以KBrO3、KIO3是分析化學上常用的氧化劑；氯酸鹽與Clˉ離子的反應較慢，反應不定量，且有副產物ClO2生成。(3)鹵酸的氧化性②在酸性介質中，溴酸鹽和氯酸鹽除能氧化自身離子成為單質外，還能氧化其他鹵離子成為單質，而碘酸鹽只能氧化Iˉ離子；由電勢圖可以得出上述結論：HBrO3＞

HClO3＞HIO3ClO3-

Cl2

Cl-

1.47V1.36V1.45VBrO3-

Br2

Br-1.52V1.065V1.44VIO3-

I2

I-1.195V0.54V1.09V(3)鹵酸的氧化性BrO3-+6Cl-+6H+→3Cl2+

3H2O+Br-BrO3-+6I-+6H+→3I2+3H2O+Br-ClO3-+

6I-+

6H+→3I2+

3H2O+

Cl-

ClO3-+6HCl(濃)→3Cl2+3H2O+Cl-

②給出相應反應方程式ClO3-+6Br-+

6H+→3Br2+

3H2O+

Cl-

IO3-+

5I-+

6H+→3I2+

3H2OHBrO3＞

HClO3＞HIO3(3)鹵酸的氧化性2BrO3-+

I2+

2H+→2HIO3+

Br22ClO3-+

I2+2H+→2HIO3+Cl22BrO3-+

Cl2+2H+→2HClO3+Br25HClO3

+

6P+9H2O→6H3PO4+5HClHClO3

+

S+H2O→H2SO4+HClHBrO3＞

HClO3＞HIO3③鹵酸及其鹽在酸性介質中可以將一些非金屬單質氧化成高價含氧酸：如溴酸能氧化Cl2和I2分別成氯酸和碘酸，氯酸能氧化I2成碘酸，氯酸還能氧化P和S成為磷酸和硫酸等。(3)鹵酸的氧化性◆2HIO3+5H2O2→I2+

5O2+6H2O④碘鐘實驗，用淀粉為指示劑，反應重復進行；類似的化學振蕩反應，在生命過程中有重要作用。◆

I2+5H2O2→2HIO3+4H2OH2O2作還原劑，將HIO3還原成單質I2，淀粉指示劑變成藍色。H2O2作氧化劑，又將單質I2氧化成HIO3，淀粉指示劑藍色消失。HBrO3＞

HClO3＞HIO3(4)鹵酸鹽的溶解度ClO3-

＞BrO3-

＞IO3-氯酸鹽一般可溶于水，但溶解度不大；溴酸鹽中淺黃色的AgBrO3、白色的Pb(BrO3)2、Ba(BrO3)2難溶，其余鹽可溶；可溶性的碘酸鹽很少，Cu+、Ag+、Pb2+、Hg2+、Ca2+、Sr2+、Ba2+等的碘酸鹽都難溶。

(5)氯酸及其鹽的制備①Ba(ClO3)2+H2SO4→BaSO4↓+

2HClO3②3Cl2+

6NaOH→NaClO3+5NaCl+3H2O③Cl2+

2BrO3-

+2H+→2HClO3+Br2氯酸鹽中最常見的是KClO3和NaClO3，NaClO3易潮解，而KClO3不吸潮可制得干燥產品，利用KClO3溶解度較小，讓NaClO3與KCl進行復分解反應，可得到KClO3：NaClO3+

KCl→KClO3+NaCl4.高鹵酸及其鹽(1)高鹵酸的酸性(2)高鹵酸的氧化性(3)高鹵酸及其鹽的制備(1)高鹵酸的酸性HClO4＞HBrO4＞H5IO6高氯酸在水溶液中完全解離為H+和ClO4，表現(xiàn)為一種最強的無機酸，79%的高氯酸水溶液的酸強度就相當于98%的濃硫酸。高溴酸也是一種強酸，它的酸強度接近高氯酸。高碘酸屬于中強酸，高碘酸及其鹽能以多種不同形式存在，其中以正高碘酸H5IO6最穩(wěn)定，其結構研究表明這個化合物是八面體構型，是一個五元酸，與其他高鹵酸相應的HIO4稱為偏高碘酸?！?2)高鹵酸的氧化性非金屬元素通性中已講。高氯酸不能被活潑金屬Zn還原，說明其氧化能力差。高溴酸由于氧化性極強，不易穩(wěn)定存在。HBrO4＞H5IO6＞HClO45IO4+2Mn2++3H2O→2MnO4+5IO3+

6H+ˉˉˉ偏高碘酸HIO4可將Mn2+氧化成MnO4ˉ。(3)高鹵酸及其鹽的制備市售高氯酸的含量在60％~62％，無色液體，對震動敏感，易爆炸。4HClO4(濃)2Cl2+

7O2+2H2O常溫易爆炸KClO4+

H2SO4KHSO4+HClO4

用高氯酸鹽與濃硫酸作用制備高氯酸：(3)高鹵酸及其鹽的制備用溴酸鹽與強氧化劑F2或XeF2作用，可得到高溴酸鹽的水溶液：BrO3

+

F2+2OH→BrO4

+

2F+H2OˉˉˉˉBrO3

+

XeF2+H2O→BrO4

+

Xe+HF↑ˉˉ(3)高鹵酸及其鹽的制備●用硫酸與高碘酸鋇作用可得到高碘酸：Ba5(IO6)2+

5H2SO4→2H5IO6

+

5BaSO4↓NaIO3

+

Cl2+3NaOH→Na2H3IO6

+

2NaCl●在堿性的碘或碘酸溶液中通入氯氣，可得高碘酸鹽，加入AgNO3溶液，即有Ag5IO6黑色沉淀生成，然后再用氯氣和水處理沉淀，便可得到白色晶體高碘酸：Na2H3IO6+

5AgNO3

→Ag5IO6+2NaNO3+3HNO34Ag5IO6+

10Cl2+10H2O→4H5IO6

+

20AgCl+5O2

六、鹵化物除了He、Ne

和Ar以外，周期表中所有元素都能生成鹵化物。由于氟的氧化能力最強，元素的氟化物往往表現(xiàn)出其最高化合價，元素的碘化物表現(xiàn)較低的氧化態(tài)。一般鹵化物AgX(X=Cl、Br、I)，Ag的氧化態(tài)(+1)；氟化物AgF2

，Ag的氧化態(tài)(+2)；FeI2

是穩(wěn)定化合物，F(xiàn)eI3不存在