“元素及其化合物”知识归纳总结氯气的物理性质黄绿色具刺激性气味的有毒气体。

比空气重，熔点-100.98℃，沸点-34.67℃。

溶于水(20℃时1体积水可溶解2.15体积Cl2)，难溶于饱和食盐水，易溶于有机溶剂。

制备时应采用向上排空气法收集。

工业上利用它容易液化的性质，将干燥的氯气制成液氯，压入涂成草绿色钢瓶贮存。

氯气在水中因溶解得不太多(饱和时0.09摩/升，标准状态下)，用水吸收残氯效率不高，故多用碱液吸收。

遇到氯气逸散时，可以站到高处用湿毛巾捂住口鼻以减轻毒害。

用活性炭吸附沸点较高的氯气可使空气净化。

氯水呈黄绿色，用CCl4等有机溶剂萃取则水层转为无色，CCl4层转为较深黄绿色。

除去氯气中混有的少量氯化氢可用饱和食盐水洗气，若氯化氢中混有少量氯气则可用活性炭除去氯气。

氯气的化学性质强非金属、强氧化剂。

除O2、N2、C和稀有气体外，氯气与其它元素几乎都能直接化合为氯化物，且常将变价元素氧化为高或较高价态，如与Cu、Fe等反应。

能与许多还原性化合物反应将其中低价态元素氧化，如与NaBr、 NaI、Na2S反应置换出Br2、I2、S；与NH3反应氧化出N2。

与水或碱发生Cl2+H2O HCl+HClO，HClO的强氧化性使氯水和湿氯气有漂白性。

与冷的碱溶液反应以生成氯化物和次氯酸盐为主，在热的碱溶液中则有氯酸盐生成。

氯水的有关反应则为：与碱反应同氯气；对H2S，则稀氯水以氧化出硫沉淀为主，浓氯水与H2S反应看不到沉则氯水中的HCl起重要作用有H2放出；与AgNO3溶液也属于其中Cl-的反应，生成白色的AgCl 沉淀。

若要从氯水获得较浓的HClO溶液，则可加入Ca-CO3粉，因H2CO3比盐酸弱又比HClO强，而CaCO3只与盐酸反应，使氯水中的化学平衡向生成HClO的方向移动。

氯水的漂白性、见光分解出O2以及使醛溶液等氧化皆与其中的HClO有关。

氯气的用途重要化工原料。

盐酸、漂白粉以及制造药物(如氯胺T等)和农药；在生产塑料聚氯乙烯、合成纤维氯纶、合成橡胶氯丁橡胶等合成材料时也需用多量氯气。

氯气液化后压入钢瓶常供纸浆漂白、纺织品漂白、自来水消毒杀菌、制次氯酸钠、从卤水中提炼溴和碘次氯酸和漂白粉HClO，仅存于水溶液中，为强氧化性的弱酸(比H2CO3弱)。

不稳定，见光分解为HCl与O2。

能漂白有色有机物(色素被氧化而褪色)。

漂白粉为白色粉末，是Ca(ClO)2与CaCl2的混合物。

用于漂白时，因CO2或HCl等酸性物质作用使Ca(ClO)2转化为HClO而起漂白作用：Ca(ClO)2+H2O+CO2CaCO3↓+2HClOCa(ClO)2+2HCl(极稀)CaCl2+2HClO遇浓盐酸则生成氯气Ca(ClO)2+4HCl(浓)CaCl2+2H2O+Cl2↑也可用此法制Cl2或测其中的“有效氯”。

一般有效氯约35％，有效成分是Ca(ClO)2，用为廉价的有效的漂白剂和消毒剂。

工业上用氯气与熟石灰反应制得，保存时应密闭以防吸湿和吸入CO2而失效。

氯化氢：无色有刺激性气味的气体。

在空气中发白雾，溶于乙醇、乙醚，极易溶于水。

实验室中用水吸收时不得把导管口伸入水下，而要在导管口连接倒放的漏斗，使其边缘紧贴水面以利吸收并防止倒吸。

若Cl2中混入HCl则可用少量水或饱和食盐水洗气以除去溶解度甚大的HCl。

其水溶液叫盐酸，常用的浓盐酸密度为l.18～l.19克/厘米3(含HCl36～38％的溶液)相当于12摩/升左右。

浓盐酸是挥发性强酸，加热蒸发时则HCl逸出得比水多，致使浓度下降，至20％即不再下降，成为“恒沸点溶液”。

盐酸具有酸的通性，其酸根Cl-有还原性，为非氧化性酸。

氯化钠：NaCl，在水中的溶解度随温度变化较小。

将热饱和NaNO3与KCl溶液混合，则溶液中大部分Na+和Cl-会形成NaCl晶体析出，食盐用为调味剂、腌渍食品、制造氯气、烧碱、盐酸、纯碱、次氯酸钠、金属钠等，精制的0.9％NaCl水溶液(精制NaCl9克溶于l升无菌注射用水中按药典要求配制)，即医疗用的生理食盐水。

