2010.3 卤素的氧化物、含氧酸及其盐资料
卤素的含氧化合物
碘 I2O2，蓝色固体 I4O9，蓝色固体 I2O5，白色固体
卤素氧化物的制备
1.OF2 : 2F2+2NaOH=OF2+2NaF+H2O
(2%的NaOH水溶液)
2.Cl2O: 3.ClO2:
少量 2Cl2+Na2CO3+H2O=Cl2O+NaHCO3+2NaCl 大量 2Cl2+2NaCO3+H2O=Cl2O+2NaHCO3+2NaCl
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卤素的含氧化合物
1.卤素的氧化物 2.卤素的含氧酸及含氧酸盐
本节要点
1.卤素氧化物的制备
2.卤素含氧酸及盐的性质
常温下卤素的氧化物颜色及状态总结
氟 F2O，无色气体 F2O2，红色气体 氯 Cl2O，黄棕色气体 ClO2，黄绿色气体 Cl2O2，深红色液体
溴 Br2O，深棕色 ， BrO2，黄色固体 Br2O2，固体
实验室 2ClO3- +C2O42-+4H+=2ClO2↑+2CO2↑+2H2O 工业上2NaClO2+Cl2==2ClO2+2NaCl
卤素含氧酸及盐的性质
• 1. 热稳定性：一般 含氧酸<含氧酸盐 • 2. 含氧酸酸性 对于同一卤素的含氧酸， 随卤素氧化数的增加，卤素含氧酸的酸性 迅速增加 • HXO4 > HXO3 > HXO2 > HXO(X=Cl, Br, I) • • 对于同一氧化态的含氧酸， • 由于从Cl-I的原子chlorous acid ) 次氯酸 • 分子式HClO 分子式 • 结构式：H-O-Cl 结构式： • 常温下状态：仅存在于水溶液中
卤素的含氧酸
卤素的含氧酸
卤素的含氧酸
一、卤素中只有氟没有含氧酸，仅氯有完整的系列
二、卤素的含氧酸的性质
1.HBrO2与HIO2不稳定，故不易存在
2.卤氧酸在酸性液中的还原电位大小(即氧化能力或氧化剂强度)：HClO>HBrO>HIO
3.卤氧酸在碱性液中的还原电位大小(即氧化能力或氧化剂强度)：ClO－>ClO2－>ClO3－>ClO4－；ClO－>BrO－>IO－；ClO3－>BrO3－>IO3－
3.含氧酸酸性大小的比较
(1)中心原子化合价越大，酸性越强。
例：HClO4>HClO3>HClO2>HClO
(2)中心原子化合价相同时，中心原子吸引电子能力越大，酸性越强。
HClO4>HBrO4>HIO4；HClO3>HBrO3>HIO3；HClO>HBrO>HIO
三、简介氯的含氧酸
1.次氯酸(HClO)及其盐
(1)制备
①通氯气于冰水中：Cl2+H2O＝HClO+H++Cl－
②通氯于碱液中可得次氯酸盐：Cl2+2NaOH→NaClO+NaCl+H2O
③工业上用电解冷浓食盐水并剧烈搅拌来制备NaClO
(2)性质
①是弱酸，但为很强的氧化剂，且具有漂白性
②受热易发生氧化还原反应
3ClO－→ClO3－+2Cl－
(3)用途：制造漂白粉Ca(ClO)2
漂白粉：Cl2与Ca(OH)2反应2Cl2+2Ca(OH)2→Ca(ClO)2+＋
CaCl2＋2H2O。
卤素的含氧酸及其盐
卤素的含氧酸及其盐Cl、Br、I具有不同价态的含氧酸。
X: 采取SP3杂化：O的2P电子与卤素3d空轨道间形成d-pπ键。
由于稳定性原因，只有常见的氯的含氧酸研究得多。
一、次卤酸1. 化学性质(1) 酸性因为随半径增大，分子中 H— O—X，X—O 结合力减小，X 对 H+斥力变小，导致酸性减小。
(2) 热稳定性HXO都不稳定，仅存在于水溶液中，从Cl到I稳定性减小，分解方式：脱水分解：由上式可知，ClO是HClO的酸酐。
BrO-室温下发生歧化分解，只有在273K2-盐。
可见XO-的歧时才有BrO- 存在， 323 ~ 353K时，BrO-完全转变成BrO3化速率与温度有关，温度升高，歧化速率增大。
IO-歧化速率更快，溶液中不存在次碘酸盐，HIO几乎不存在。
(3) 氧化性HXO不稳定，表明HXO的氧化性很强。
XO-盐比HXO酸稳定性高，所以经常用其盐在酸性介质中做氧化剂。
2.HXO的制备1)次氯酸酐Cl2O溶于水制得HClO步骤：将Cl2通到新制干燥的HgO表面，加热制得Cl2O从体系中除去HCl可使平衡右移，可采用下法。
在Cl2水中加入新生成的HgO或碳酸盐减压蒸馏得到HClO。
工业上采用电解冷的稀NaCl溶液的方法。
