第二单元 海洋中的卤素资源【知识清单】-2024-2025学年高一化学单元速记·巧练（沪科版2020必修第一册）

第二单元 海洋中的卤族资源 01 思维导图 02 考点速记 课题1 海水中的氯 1、 知识梳理 （1） 粗盐提纯 粗盐中含有可溶性杂质：CaCl2、MgCl2、硫酸盐。实际上是除去粗盐中的SO42－、Mg2＋、Ca2＋。除杂试剂的选择如下表所示： 杂质 加入的试剂 离子方程式 可溶性硫酸盐 BaCl2溶液 Ba2＋＋SO42－===BaSO4↓ MgCl2 NaOH溶液 Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓ CaCl2 Na2CO3溶液 Ca2＋＋CO‍32－‍===CaCO3↓ 加入试剂的顺序 为将杂质离子完全除去，要加入过量的试剂。后续试剂要能够将前面所加过量的试剂除去，由此可知Na2CO3溶液要在BaCl2溶液之后加入，通常有以下三种方案 【注意】 (1)检验SO42－，必须先加稀盐酸，再加入BaCl2溶液，试剂加入的顺序不能颠倒，也不能将盐酸换成稀硝酸或者将BaCl2换成Ba(NO3)2。 (2)去除粗盐中的Ca2＋、Mg2＋、SO42－等杂质离子时，对加入试剂的要求是Na2CO3溶液必须在加入BaCl2溶液之后加入，以保证杂质离子完全除去，则加入的试剂必须过量。 (3)判断杂质离子已经沉淀完全的方法(以SO42－为例)：待沉淀完全后，取少许上层清液于洁净试管中，向试管中滴加2～3滴BaCl2溶液，若不出现浑浊，则表明SO42－已沉淀完全；若出现浑浊，则应继续滴加BaCl2溶液，直至SO42－沉淀完全。 （2） 电解饱和食盐水 氯碱工业——电解饱和食盐水制烧碱和氯气 1、原理： 阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH- 阳极：2Cl-—2e-=Cl2↑ 总反应：2Cl―+2H2O2OH―+Cl2↑+H2↑ 2、现象及检验： 阴极：有无色、无味气泡产生，滴加酚酞——变红 阳极：有黄绿色、刺激性气味的气体产生，使湿润的淀粉KI试纸变蓝 3、阳离子交换膜的作用 （1）将电解池隔成阳极室和阴极室，只允许正离子（Na+、H+）通过，而阻止负离子（Cl-、OH-）和气体通过 （2）既能防止阴极产生的H2和阳极产生的Cl2相混合，而引起爆炸，又能避免Cl2和NaOH作用生成NaClO而影响烧碱的质量 （3） 氯气的性质 1、氯的原子结构及存在 (1)原子结构：原子结构示意图为，氯原子容易得到1个电子而形成Cl－，表现出典型的氧化性 (2)氯元素的存在：氯在自然界中以化合态存在，除了以NaCl、MgCl2、CaCl2等形式大量存在于海水中，还存在于陆地的盐湖和盐矿中 2、Cl2的物理性质 通常情况下，氯气黄绿色、有刺激性气味的气体，氯气有毒，密度比空气大，易液化，能溶于水(1体积水中能溶解2体积的氯气)。液态的氯称为液氯，其水溶液称为氯水 闻气体时的正确操作 用手轻轻地在瓶口闪动，使极少量的气体飘进鼻孔 化学性质：氯原子最外层有7个电子，在化学反应中容易易得到1个电子，使最外层达到8个电子的稳定结构。因此氯气是很活泼的非金属单质，具有强氧化性 3、Cl2与金属单质的反应 Cl2能与绝大多数金属能反应，且变价金属(如Fe)一般能氧化到最高价 (1)与钠反应：2Na＋Cl22NaCl (反应现象：产生大量白烟，火焰为黄色) (2)与铁反应：2Fe＋3Cl22FeCl3 (反应现象：产生大量棕黄色烟) 【微点拨】常温下Fe不能干燥Cl2反应，除非潮湿Cl2。所以，工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中 (3)与铜反应：Cu＋Cl2CuCl2 (反应现象：产生大量棕黄色烟) 4、Cl2与非金属单质的反应 (1)与氢气反应 H2＋Cl22HCl (反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾) 用于工业制盐酸 H2＋Cl22HCl (反应现象：剧烈反应，会发生爆炸，瓶口有白雾) 不能用于工业制盐酸 【微点拨】氯气和氢气的混合气体在强光照射时爆炸，产生此现象的原因是H2和Cl2混合后光照，反应瞬间完成，放出的热量使气体急剧膨胀而发生爆炸 (2)与磷的反应 2P＋3Cl2 2PCl3 (Cl2不足) (三氯化磷是液体，呈雾状) PCl3＋Cl2PCl5 2P＋5Cl2 2PCl5 (Cl2充足) (五氯化磷是固体，呈白烟状) 反应现象：磷在氯气中剧烈燃烧，在集气瓶口产生大量白色烟雾 5、Cl2与水的反应 常温下，溶于水中的部分氯气会与水反应，反应的化学方程式为：Cl2+H2O===HCl+HClO，该反应中的氧化剂为Cl2，还原剂为Cl2，为歧化反应。生成物中次氯酸(HClO)具有强氧化性，能杀死水中的病菌，起到消毒作用，目前，很多自来水厂用氯气来杀菌、消毒。