自然界食盐主要存在于海水，盐湖、盐矿、盐井中，可晒海水或采矿获得。

氟F2为淡黄色气体，是最活泼的非金属，有极强的氧化性，遇水或氨气发生剧烈反应有HF、O2或N2生成；与许多有机物也发生反应。

F2能从卤化物中置换出Cl2、Br2、I2，但对卤化物水溶液则对水反应生成O2和HF。

F-还原性极弱，几乎没有化学药品能将它氧化。

溴：元素符号Br，溴单质Br2，为深棕色液体，不断挥发出棕红色刺激性气味的Br2蒸气。

易溶于苯、CCl4。

对橡胶腐蚀严重，液溴必须保存在密闭玻璃塞瓶里，有时为防止挥发可加少许水，使表面形成薄层“水封”。

溴水呈棕黄至橙色，因反应使溴水褪色的常见的物质有NaOH、NaCO3、SO2、应但生成的I-溶解可使溶液颜色转深。

有机溶剂能萃取Br2使有机溶剂层颜色变深呈棕红或橙红色。

碘：元素符号I，紫黑色晶体，它易于挥发、升华，这个性质可用来提纯碘。

微溶于水呈浅褐色，易溶于KI溶液或酒精中显棕褐色。

甚易溶于苯、CCl4、CS2等有机溶剂中呈紫色。

据此可用苯或CCl4从水溶液里萃取碘或检验碘的存在。

游离态I2的非金属性和氧化性均比卤素中的F2、Cl2、Br2弱。

它与金属或非金属的反应一般比Cl2、Br2、F2弱，如难与H2化合，与Fe仅生成FeI2。

溶于碱有碘化物、碘酸盐生成(歧化)。

与淀粉于55℃以下显蓝色，是I2的特征反应之一。

用KI淀粉试纸检验Cl2等即根据2I→I2，随即与淀粉发生显色反应。

此试纸遇Br2、O3、NO2等都能变蓝，故不要用它区分Br2蒸气与NO2(可用水或AgNO3溶液)。

易被活泼卤素、O2、NO2、HNO3、Fe3+氧化。

故HI溶液不易存放，KI溶液也有时因析出微量I2而呈黄色。

AgBr，浅黄色晶体。

难溶于水和稀硝酸，易见光分解，用于制照像底片，感光纸等。

在眼镜玻璃中掺入AgBr微粒，在光照时分解出银粒变深，无光时Ag与周围的Br2化合为AgBr又变浅，这是变色镜的变色原理。

AgI，黄色晶体。

难溶于水、氨水或稀硝酸。

见光变色，最后变黑，感光作用比AgBr差。

用于制照像底片和感光纸，也用于人工降雨。

元素周期表中ⅦA族元素，简称卤素。

包括氟、氯、溴、碘、砹五种元素。

最外层电子数皆为7(具ns2np5结构)，易得电子成-1价阴离子。

非金属性皆强于同周期的其它元素。

除氟为-1价外，其它卤元素皆有-1、＋1、＋3、＋5、＋7价。

其单质化学性质活泼，能与大多数金属和非金属直接化合，因与金属直接化合成盐，按“天生曰卤，人造曰盐”而得名“卤素”。

其中砹为放射性元素。

本族在自然界中无游离态，以化合态存在于卤化物和其它矿物中。

卤素单质具化学活泼性，最活泼的是氟，与水猛烈反应出O2，在加热的条件下，绝大多数金属能在氟中燃烧；也易从固态金属卤化物中置换出其它卤素，与H2在低温下发生爆炸式化合。

氯活泼性比氟小些。

与水反应缓慢生成HCl、HClO，与H2在光照下发生爆炸反应；与多数非金属(除稀有气体、C、O2等)化合成共价化合物，与饱和烃发生取代，与不饱和烃作用发生加成反应，与多数金属反应，大部分有燃烧现象。

