高中化学卤族元素知识点归纳
高中化学卤素知识点
高中化学卤素知识点化学是在分子层面上认识物质和合成新物质的一门科学。
下面店铺给你分享高中化学卤素知识点，欢迎阅读。
高中化学卤素知识点【1】卤族元素的代表：氯卤族元素指周期系ⅦA族元素。
包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)，简称卤素。
它们在自然界都以典型的盐类存在，是成盐元素。
卤族元素的单质都是双原子分子，它们的物理性质的改变都是很有规律的，随着分子量的增大，卤素分子间的色散力逐渐增强，颜色变深，它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。
卤素都有氧化性，氟单质的氧化性最强。
卤族元素和金属元素构成大量无机盐，此外，在有机合成等领域也发挥着重要的作用。
Halogen卤素的化学性质都很相似，它们的最外电子层上都有7个电子，有取得一个电子形成稳定的八隅体结构的卤离子的倾向，因此卤素都有氧化性，原子半径越小，氧化性越强，因此氟是单质中氧化性最强者。
除F外，卤素的氧化态为+1、+3、+5、+7，与典型的金属形成离子化合物，其他卤化物则为共价化合物。
卤素与氢结合成卤化氢，溶于水生成氢卤酸。
卤素之间形成的化合物称为互卤化物，如ClF3、ICl。
卤素还能形成多种价态的含氧酸，如HClO、HClO2、HClO3、HClO4。
卤素单质都很稳定，除了I2以外，卤素分子在高温时都很难分解。
卤素及其化合物的用途非常广泛。
例如，我们每天都要食用的食盐，主要就是由氯元素与钠元素组成的氯化物。
卤素单质的毒性，从F开始依次降低。
从F到At，其氢化物的酸性依次增强。
但氢化物的稳定性呈递减趋势。
氧化性：F₂> Cl₂> Br₂> I₂> At₂，但还原性相反。
氟氟气常温下为淡黄色的气体，有剧毒。
与水反应立即生成氢氟酸和氧气并发生燃烧，同时能使容器破裂，量多时有爆炸的危险。
氟、氟化氢和氢氟酸对玻璃有较强的腐蚀性。
氟是氧化性最强的元素，只能呈-1价。
单质氟与盐溶液的反应，都是先与水反应，生成的氢氟酸再与盐的反应，通入碱中可能导致爆炸。
化学高三卤素知识点
化学高三卤素知识点卤素是化学元素周期表中的一组元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
这些元素具有一些共同的性质和特点，下面将介绍卤素的主要知识点。
1. 卤素的性质：卤素通常以气体或液体形式存在，在常温下仅有碘是固体。
它们具有强烈的颜色，例如氯气呈黄绿色，溴呈红褐色。
卤素的密度较大，溶解性也较好。
2. 卤素的电子结构：卤素位于元素周期表的第17族，具有7个价电子。
由于其电子结构中的一个最外层能级不满，卤素具有强烈的化学反应性。
3. 卤素的化合价：卤素的化合价通常为-1。
它们很容易与金属产生离子化合物，例如氯化钠（NaCl）和溴化钾（KBr）。
此外，卤素也可以形成共价化合物，例如二氧化氯（Cl2O）和四碘化碳（CI4）。
4. 卤素的氧化性：卤素具有不同的氧化性。
在卤素族中，氟的氧化性最强，能氧化其他卤素和很多其他元素。
溴和碘的氧化性较弱，砹的氧化性几乎没有。
5. 卤素的还原性：卤素的还原性依次递增，由氟至砹。
这意味着在卤素族中，氟能被其他卤素还原，而砹则可以被其他卤素还原。
6. 卤素的酸性：卤素气体在水中溶解后会形成酸性溶液。
其中氟酸（HF）是比较强酸，而氯酸（HClO3）、溴酸（HBrO3）和碘酸（HIO3）则呈中强酸性。
7. 卤素的应用：卤素及其化合物在生活和工业中具有广泛的应用。
例如氯用于消毒和漂白，氟被广泛用于制造冰箱和空调中的制冷剂，溴应用于药物和摄影工业，碘用于防腐剂和医药领域，砹则被用作放射疗法的一种。
除了以上列举的知识点，卤素还有许多其他的特性和应用。
它们在化学中扮演着重要的角色，并对我们的日常生活产生着深远的影响。
综上所述，化学高三卤素知识点包括卤素的性质、电子结构、化合价、氧化性、还原性、酸性以及应用等内容。
了解这些知识点有助于我们更好地理解卤素元素的特性和它们在化学反应中的作用。