近年来有科学家提出，使用氯气对自来水消毒时，氯气会与水中的有机物发生反应，生成的有机氯化物可能对人体有害。所以国家规定了饮用水中余氯含量标准，而且已经开始使用新的自来水消毒剂，如二氧化氯(ClO2)、臭氧等 实验操作 实验现象 实验结论 有色布条不褪色 干燥氯气不具有漂白性 有色布条褪色 新制氯水具有漂白性 微点拨 干燥氯气无漂白性，新制氯水具有漂白性，实际起漂白作用的是HClO （4） 次氯酸和次氯酸盐 1. 氯水的性质 (1)新制氯水的成分：Cl2＋H2OHCl＋HClO HClOH＋＋ClO－ H2OH＋＋OH－ 三种分子：Cl2、H2O、HClO；四种离子：H＋、Cl—、ClO－、OH－(极少量) (2)氯水的性质：氯水的多种成分决定了它具有多重性质 ①Cl2的氧化性:与还原性物质反应 (Cl2是新制氯水的主要成分，为了方便，有时实验室中常用氯水代替Cl2) 如：2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 SO2＋Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4 Na2SO3＋Cl2＋H2O===2HCl＋Na2SO4 ②HCl酸性：向NaHCO3溶液中加入氯水，有气泡产生就是利用了盐酸的酸性 如：Cl2＋NaHCO3===NaCl＋CO2＋HClO ③HClO的强氧化性、弱酸性：在解释漂白性、杀菌消毒时，使用的是HClO的氧化性 如：向氯水中滴加紫色石蕊溶液，先变红(H＋作用的结果)，后褪色(HClO作用的结果) ④Clˉ的性质：加入AgNO3溶液可以检验出氯水中的Cl－，现象是有白色沉淀生成 2. 新制氯水、久制氯水、液氯的比较 新制氯水 久制氯水 液氯 区别 氯气的水溶液 稀盐酸 氯气的液体状态 分类 混合物 混合物 纯净物 颜色 浅黄绿色 无色 黄绿色 组成微粒 Cl2、H2O、HClO、 H＋、Cl—、ClO－、OH－ H2O、H＋、Cl—、OH－ Cl2 性质 多种成分，多重性质，如：酸性、漂白性、强氧化性 有酸性(比新制氯水强)、无漂白作用 仅表现Cl2的性质 原因 Cl2＋H2OHCl＋HClO、2HClO2HCl＋O2↑ 次氯酸(HClO)的性质 (1)次氯酸的三大性质 ①弱酸性：次氯酸是易溶于水的弱酸，比碳酸酸性弱，写离子方程式时不能拆成离子形式 如：NaClO溶液中通入少量CO2，化学方程式为：NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO ②不稳定性：2HClO2HCl＋O2↑ (氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处) ③强氧化性：次氯酸具有强氧化性，其氧化性比Cl2强，可用于自来水的杀菌、消毒，还可以用作漂白剂 (2)次氯酸的漂白作用 ①原理：将有色物质氧化为稳定的无色物质 ②特点：被HClO漂白的物质，久置后不再恢复原色 ③应用范围：几乎所有的有色物质遇HClO都会褪色 【微点拨】 ①光照氯水时，溶液中的次氯酸不断分解生成盐酸和氧气，溶液的浅黄绿色逐渐褪去，pH逐渐减小 ②实验室中氯水需现用现配。保存氯水时，应避免光照、受热，实验室通常将氯水置于棕色试剂瓶中密封保存 Cl2与碱的反应 (1)与氢氧化钠溶液反应——制取漂白液 ①化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O——主要用来吸收多余Cl2 ②离子方程式：Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O ③漂白液的主要成分是氯化钠和次氯酸钠，有效成分是次氯酸钠，是混合物 (2)与石灰乳反应——制取漂白粉 化学方程式：2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O—工业通常是将Cl2通入石灰乳中用来制取漂白粉 【微点拨】 ①工业上为什么用Cl2来制取漂白粉？形成比次氯酸更稳定的比次氯酸盐，便于运输、保存 ②漂白粉的主要成分是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2 ③漂白反应原理：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO (强酸制弱酸，用盐酸也能反应) ④Ca(ClO)2易于CO2、H2O反应，生成的HClO见光易分解，所以漂粉精、漂白粉都要密封包装，避光、隔潮存放 ⑤漂白液、漂白粉、漂粉精既可作漂白棉、麻、纸张的漂白剂，又可作游泳池及环境的消毒剂 ⑥在常温下，Cl2与碱反应的化学方程式一般为：Cl2＋碱===次氯酸盐＋金属氯化物＋水。