溴与氯相似，但活泼性比氯稍弱，与H2、金属、非金属反应没有氯那样猛烈，与水反应的程度比氯小，在日光中HBrO也分解出O2。

碘的活泼性比溴弱，也发生上述反应，与水几乎不发生化学反应，可氧化S2-，遇淀粉变蓝(55℃以下)。

卤族元素单质、化合物的相似性和递变性游离态皆为双原子分子，固态时皆为分子晶体。

皆有颜色，按原子序数增大顺序(下同)颜色按黄、黄绿、深棕红、紫黑、黑色逐渐加深。

熔沸点皆不高，仍呈由低到高的趋势。

由难液化气体至易液化气体，再至易挥发液体，至碘、砹为固体。

单质的密度不算大，有由小到大的递变。

对水的溶解性则呈依次减弱的趋向。

卤单质皆为强或较强非金属，化性活泼，氧化性显著，随原子序数增大而活动性依次减弱。

皆与氢气直接化合成易溶于水的气态氢化物，化合力渐弱；与金属直接化合成盐。

皆与水反应除F 2与水置换出氧外，其它皆发生歧化反应，但与水作用的程度依次递减。

皆与碱反应除F 2特殊外，其它皆产生卤化物与卤酸盐或次卤酸盐。

总趋势为非金属活动性由强而弱，氧化性也由强到弱。

卤素的氢化物皆为无色气体皆有刺激性气味，于湿空气中发白雾。

极易溶于水，水浴液为氢卤酸，依卤素的原子序加大(下同)酸性渐强(HF 为弱酸，其它为强酸)。

氢化物皆不能在空气中点燃，稳定性由强而弱，至HI 等即极难于保存。

卤阴离子皆具有还原性，但F -极弱，几乎没有任何化学药品能将其氧化，以后则依次还原性增强，如HCl 中Cl -能被MnO 2等氧化但浓H 2SO 4不与其作用，Br -则浓H 2SO 4可将其氧化，I -则浓H 2SO 4能将其迅速全部氧化。

卤素的银盐除AgF 为可溶外，其它皆难容于水，且溶解性递减，颜色渐深。

硫的物理性质黄色松脆固体。

熔、沸点不高，硬度不大。

难溶于水，略溶于酒精、乙醚，易溶于二硫化碳、苯、四氯化碳。

据此分离黑火药成分(KNO 3、C 、S)时可先用CS 2溶去硫，再用水溶去KNO 3，剩余物为炭粉。

硫的化学性质主要有-2、+2、+4、+6价。

一单质硫为0价，属于中间价态。

既可表现氧化性也能表现出还原性，但以氧化性为主。

当其作为较弱的氧化剂时，常见的反应有，与H 2加热生成H 2S ；与金属反应生成硫化物，且化合时常比与O 2反应容易，如与Na 共研发生爆炸、与Al 共热剧烈反应生成Al 2S 3、与Fe 加热伴有燃烧现象生成低价铁的硫化物FeS 、与Cu 燃烧生成低价铜的硫化物Cu 2S 、与Hg 常温即生成黑色HgS 、与Ag 共热生成黑色Ag 2S(而O 2不与Ag 反应，也不与Cu 发生燃烧反应，与Hg 化合极缓)。

与C 在高温生成CS 2。

；与热浓H 2SO 4或浓HNO 3可被氧化分别生成SO 2或H 2SO 4。

与碱共热发生歧化反应：1/3molS 被氧化，2/3molS 被还原。

二氧化硫SO 2，无色有刺激性气味的气体。

易液化，曾用为致冷剂。

易溶于水(约1∶40)。

SO 2中的S 为中间价态，通常反应中呈还原性，如与O 2在催化剂和加热条件下生成SO 3、与N02生成SO 3和NO 、与氯水或溴水反应生成H 2SO 4和对应的氢卤酸。

遇强还原剂则可显氧化性。

如与H 2S 则生成H 2O 与S 。

有水时SO 2能使某些有机色素与其本身结合变为无色，即SO 2具漂白性。

但久放或日晒、加热颜色会复现。

其水溶液为亚硫酸，属于中强酸，仅存于水溶液中。

与碱反应生成对应的亚硫酸盐。

SO 2用为漂白剂、精制食油、冷冻剂、制亚硫酸盐等。

实验室常用新开封的Na 2SO 3与H 2SO 4制取，工业上可燃硫或煅烧黄铁矿制取。