高中化学知识点总结：卤族元素
高中化学知识点总结：卤族元素1．氯气（1）分子式Cl2电子式结构式Cl—Cl（2）物理性质：黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水（1：2）。
（3）化学性质：①与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl2=CuCl2（棕黄色烟）②与非金属反应H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl），H2+Cl2=2HCl（爆炸）③与水反应Cl2+H2O=HCl+HClO，HCIO是一种弱酸（HClO=H++ClO–），具有强氧化性，可进行漂白、消毒杀菌等，在光照下易分解：2HClO=2HCl+O2↑④与碱反应Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余Cl2）2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2漂白粉（混合物）+2H2O漂白粉的有效成分为Ca(ClO)2在空气中易失效变质：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO⑤与还原性物质反应Cl2+2Br –=2Cl–+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓（4）制法：①实验室制法MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O②业制法2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑2NaCl（熔融）=2Na+Cl2↑2．卤族元素（1）卤族元素性质的通性及递变性①元素周期表中的位置：第ⅦA族②原子结构相同点：最外层电子数均为7个同点：电子层数不同③主要性质的相似性：单质均为双原子非极性分子；主要化合价为−l价，最高正价为+7价（F除外）；单质具有强氧化性。
④主要性质的递变性。
（从F到I）原子半径和离子半径逐渐增大；非金属性及单质氧化性逐渐减弱，即氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2；与H2化合生成HX的反应由易至难，且氢化物的稳定性由强到弱，即稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI；最高价氧化物的承化物的酸性逐渐减弱；卤离的还原性增强，前面元素的单质能把后面的元素置换出来。
单质的颜色变深，熔沸点升高。
（2）卤素及其化合物特性归纳①Cl2、Br2、I2与水反应类型相同，可用通式X2+H2O=HX+HXO，而F2特殊F2+2H2O=4HF+O2，由此得出它们与碱反应Cl2、Br2、I2相同，F2不同。
高考化学卤素元素知识点
高考化学卤素元素知识点化学是高考中最重要的科目之一，其中的卤素元素的知识点是高考化学中一个非常关键的部分。
卤素元素包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)。
下面将详细介绍卤素元素的性质、应用和相关化合物的特点，以帮助大家更好地掌握这一知识点。
一、卤素元素的性质1. 原子结构：卤素元素的原子结构都有一个外层电子，通常称为“卤素电子”，它们的电子构型都是ns2np5（n代表能级）。
2. 原子半径：卤素元素的原子半径随着原子序数的增加而增大。
在同一周期中，原子序数越大，电子层数越多，电子云的半径越大。
3. 电离能：卤素元素的电离能在周期表中呈现递减的趋势。
原因是原子半径增大，外层电子与原子核之间的距离增大，电子屏蔽效应增强，电子的引力减弱，因此电离能降低。
4. 电负性：卤素元素在周期表中的电负性递减，氟元素的电负性最高。
电负性越高，元素越容易吸引其他原子中的电子。