但在加热的条件下，Cl2与氢氧化钠溶液的反应为：3Cl2＋6NaOH5NaCl＋NaClO3＋3H2O (热碱溶液中) ⑦Cl2与碱反应时：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2与足量NaOH反应转移电子数为NA ⑧Ca(ClO)2与浓HCl反应：Ca(ClO)2＋4HCl(浓)===CaCl2＋2Cl2↑＋2H2O Ca(ClO)2与稀HCl反应：Ca(ClO)2＋2HCl(稀)===CaCl2＋2HClO 向NaCl和NaClO的混合溶液通入稀硫酸：NaCl＋NaClO＋H2SO4===Na2SO4＋Cl2↑＋H2O ⑨漂白粉长期露置于空气中，最终会生成氯化钙而失效，有关反应的化学方程式 Ca(ClO)2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO 2HClO2HCl＋O2↑ CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑ 课题2 氧化还原反应和离子反应 一、知识梳理 （一）氧化还原反应 氧化铜失去氧发生还原反应，氢气得到氧发生氧化反应。这两个截然相反的过程是在一个反应中发生的。在化学反应中，一种物质与氧化合，必然同时有另一种物质中的氧被夺去。也就是说，有一种物质被氧化，必然有一种物质被还原。氧化反应和还原反应一定是同时发生的。 从下图可以看出，氧化铜失去氧，铜的化合价从+2价下降到0价，铜元素被还原；氢气得到氧，氢的化合价从0价上升到+1价，氢元素被氧化。物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应，物质所含元素化合价降低的反应是还原反应，有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。可见，氧化还原反应的范围扩展了，不再局限在得氧和失氧上。 【结论】氧化还原反应与电子的转移(电子得失或电子对偏移)有密切关系。 1、定义：有电子转移(得失或偏移)的反应都属于氧化还原反应。 实质：电子的转移 判断依据：化合价的升降 没有电子转移的反应，则属于非氧化还原反应。 【注意】在氧化还原反应里，有元素失去电子，必然有元素同时得到电子，而且失去电子的总数必定等于得到电子的总数。 2、氧化剂与还原剂、氧化性与还原性、氧化产物与还原产物 氧化剂：得到电子(或电子对偏向)的物质，在反应时所含元素的化合价降低；氧化剂具有氧化性，反应时本身被还原，得到还原产物。 还原剂：失去电子(或电子对偏离)的物质，在反应时所含元素的化合价升高；还原剂具有还原性，反应时本身被氧化，得到氧化产物。 化合价升高 –ne- 被氧化 氧化剂 + 还原剂=还原产物 + 氧化产物 （强氧化性）(强还原性) （弱还原性）(弱氧化性) 化合价降低 +ne- 被还原 【思考】有人说置换反应全部属于氧化还原反应，复分解反应全部属于非氧化还原反应，有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应全部属于氧化还原反应。你认为这个结论合理吗?简述你的理由。 【解析】置换反应中，元素从化合态变为游离态，游离态时化合价为0，而化合态中元素化合价不为0，必然有化合价的变化，所以置换反应全部是氧化还原反应。同理有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应全部属于氧化还原反应。复分解反应中没有化合价的变化，所以属于非氧化还原反应。 （二）常见的氧化剂与还原剂 常用的氧化剂有O2、C12、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等；常用的还原剂有活泼的金属单质，如Zn、Fe，以及C、H2、CO、H2S等。 氧化还原反应的应用与危害 应用：食物在人体中被消化、煤燃烧、酿酒、电镀、金属的冶炼等，也都离不开氧化还原反应。 危害：易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等。我们应该运用化学知识来防止这类氧化还原反应的发生或减慢其进程。例如，可采用在钢铁表面喷漆等方法来防止钢铁锈蚀的氧化还原反应发生。 氧化还原反应中电子转移的表示方法 氧化还原反应中电子转移有两种表示方法，单线桥法和双线桥法。 单线桥法 氧化还原反应与四种基本类型反应的联系 a、置换反应全部是氧化还原反应； b、复分解反应全部是非氧化还原反应； c、化合反应、分解反应有的是氧化还原反应，有的是非氧化还原反应。 (三)电解质的电离 1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物叫做电解质。 常见的酸、碱、盐都是电解质。如：氯化钠、氢氧化钠、纯硫酸等。 2、非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。 