二、卤素元素的应用1. 消毒杀菌：氯是广泛应用于消毒和杀菌的元素之一。
氯化池、消毒剂等产品中都含有氯元素。
2. 牙膏添加剂：氟元素在牙膏中作为添加剂，能够有效预防龋齿。
3. 荧光灯：氖和氙是荧光灯中常用的填充气体。
4. 染料和药物：卤素元素在染料和药物的合成中起到重要作用。
5. 聚合物材料：氯化聚乙烯和氟化聚四氟乙烯等卤素化合物是制备塑料、涂料等材料的重要原料。
三、卤素元素的化合物特点1. 卤素化合物的稳定性：卤素元素与金属形成的盐类稳定性递增。
氟化物的稳定性最差，碘化物的稳定性最好。
2. 化学反应特点：卤素元素常以-1价参与化学反应。
它们能够与金属发生置换反应，形成相应的卤化物。
3. 双原子卤化物：氯、溴和碘能与一些金属形成双原子卤化物，如NaCl、KBr和KI。
4. 氢卤酸：卤素元素与氢反应形成的酸称为氢卤酸。
氢卤酸的酸性随着卤素原子序数的增加而递减。
5. 氧化性：卤素元素的气体状态具有较强的氧化性。
氟气是最强的氧化剂，其次为氯气、溴气和碘气。
关于卤族的知识点总结
关于卤族的知识点总结一、卤族元素的特点卤族元素是位于周期表第17族的一些元素，它们在元素周期表中的位置如下图所示：氟（F）氯（Cl）溴（Br）碘（I）石碱金属锗（At）卤族元素具有一些明显的特点：1. 电子结构：卤族元素中所有元素的电子结构都具有7个价电子，因此它们通常会与金属原子中的一个或几个电子形成化学键。
2. 氧化态：卤族元素的最高氧化态是-1，这是由于它们的7个价电子使得它们愿意接受一个电子，形成-1氧化态。
3. 化合物：卤族元素可以形成各种化合物，包括单质、氟化物、氯化物、溴化物、碘化物等。
4. 水合物和酸：卤族元素可以形成水合物和酸，例如氯化铁、溴化钠、碘化钾等。
5. 卤素反应：卤族元素在酸性条件下可以参与单质之间的置换反应，例如氯气和溴水可以把碘离子还原成碘单质。
二、卤族元素的性质卤族元素的性质主要包括物理性质和化学性质。
1. 物理性质卤族元素是非金属元素，它们的物理性质包括：- 气体态：氟和氯是气体，溴是液体，碘是固体。
- 颜色：氟和氯是无色气体，溴是红褐色液体，碘是紫色固体。
- 密度：氟和氯的密度较小，溴和碘的密度较大。
- 溶解性：卤族元素在水中的溶解度逐渐增加。
2. 化学性质卤族元素的化学性质包括：- 氧化还原性：卤族元素具有一定的氧化还原性，它们的氧化态主要为-1，可参与氧化还原反应形成复合离子。
- 与金属的反应：卤族元素能与金属反应，形成氯化物、溴化物等化合物。
- 卤素反应：卤族元素之间可以进行单质之间的置换反应，生成不同的卤素化合物。
三、卤族元素的应用卤族元素在工业生产、科学实验和日常生活中有广泛的应用。
1. 工业生产：氯和溴可用于脱色和消毒，例如漂白纸张、消毒水等。
氟用于制备氟化物，如氟碳化合物等，用于冶金、化肥、药品、无机化工和有机化工等行业。
2. 科学实验：卤族元素可用于实验室合成化合物，用于教学和科学研究。
3. 医药和保健：碘可以用于制备碘酊、碘盐等药物，用于医疗和保健。
最新高考化学考点总结-卤素
最新高考化学考点总结-卤素1．复习重点1．卤素单质在物理性质和化学性质上的主要差异及递变规律；2．卤族元素的化合物性质的递变性；3．卤化银的性质、用途及碘与人体健康的关系。
4．重点考查卤素性质的变化规律。
2．难点聚焦1.卤族元素卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At。
它们的原子最外电子层都有7个电子，因此它们的化学性质相似，都具有强氧化性。
由于原子核外电子层数不同，因此它们的性质也存在着差异。
(1)相似性①与金属反应：2Fe+3Br2＝2FeBr3，Fe+I2=FeI2②与非金属反应：H2+F2＝2HF，2P+3Br2＝2PBr3③与水反应：H2O+Br2=HBr+HBrO(程度更小)；2F2+2H2O＝4HF+O2↑(剧烈、完全)④ 与碱反应：2NaOH+Br2＝NaBr+NaBrO+H2O；2NaOH+I2＝NaI+NaIO+H2O(注：也可生成NaI和NaIO3)(2) 相异性(变化规律)注意点：①F2的氧化性特别强，因此F-的还原性特别弱。
②Br-、I- 都有较强的还原性，都能被浓H2SO4和HNO3氧化，因此用NaBr和浓H2SO4反应制HBr时，其中含有Br2蒸气和SO2气体，应用浓H3PO4代替浓H2SO4制HBr。
用浓H2SO4几乎不能制取HI，所以必须用浓H3PO4和KI等反应制HI。
③HX都极易溶于水，在空气中形成白雾。
2．两类置换反应(1)金属间的置换：活泼金属置换不活泼金属。
Fe+CuSO4=FeSO4+Cu反应意义：①说明金属活动性强弱；②制备金属。
(2) 非金属间的置换：活泼非金属置换不活泼非金属。
2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2；2KI+Br2=2KBr+I2；2F2+2H2O＝4HF+O2↑意义：①比较非金属单质活泼性强弱；②制备非金属单质。
溴和碘在水中溶解性均很弱，而在某些有机溶剂中(如：苯、汽油、四氯化碳)则易溶。
注：溶液的颜色与浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如饱和溴水为红棕色，而很稀的溴水则为浅黄色。
高中卤素知识点总结
高中卤素知识点总结一、概述卤素是元素周期表第七族元素，包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)。
它们具有类似的化学性质，因此被归类在同一族中。
卤素在自然界广泛存在，有些是必需元素，有些则是有毒或危险的。
在生物体内，卤素能够发挥重要作用，但也可能对人体健康产生不良影响。
本文将介绍高中卤素知识点，包括卤素的性质、用途、化合物和重要应用等内容。
二、卤素的性质1. 物理性质卤素在常温下多为气体或液体，只有氟和氯以固态形式存在。
氟和氯为黄绿色气体，溴为棕红色液体，碘为紫黑色固体。
2. 化学性质卤素具有一些共同的化学性质，如能够与金属发生置换反应，生成卤化物。
此外，卤素也能与氢发生氢键合反应。
氟的氧化性最强，能与大多数非金属发生化合反应。
氯具有较强的杀菌作用，可以广泛应用于消毒和含氯消毒剂的生产。
溴具有显著的臭气和刺激性，并且具有挥发性。
碘在有机化合物中具有显著的颜色反应，常被用作指示剂。
砹由于其放射性质，存在于自然界中极为稀少。
三、卤素的用途1. 化工氯是重要的原料化工产品之一，广泛用于聚氯乙烯、氢氧化钠、氯代烷和氯代芳烃等化工产品的生产。
氟化物在铝冶炼和玻璃、陶瓷工业中具有重要的应用。
溴化合物主要用于消毒和卤代烷生产，也可用于有机合成反应中的催化剂。
2. 医药碘化物在医药领域中被用于消毒和抗菌，碘酊是一种常用的外用消毒剂。
氟化物在牙膏中被广泛使用，可预防龋齿。
3. 农业卤素在农业中也有重要的用途，用于生产农药和肥料，以提高作物产量。
4. 其他氯化物常用于饮用水消毒和游泳池消毒。
氟化物和碘化物被用于光敏材料的生产。
四、典型卤素化合物1. 卤化物卤化物是卤素和金属发生化合反应而生成的盐类化合物。
常见的卤化物有氯化钠(NaCl)、氯化钾(KCl)、氟化钙(CaF2)等，在冶金、化工和医药等领域有着广泛的应用。
2. 卤代烷卤代烷是由氢原子部分或全部被卤素取代而成的有机化合物，如氯代烷、溴代烷和碘代烷等。
高中化学卤族元素知识点归纳
高中化学卤族元素知识点归纳
卤族元素是位于元素周期表第17族的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
以下是高中化学中常见的卤族元素知识点的归纳：
1. 电子配置和周期表位置：
卤族元素的电子配置以ns2np5为特点，其中n代表主量子数。
它们位于元素周期表的第17组，具有5个外层电子。
2. 原子半径和离子半径：
原子半径从氟到碘依次增加，因为核电荷增加而吸引的电子数也随之增加。
离子半径同样遵循这个趋势。
3. 电负性：
卤族元素有很高的电负性，是元素周期表上最具电负性的族。
这是由于它们的原子结构使得它们倾向于接受电子以填满其外层电子壳。
电负性随着周期的下降而降低。