如：蔗糖、酒精等化合物。 3、电离：电解质在水溶液中或熔化状态下离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。 电解质导电的关键：要有自由移动的离子。 【注意】电解质应是一定条件下，自身电离出自由移动的离子而导电的化合物。但SO2、NH3、CO2等物质，虽然它们的水溶液也能导电，可是它们溶于水后，溶质发生了变化，其自由移动的离子是由生成物电离产生，因而SO2、NH3、CO2等物质属于非电解质。 像蔗糖、酒精等物质，在水溶液里和熔融状态都不发生电离，不能产生自由移动的离子，故它们的水溶液和熔融状态都不能导电。 【实验回顾】相同体积、相同浓度的HCl、CH3COOH、NaOH、NaC1溶液和氨水分别倒入五个烧杯中，接通电源。观察灯泡的明亮程度。 【现象及原理】相同浓度时，HCl、NaOH和NaCl溶液的导电能力比CH3COOH溶液和氨水强。电解质溶液能导电是由于溶液里有自由移动的离子存在，而电解质溶液的导电能力则与溶液里自由移动离子的浓度有关，自由移动离子浓度越高，溶液的导电性越强，自由移动离子浓度越低，溶液的导电性则越弱。所以，HCl、NaOH和NaCl溶液中自由移动离子浓度高于CH3COOH溶液和氨水中自由移动离子浓度。醋酸和氨水中自由移动离子浓度低，说明醋酸和氨水的电离程度较小，由此证明电解质的电离程度有所不同，电解质有强弱之分。 3、强电解质：实验证明，在水溶液里可以全部电离为正离子和负离子的电解质叫做强电解质 强酸、强碱和大多数盐都是强电解质，例如，硫酸、氢氧化钠、硫酸钡等。 4、弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子的电解质称为弱电解质。 同浓度的强碱、强酸溶液中的自由移动的离子浓度，比同浓度的弱酸，弱碱溶液中的自由移动的离子浓度大，所以它们的导电能力也强。 弱酸(如醋酸、碳酸、氢硫酸等)，弱碱(如氨水等)是弱电解质。水能发生微弱的电离，所以水是极弱的电解质。 5、电离方程式：电解质的电离过程可以用电离方程式(表示电解质电离的式子)表示。由于强电解质和弱电解质在水里的电离程度不同，所以，在书写电离方程式时，要采用不同的表示方式。强电解质在水溶液里全部电离，电离方程式要用“=”表示。如： HCl=H++Cl- 【思考】书写下列物质在水溶液中的电离方程式： NaOH H2SO4 NaCl K2CO3 BaSO4 HNO3 Ba(OH)2 KAl(SO4)2 NaHCO3 NaHSO4 【答案】NaOH=Na++OH-，H2SO4=2H++SO42-，NaCl=Na++Cl-，K2CO3=2K++CO32-， BaSO4=Ba2++SO42-，HNO3=H++NO3-，Ba(OH)2=Ba2++2OH-，KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-， NaHCO3=Na++HCO3-，NaHSO4=Na++H++SO42- (四)离子反应 1、离子反应的概念 有离子参加的化学反应称之为离子反应。 2、离子方程式的概念 用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。 3、离子反应的类型 ①离子之间交换的非氧化还原反应 如： Ag++C1-=AgCl↓ ②离子和分子之间的非氧化还原反应 如：CO2+Ca2++2OH=CaCO3↓+H2 O ③有单质和离子参加的氧化还原反应 如： C12+2OH=Cl-+CIO-+H2O （五）离子方程式的书写步骤：写、拆、删、查 以电解饱和食盐水反应为例，说明书写离子方程式的步骤。 第一步：写出反应的化学方程式： 2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+C12↑ 第二步：把易溶于水且易电离的物质（强酸、强碱和可溶性盐）写成离子形式，其他物质写化学式，如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。上述化学方程式可改写为： 2Na++2Cl-+2H2O2Na++2OH-+H2↑+C12↑ 第三步：删去两边未参与反应的离子，即为： 2Cl-+2H2O2OH-+H2↑+C12↑ 第四步：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否守恒。 【思考】下列各组物质能否发生反应?写出反应的离子方程式。 (1)硫酸铜溶液与氢氧化钠溶液 (2)硫酸铜溶液与氢氧化钾溶液 (3)碳酸钠溶液和盐酸 (4)碳酸钙与盐酸 (5)氢氧化钾溶液和硝酸 (6)氢氧化钠溶液和硫酸 【答案】Cu2++2OH=Cu(OH)2↓，Cu2++2OH=Cu(OH)2↓， CO32-+H+=H2O+CO2↑,CaCO3+H+=Ca2++H2O+CO2↑, OH-+H+=H2O, OH-+H+=H2O 【归纳】离子方程式与一般化学方程式不同。