4. 化合价和氧化数：
卤族元素的化合价通常为-1，与其他元素形成盐类。
氟例外，它的化合价可以是-1或0。
卤族元素的氧化数在化合物中可以为正数或负数，具体取决于与它们反应的元素。
5. 化学反应和性质：
卤族元素在化学反应中通常会接受电子，形成阴离子。
它们与多种元素反应，形成盐类化合物。
卤族元素也可以与氢反应生成酸。
6. 卤素的物理性质：
卤族元素是非金属元素，呈现出不同的物理性质。
氟和氯是气体，溴是液体，碘和砹是固体。
7. 合成和应用：
卤族元素可以通过多种方法合成，包括电解和化学反应。
卤素及其化合物在医药、工业、农业等领域有广泛的应用，如消毒剂、药物和染料等。
需要注意的是，高中层次的化学中，主要侧重于以上的这些基础知识点，更详细和深入的知识需要在大学化学课程中学习。
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卤族元素
[卤族元素]
简称卤素．包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和放射性元素砹(At)．在自然界中卤素无游离态，都是以化合态的形式存在
（1）位置：VIIA
（2）原子结构：相同点：最外层电子数均为7
不同点：FI电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
（3）相似性：
①单质均为双原子非极性分子
②主要化合价为-1价，最高正价为+7价（F除外）
③都具有强氧化性
[卤素单质的物理性质]
状态
颜色熔点、沸点溶解度(水中)密度
(常态)
F2浅黄绿色浅
气体低降小
Cl
2黄绿色气体部分溶于水，
Br
2深红棕色液体易挥发
并与水发生
I 深高
2紫黑色固体升华低不同程度
反
应
大
说明(1)实验室里，通常在盛溴的试剂瓶中加水(即“水封”)，以减少溴的挥发．
(2)固态物质不经液态而直接变成气态的现象，叫做升华．升华是一种物理变化．利用碘易升华的性质，可用来分离、提纯单质碘．
(3)Br2、I2较难溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂中．医疗上用的碘酒，就是碘(溶质)的酒精(溶剂)溶液．利
用与水互不相溶的有机溶剂可将Br2、I2从溴水、碘水中提取出来(这个过程叫做萃取)．
[卤素单质的化学性质]
(1)卤素的原子结构及元素性质的相似性、递变性．
氟F氯Cl溴Br碘I
核电荷数9173553
原子结构的相似性最外层上的电子数都是7个
①只有－1价，其余卤素有－l、+1、+3、+5、+7价
②质都具有强氧化性，是强
氧化剂卤素化学性质的相似性
③质均能与H
2化合生成卤化氢气体，与金属单质化合生成金属卤化物
④单质都能与水、强碱反应，Br2、I2的反应与C1
2类似
核电荷
数原子结构的递变
电子层数少多性
原子半径小大
化学原子得电子能力
性质强弱
单质的氧化性
的递
单质与氢气化合易难
变性
HX酸性强弱弱强
单质与水反应剧烈缓慢(微弱)
对应阴离子的还原性弱强
(2)卤素单质与氢气的反应．
F2Cl 2Br2I 2 与H2化合的条件冷、暗点燃或光照500℃持续加热
缓慢化合，生成的
反应情况爆炸强光照射时爆炸缓慢化合
HI同时分解
产生卤化氢
HF＞HCl＞HBr＞HI
的稳定性
H2+F 2=2HF（冷暗处爆
炸）
H2+Cl2=2HCl（光照爆炸，点燃）
H2+Br △△
22HBrH2+I22HI长期加热并不断分解
卤化氢：易溶于水，在空气中形成白雾。
①HCl<HBr<HI<HF熔沸点依次升高（HF中存在氢键）
②溶于水都是酸，除氢氟酸是弱酸外，其余均为强酸，且从HF到HI酸性逐渐增强
③HCl、HBr、HI有还原性，从HClHI还原性逐渐增强
④HF：弱酸，剧毒，能腐蚀玻璃，分子中存在氢键使熔沸点显著升高。
保存于铅皿或塑
(3)卤素单质与水的反应．
①2F2+2H2O＝4HF+O2(置换反应)氧化性：F2>O
2
注意：将F2通入某物质的水溶液中，F2先跟H2O反应．如将F2通入NaCl的水溶液中，同样发生上述反应，等等．
②X2+H2OHX+HXO（X=Cl、Br、I）
Cl2、Br2、I2与H2O的反应逐渐减弱，都是可逆反应。
（4）与金属反应
卤族元素与变价元素一般生成高价态化合物，但
Fe+I2=FeI
2（碘化亚铁）
（5）与碱的反应：
2F2+2NaOH=2NaF+OF2+2H2O
冷
X2（Cl2、Br2、I2）+2NaOHNaX+NaXO+H 2O
(6)卤素单质间的置换反应．
2NaBr+C12(新制、饱和)=2NaCl+Br22Br－+C12=2C1－+Br 2
加入CCl4并振荡后，液体分层．上层为含有NaCl的水层，无色；下层为溶有Br2的CCl
4层，显橙色．
2NaI+C12(新制、饱和)＝2NaCl+I22I－+Cl2＝2C1－+I 2
①加入CCl4并振荡后，液体分层．上层为含有NaI的水层，无色；下层为溶有I2的CCl4层，显紫红色．
②将反应后的溶液加热蒸干灼烧，生成的I2升华，故残留的固体为NaCl(C12足量时)或NaCl和NaI的混合物(C12不足量时)．
2NaI+Br2＝2NaBr+I22I－+Br2＝2Br－+I 2
①加入CCl4并振荡后，液体分层．上层为含有NaBr的水层，无色，下层为溶有I2的CCl
4层，显紫红色．
②将反应后的溶液加热蒸干灼烧，生成的I2升华，故残留的固体为NaBr(Br2足量时)或NaBr和NaI(Br2不足量时)．
F2+NaX(熔融)＝2NaF+X2(X＝C1、Br、I)
注意将F2通入含Cl－、Br－或I－的水溶液中，不是发生卤素间的置换反应，而是F2与H2O反应．
(7)碘单质(I2)的化学特性．I2+淀粉溶液→蓝色溶液
说明①利用碘遇淀粉变蓝的特性，可用来检验I
2的存在．
②只有单质碘(I 2)遇淀粉才显蓝色，其他价态的碘无此性质．例如，向NaI 溶液中滴加淀粉，溶液颜色无变化．若再滴加新制氯
水，因有I
2被置换出来，则此时溶液显蓝色． 卤素检验
⑴单质检验：Cl 2、Br 2—淀粉-KI 试纸I
2—淀粉
⑵Cl -- 、Br 、I - 检验：先加HNO 3再加AgNO 3 （8）萃取和分液实验
萃取是一种常用的分离液-液混合物的方法，它是利用一种溶质在两种互不相溶的溶剂里溶解度的不同，把溶质从一种溶剂
转移到另一种溶剂的操作。
分液是把互不相溶的两种液体分开的操作。
一般分液都是与萃取配合使用的。
例：溶质：Br2溶剂Ⅰ：H 2O 溶剂Ⅱ(萃取剂)：CCl 4 萃取剂的选取原则：
①两种溶剂互不相溶，如溴水不用乙醇萃取②不能和溶质、溶剂反应③溶质在萃取剂中的溶解度大于在原溶剂中的溶解度
主要仪器：烧杯、锥形分液漏斗
操作方法：(1)将溴水倒入分液漏斗里，加入适量萃取剂CCl 4，这时漏斗内的液体总量不能超过容积的1／2。
盖上漏斗口上的磨
口塞，用右手压住塞子，左手拇指、食指和中指夹住漏斗颈上的旋塞，将分液漏斗横放，用力振摇或将分液漏斗反复倒转并振荡。
振荡过程中常有气体产生，应及时将漏斗倾斜倒置使液面离开旋塞，扭开旋塞把气体放出。
(2)把分液漏斗放在铁架台的铁圈上，静置。
(3)漏斗下放一承受容器如烧杯。
打开分液漏斗上口的磨口塞或使塞上的凹槽与漏斗口颈上的小孔对准。
(4)当漏斗内液体明显分层后，打开旋塞，使下层液体(Br2的CCl4溶液)慢慢流入烧杯里。
下层液体流完后，关闭旋塞。
上层液体(主
要是H 2O)从漏斗上口倒入另外容器里。
(下移上倒，先移后倒)
[卤化银]
AgFAgClAgBrAgI 白色白色浅黄色黄色
颜色
逐渐加深
溶解性易溶于水难溶于水，也难溶于稀HNO 3
感光性见光分解：2AgX2Ag+X
2(X ＝Cl 、Br 、I)
用途
①检验X －：Ag ＋+X －＝AgX ↓(试剂为AgNO 3溶液和稀HNO 3)
②制作感光材料(常用AgBr)③AgI 用于人工降雨
[碘的化合物]碘的化合物有KIO3(碘酸钾)、KI 等．人体中的碘主要存在于甲状腺内，人体如果缺碘，就会患甲状腺肿症(大脖
子病)．为防止碘缺乏病，最为方便、有效的方法就是食用加碘盐，通常加入的是碘酸钾．。