离子方程式不仅表示特定物质间的某一个具体反应，而且表示了所有同一类型的化学反应。 复分解反应(离子互换反应)发生的条件：生成沉淀、气体或水等难电离的物质。 【注意】微溶物要视其具体情况而定，一般做反应物时写成离子形式，做生成物时写成化学式。但如果做反应物的微溶物是悬浊液，则将该微溶物写成化学式。如：将二氧化碳气体通入澄清的石灰水中，则将Ca(OH)2写成离子形式，其离子方程式为： CO2+Ca2++2OH=CaCO3↓+H2O 若将Cl2通入石灰乳中，此时Ca(OH)2写成化学式，其离子方程式为： C12+Ca(OH)2=Ca2++Cl-+ClO+H2O 课题3 溴和碘的提取 1． 知识梳理 （1） 卤素单质的性质 1、原子结构 卤族元素原子的最外电子层上都有7个电子，但它们的核外电子层数却各不相同，按氟、氯、溴、碘的顺序依次增多，另外它们的原子半径也随着核电荷数的增加而依次增大(如右图)。 2、物理性质 卤素在自然界中均以化合态存在，其单质可由人工制取。卤素单质都是双原子分子，有刺激性气味。常温下，氟、氯是气体，溴是液体，碘是固体。它们的颜色由淡黄绿色到紫黑色，逐渐变深，它们在常压下的沸点和熔点也逐渐升高。卤素单质都具有毒性。其主要物理性质见下表。 【实验回顾1】向两个分液漏斗中分别加入3mL稀溴水和稀碘水，观察它们的颜色。然后再分别加入2mL四氯化碳，振荡，静置片刻，观察现象。然后将分液漏斗架在铁架台的铁圈上，下面放一烧杯，打开分液漏斗的旋塞进行分液，将分层后的下层液体流入烧杯中后立即关闭旋塞。 【现象及原理】溴水一般呈橙黄色，碘水一般呈浅黄色。加入四氯化碳后，由于四氯化碳与水互不相溶，原溶液和四氯化碳有明显的分层现象，并且由于四氯化碳密度大，在下层。振荡，并静置片刻后可以观察到溴水、碘水的颜色变浅，而原来无色的四氯化碳分别变成橙红色和紫红色。这是因为溴和碘在四氯化碳中的溶解度比在水中大，所以从水溶剂中转移到有机溶剂中。 像这种利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同的性质，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来的方法叫做萃取。四氯化碳等难溶于水的有机溶剂可以将卤素单质从水溶液中分离出来。在生产和科学研究上，这是一种常用的分离物质的方法。 【归纳】 ⑴溴是一种深棕红色的液体，在空气中会迅速挥发成红棕色的溴蒸气，因此在存放溴的试剂瓶里通常需加入少量水以减少其挥发。溴是非金属中唯一的液态单质，有毒，有刺激性气味，对橡胶有腐蚀性。 ⑵在通常状况下，碘是一种紫黑色的固体，它的蒸气呈紫红色，有毒。碘在加热时，可以不经过熔化就直接变成紫红色的蒸气，蒸气遇冷重新凝结成固体。这种固态物质不经过液态而直接变成气态的现象叫做升华。 ⑶碘的酒精溶液称为碘酒，常用于消毒杀菌。 ⑷氯、溴、碘在水中的溶解度较小，但在四氯化碳、酒精等有机溶剂中的溶解度却要大得多。 ⑸卤素单质在不同溶剂中能显示不同颜色，如下表所示。 3、化学性质 氟、氯、溴、碘最外电子层上都有7个电子，容易获得1个电子而形成稳定结构，因此它们的化学性质具有很大的相似性。 随着核电荷数的增加以及电子层数的增多，卤素的原子半径逐渐增大，原子得电子能力逐渐减弱，活泼性(氧化性)也随之减弱；另一方面，对卤素负离子来说，随着核电荷数的增加，卤素负离子的半径也增大，离子失电子的能力(还原性)便逐渐增强。 （1）卤素跟金属反应 氟、溴、碘和氯一样都能跟金属反应，生成金属卤化物。氟气是最活泼的非金属单质，能和几乎所有的金属直接反应，且反应都十分剧烈。碘虽然也能和大多数金属直接化合，但碘和锌的反应就已经需要催化剂了。 Zn+I2 ZnI2 （2）卤素跟氢气反应 卤素都能与氢气化合，但是化合所需的条件以及生成的气态氢化物的稳定性各不相同。 由上表中所列的卤素与氢气的反应事实可以看出，随着核电荷数的增加，卤素单质跟氢气的化合越来越困难，所生成的氢化物的也越来越不稳定，即气态氢化物的稳定性逐渐降低：HF>HCl>HBr>HI （3）卤素跟水反应 氟气和水相遇，即使在常温下黑暗的地方，也会剧烈反应，置换出氧气。 2F2+2H2O=4HF+O2↑ 溴、碘与水反应的形式和氯气相同，如下所示： X2+H2O⇌HX+HXO 反应均生成相应的氢卤酸和次卤酸，只是按照氯、溴、碘的顺序，反应程度渐弱。在反应中，卤素单质既作氧化剂，又作还原剂。像这种同一物质中同二元素的原子既发生氧化反应又发生还原反应，我们把它称之为歧化反应。 (4)卤素间的置换反应 比较活泼的非金属单质在一定条件下能够置换出较不活泼的非金属单质。我们可以根据卤素单质之间的置换反应来比较它们活泼性的相对强弱。 【实验回顾2】将少量新制的饱和氯水分别注入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后，再加入少量四氯化碳，振荡。观察四氯化碳层和水层颜色的变化。 将少量溴水注入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后，再加入少量四氯化碳，振荡。观察四氯化碳层和水层颜色的变化。 【原理】氯可以把溴和碘分别从溴化物和碘化物中置换出来；溴可以把碘从碘化物中置换出来。反应方程式如下所示： C12+2NaBr=Br2+2NaCl C12+2KI=I2+2KCl Br2+2KI=I2+2KBr 由此可见，对于氯、溴、碘单质而言，氯的氧化性最强，溴的氧化性强于碘。氟的氧化性比氯还强，能把氯等从它们的卤化物中置换出来。因此随着核电荷数的增加，从氟到碘，卤素单质的氧化性逐渐减弱：F2>C12>Br2>I2，离子的还原性逐渐增强：F-<Cl-<Br-<I-。Br-和I-也是常见的还原剂。最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱：HClO4>HBrO4>HIO4，高氯酸是最强的酸。因此，元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。 碘除了表现出卤素的一般性质之外，还有一种特性，即与淀粉的反应。 【实验回顾3】取两支试管，各加入少量的淀粉溶液，向其中一支试管滴入几滴碘水，向另一支试管中滴入几滴碘化钾溶液，观察现象。 【现象及原理】可以看到碘单质能使淀粉溶液变蓝色，碘的化合物却不能。淀粉溶液遇碘会显色。此反应称为碘的显色反应。我们可利用碘的显色反应来检验碘单质的存在。 ⑸卤素单质化学性质的变化规律 （二）溴和碘的提取 （三）萃取 1、原理：利用溶质在两种互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶剂把溶质从另一种溶剂中提取出来。 2、操作步骤：①混合振荡；②静置分层；③分液。 3、注意事项 · 萃取剂必须具备三点：①萃取剂和原溶剂互不混溶；②萃取剂和溶质互不发生反应；③溶质在萃取剂中的溶解度远大于在原溶剂中的溶解度。 · 萃取常在分液漏斗中进行，分液是萃取操作中的一个步骤。分液时，打开分液漏斗的活塞，将下层液体从下口放出，当下层液体刚好放完时立即关闭活塞，不要让上层液体从下口流出，上层液体从分液漏斗上口倒出。 4、溴和碘在不同情况下的各种颜色 溶液 颜色 溶液 颜色 饱和溴水 橙色 稀溴水 黄色 溴在苯、四氯化碳等有机溶剂中 红棕色 碘的水溶液 黄色到浅棕色 碘的酒精溶液 棕色 碘的四氯化碳溶液 紫色 碘的苯溶液 紫红色 如何从碘的四氯化碳溶液中提取碘单质---反萃取法： ①在碘的四氯化碳溶液中逐滴加入适量40％NaOH溶液，边加边振荡，直至四氯化碳层不显红色为止。碘单质反应生成I-和IO3-进入水中。 （方程式为3I2+6OH- = 5I-+ IO3-+3H2O） ②分液，将水层转移入小烧杯中，并滴加45%的硫酸酸化，可重新生成碘单质。由于碘单质在水中的溶解度很小，可沉淀析出。 （方程式为5I-+ IO3-+ 6H+ =3I2+3H2O） ③过滤，得到碘单质晶体。（常温下，碘的溶解度为0.02g/100g水）。 分液——物质分离的一种方法 从海水中提取溴和碘的方式与氯不同：从提取氯化钠后所得的母液中提取溴，从海水中富含碘元素的植物中提取碘。 （1）从海水中提取溴的过程 原理：将Br-氧化为Br2 三个步骤：浓缩、氧化、提取 1、我们需要的是游离态的单质溴，而海水中的溴是以什么形态存在的呢？我们怎么将这种形态的溴转变为单质溴呢？ 加入氧化剂，如：Cl2 + 2Br－ = 2Cl－ + Br2 2、海水呈碱性，在通氯气前应对海水做怎样的处理？ 用硫酸酸化 3、如果直接通氯气会怎样呢？ 氯气会有损耗，原料利用率下降。 4、得到的单质溴仍然溶解在海水中，如何将溴从海水中提取出来呢? 热空气或热的水蒸气吹出 5、为什么要将溴蒸气的出口温度控制在70～80℃？温度过高或过低会有什么影响？ 温度过低，不能让溴充分地挥发，降低产率。 温度过高，大量的水蒸气也随溴一起挥发，产品 的纯度下降 6、写出步骤④的化学方程式。 Br2＋ SO2 ＋ 2H2O = 2HBr＋H2SO4 7、为什么不直接用含溴的海水进行蒸馏得到液溴，而要经过“空气吹出、SO2吸收、氯化”? ①氯化后的海水虽然含有溴单质，但浓度低，如果直接蒸馏原料，耗时耗能，成本高。 ②“空气吹出、SO2吸收、氯化”的过程实际上是一个Br2的浓缩过程。 8、步骤④也可以用纯碱溶液吸收单质溴，步骤⑤再以硫酸酸化，化合态的溴又转化为溴单质。写出相关反应的离子方程式。 3CO32－ +3Br2=5Br－ + BrO3－+3CO2↑ BrO3－ +5Br－+6H+ =3Br2+3H2O 9、溴微溶于水，步骤⑦中溴蒸气冷凝后得到液溴与溴水的混合物，可利用它们的相对密度相差很大的特点进行分离。分离仪器的名称是 分液漏斗，分离时液溴从分离器的下口 排出。 （2）从海带中提取碘的过程 碘是非金属元素。但是,碘在海水中含量太低,仅有0.06g/L目前还不能直接从海水中提取碘。海洋植物,如海带、马尾藻等有吸附碘离子的特殊能力,它们能把海水中的碘富集到是海水中的10万倍以上。所以通常从海带或马尾藻中提取碘。 （三）卤离子的检验 【实验回顾4】取两支试管分别加入溴化钠溶液、碘化钾溶液2mL，各加入硝酸银溶液2～3滴，观察现象，再分别加入0．5mL稀硝酸，观察试管内是否有变化? 【现象及原理】在溴化钠和碘化钾溶液中加入硝酸银时，分别生成浅黄色的溴化银和黄色的碘化银沉淀。 NaBr+AgNO3=NaNO3+AgBr↓(浅黄色) KI+AgNO3=KNO3+AgI↓(黄色) 溴化钠跟硝酸银反应的实质是硝酸银溶液中的Ag+和溴化钠中的Br-反应，生成难溶于水的溴化银。 Ag++Br-=AgBr↓ 同样道理，碘化钾跟硝酸银反应的实质是Ag+和I-反应，生成碘化银沉淀。 Ag++I-=AgI↓ 溴化银和碘化银既不溶于水，也不溶于酸，加入稀硝酸时沉淀不溶解。某些银盐如Ag2SO4(白色)、Ag2CO3(白色)、Ag3PO4(黄色)与卤化银颜色相近，但它们虽然不溶于水，却会与稀硝酸反应，因此我们可以用硝酸银和稀硝酸检验卤离子的存在。 卤离子的检验归纳 离子 检验试剂 主要实验现象 有关反应方程式 AgNO3溶液、稀硝酸 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀 1 AgNO3溶液、稀硝酸 2 加氯水和CCl4 生成不溶于稀硝酸的浅黄色沉淀 CCl4层呈橙红色 1 AgNO3溶液、稀硝酸 2 滴入淀粉溶液后滴入氯水 生成不溶于稀硝酸的黄色沉淀 淀粉溶液变蓝 03 素养提升 易错点辨析 · 氯气的性质 1.物理性质 通常情况下，氯气是黄绿色，有刺激性气味，比空气重的有毒气体，易液化，能溶于水，但不溶于饱和食盐水。常见的易液化的气体还有 NH3、SO2。 2.化学性质 （1）强氧化性： ①与金属单质（Na、Al、Fe、Cu 等)反应 （与变价金属反应，均使金属氧化至高价态） 2Na+ Cl22NaCl（产生白烟） 2Fe＋3Cl22FeCl3（产生棕色的烟，溶于水溶液呈黄色） Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟，溶于水溶液呈蓝绿色） 注意（这句话在细节性质题中喜欢考）：常温下干燥的氯气或液氯不能与铁发生反应，所以工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中。 ②与非金属单质（H2、P 等）反应 H2 +Cl22HCl 点燃：发出苍白火焰，瓶口有白雾（用于工业制氯气）；光照：会发生爆炸，不能用于工业制盐酸 2P + 3Cl22PCl3（白雾，Cl2 不足）；2P + 5Cl22PCl5（白烟，Cl2 充足）； ③与水反应：Cl2 +H2OHCl+HClO（HClO是一种不稳定的弱酸，但具有强氧化性。） 氯水中的粒子：三分子：H2O、HClO、Cl2 四离子：H+、OH-、Cl-、ClO- 久置氯水失效原理：2HClOHCl+O2↑ 氯水的保存： 随配随用并密封保存在棕色瓶中，不能使用橡皮塞 ④将氯气通入碱液中，通式为 Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O 吸收多余的Cl2: Cl2+2NaOH=NaClO+NaCl+H2O 。 工业制漂白粉: 2Cl2+Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 工业上生产的漂粉精[CaCl2和Ca(C1O)2的混合物]是通过氯气与石灰乳作用制成的； 漂白原理（强调强酸制弱酸） ： 工业： Ca(ClO)2＋2HCl(稀)=CaCl2＋2HClO 日常生活： Ca(ClO)2＋2CO2＋2H2O=Ca(HCO3)2＋2HClO（强调CO2不管少量还是过量方程式一样） 漂白原理对比图： 漂白类型 强氧化性（化变不能恢复） 还原性漂白（化变能复原） 物理吸附性（物变） 原理 原理将有色物质氧化成无色物质 由于溶于水后生成的H2SO3与有色物质结合，形成不稳定的无色化合物，褪色后在一定条件下又能恢复原来的颜色 可以做脱色剂，除臭剂，去味剂，防毒面具的滤毒罐 常见物质 HClO，Ca(ClO)2（漂白粉的有效成分），NaClO，H2O2，Na2O2，O3 SO2 ，连二亚硫酸钠（Na2S2O4保险粉）等含硫还原剂 木炭或活性碳 注意：SO2漂白品红溶液，褪色后加热返回红色。（比较：氯气通入品红溶液褪色后再加热，颜色不复原） SO2不能与氧化性的漂白剂混用，SO2中+4价硫有还原性，会氧化还原反应，都失去漂白性质。 下列褪色现象是SO2的漂白性吗？ （1）SO2使橙色溴水褪色 （2）SO2使紫色KMnO4酸性溶液褪色 （3）SO2使红色酚酞褪色 解析：以上褪色现象都不是SO2的漂白性所致。 （1）、（2）褪色的原因是SO2的还原性。分别发生氧化还原反应 SO2+Br2+2H2O→ H2SO4+2HBr 5SO2+2KMnO4+2H2O→K2SO4+2 MnSO4+ 2H2SO4 （3）褪色的原因是SO2溶于H2O后生成了H2SO3 ，H2SO3 是酸可以使红色酚酞变为无色。 氯水和SO2分别使紫色石蕊产生什么现象？ 解析：氯水中的HClO先使紫色石蕊变红，而后因为它有强氧化性使红色褪去。 SO2溶于H2O后生成了H2SO3 ，H2SO3 是酸可以使紫色石蕊变为红色。而H2SO3 不具有强氧化性，所以红色不会褪去。 =SO2和Cl2混合后能否增强漂白效果？ 解析：不能。因为SO2和Cl2混合后会发生氧化还原反应 SO2+ Cl2+2H2O→H2SO4+2HCl 生成物H2SO4和HCl都没有漂白作用，所以漂白效果会减弱。当n(SO2): n(Cl2)=1:1时，完全失去漂白作用。 ⑤某些还原性的化合物（Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等）。 Cl2 +2KI =2KCl +I2 (用湿润的淀粉KI 试纸检验Cl2) 2FeCl2 +Cl2 =2FeCl3 (溶液由浅绿色变为黄色) 3.氯气的用途：制漂粉精、消毒、制盐酸、农药、氯仿等。 · 氯水的性质 成分 表现的性质 反应实例 Cl2 ⑴强氧化性 ⑵呈黄绿色 Cl2＋2KI=2KCl＋I2 Cl2＋SO2＋2H2O=H2SO4＋2HCl H＋ 强酸性 2H＋＋CaCO3→Ca2＋＋CO2↑＋H2O 滴入紫色石蕊试液 先变红后褪色 HClO 1 弱酸性 ⑵强氧化性 HClO＋OH－→ClO－＋H2O 漂白、杀菌、消毒 HClO+2Fe2++H+=2Fe3++Cl- +H2O Cl－ 沉淀反应 Cl-+ Ag+=AgCl↓ · Cl-检验：加入硝酸酸化的硝酸银溶液（有白色沉淀） · 氯气的制法 1.氯气的实验室制法 （1）反应原理：用强氧化性物质(如MnO2、KMnO4 等)和浓盐酸反应。 4HCl(浓) +MnO2MnCl2 + 2H2O +Cl2↑ 【注意】①可用浓H2SO4 和NaCl 晶体代替浓盐酸与MnO2 共热制Cl2： 2NaCl +3H2SO4(浓)+ MnO2MnSO4 + 2NaHSO4+ Cl2↑+ 2H2O ②可用KMnO4、KClO3 代替MnO2 作氧化剂： 2KMnO4+16HCl(浓)→2MnCl2 +2KCl +5Cl2↑ +8H2O ③反应要慢慢加热，以防大量HCl 挥发。 ④反应中4molHCl 参加反应，只有2mol 被氧化。MnO2 与稀盐酸不反应。 （2）实验装置：根据反应原理和气体净化、收集、尾气处理等实验步骤及常见仪器的性能，可用下图中装置制备干燥、纯净的Cl2。 讨论：实验室中为快速制得氯气，可采用高锰酸钾与浓盐酸反应，得到氯气、氯化锰。试写出化学方程式并说明实验室制备氯气的原理。 2KMnO4+16HCl→2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O 其他方法：Ca(ClO)2+4HCl(浓)→ CaCl2+Cl2+2H2O（注意浓稀盐酸的不同） KClO3+6HCl(浓)→ KCl2+3Cl2+3H2O NaCl+3H2SO4+MnO2 MnSO4+2NaHSO4+2H2O+Cl2↑ 指出：①制备反应，必须比较平缓，反应速率适中；反应试剂易得，易保存。因此在氯气的实验室制备中：氧化剂选择二氧化锰，而不用高锰酸钾，因为后者的反应过于迅猛，不利于收集。 ②反应中必须用浓盐酸，因稀盐酸中氯离子的还原性比浓盐酸的还原性弱，不能与二氧化锰反应。 （3）操作： 连接好仪器：自左而右，自下而上 检查气密性：方法一：关闭分液漏斗活塞，将导管插入盛有水的烧杯中，然后在烧瓶底部稍加热，若在烧杯中的导管口有气泡冒出，停止加热，导管中形成一段水柱，表明整套装置气密性良好。 方法二：关闭止水夹，在分液漏斗中加入较多的水，开启分液漏斗的活塞，若水很难滴下，说明气密性良好。 装药品：先固后液；液体不能超过圆底烧瓶容积的2/3 开始反应：将分液漏斗的瓶塞上的小孔或凹槽对准瓶口上的小孔 注意：（1）温度不超过90℃（2）慢慢滴加（均为了减少氯化氢的挥发） 2. 氯气的工业制法 （1）电解饱和食盐水(氯碱工业)：2NaCl + 2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑ （2）电解熔融的氯化钠(可制得金属钠)：2NaCl(熔融)2Na +Cl2↑ 2 学科网（北京）股份有限公司 $$