同时搅拌电解液，使产生的氯气与NaOH充分反应制得次氯酸钠减压蒸馏得HClO。
将阳极产生的Cl2通入阴极区NaOH中。
二、亚卤酸及其盐1.性质亚卤酸中仅存在HClO2，酸性大于HClO，Ka=5.0HClO2不稳定，ClO2-在溶液中较稳定，具有强氧化性，NaClO2盐较稳定，加热，撞击爆炸分解，在溶液中受热分解。
2. 制备方法1)过滤除去BaSO4可制得纯净HClO2，但HClO2不稳定，很快分解。
可见ClO2不是HClO2的酸酐，ClO2冷凝时为红色液体。
2) ClO2与碱作用可得到亚氯酸盐和氯酸盐。
首先制取ClO2，其方法用SO2还原NaClO33) Na2O2（H2O2)与ClO2作用制备纯NaClO2。
卤素单质、氢化物、含氧酸及其盐的结构、性质、制备和用途
电负性
第一电离能 /kJ·mol-1
3.98 3.16 1681 1251
2 . 9 6 2.66 1140 1008
电子亲和能 /kJ·mol-1
-328
-349 -325 -295
氧化值
-1 -1， 1， 卤素单质、氢化物、含氧酸及其盐 3， 5， 7
的结构、性质、制备和用途
同周期：最小的原子半径，最大的电子亲合势， 最大的电离势，最大的电负性，非金属性最强。
①、Cl2 + hν → 2Cl*（活化原子） ②、Cl* + H2 → HCl + H* ③、H* + Cl2 → HCl + Cl* 光化学反应、链锁反应。
但高温下HBr不稳定，易分解。HI更易分解，所以 它们H2反应不完全.
卤素单质、氢化物、含氧酸及其盐 的结构、性质、制备和用途
4、与水的反应 a、氧化水： 2X2+2H2O→4H++4X-+O2↑ F2反应的程度最大，Cl2、Br2反应的程度很小， I2不能进行上述反应。 酸度的影响：F2、Cl2在酸性溶液中就能氧化水， Br2可在pH>3时氧化水，I2可在pH>12时氧化水。 b、水解(歧化)：X2+H2O→H++X-+HXO F2不进行此反应。 K Cl2=4.2×10-4、K Br2=7.2×10-9、K I2=2×10-13
总反应： 2Cl－ + 2H2O ＝＝ 2OH- + H2 + Cl2
两室间用石棉网，高分子离子交换膜隔开
实验室： M n O 2 4 H C l M n C l2 C l2 (g ) 2 H 2 O
三、溴和碘的制备 采用普通氧卤素化单质剂、氢氧化物化、含的氧酸方及其法盐 。
2010.3卤素的通性,单质和卤化氢
显色的原因是分子中的 π*电子向 σ*轨道跃迁的 结果。 激发能：ΔE=Eσnp*-Eπnp*=hν（电子跃迁）
F 的反常特性：①电负性最大 ，F 的非金属性很强；②电子亲合能反而比氯还 小；原因：F 的半径最小，核外电子云的密度较大，当它接受一个外来的电子形 成负离子时，电子间斥力将增大，致使放出的 能量减少。 二、卤素的存在
F:卤素单质具有很高的化学活性，在自然界中均以化合物 形式存在，自然界中 不存在游离状态的氟。重要的矿物有萤石(CaF2)、冰晶石(Na3AlF6)、氟磷灰石 C a5F(PO4)3，在地壳中的质量百分含 量约 0.065%，占第十五位 。氟的天然同位素 只有氟19。
2
卤素 φ a ClO4- 1.19V ClO3- 1.21V HClO2 1.64V HClO 1.63V Cl2 1.36V Cl1.47V
BrO4-1.76V BrO3- 1.49V HBrO 1.59V Br2 1.08V Br1.51V
H5IO6 1.7V HIO3 1.14V HIO 1.45V I2 0.54V I1.20V
为奇数族元素的奇氧 化态稳定。
2、卤素的原子结构与卤素的非金属性 ⑴、相似性：*原子结构：最外层电子 数均为 7，易得电子而 达到 8 电子 稳定结 构；*化学性质：活泼的非金属元素（非金属性强 的元素）。
(整理)3卤素的氧化物、含氧酸及其盐.
卤素的氧化物、含氧酸及其盐（2010.3）王振山一、卤素的氧化物概述：卤素与电负性比它大的氧化合时，除氟外都能形成氧化数为正值的氧化物、含氧酸及其盐。
卤素的氧化物显著特点：大多数是不稳定的，受到撞击或光照即可发生爆炸性分解。
所以不能用直接法，只能用间接法制取。
稳定性：在已知的卤素氧化物中，碘的氧化物是最稳定的；碘氧化物>氯氧化物>溴氧化物；氯和溴的氧化物在高温下明显分解，溴的氧化物特别不稳定，低于室温也分解。
高价态的卤素氧化物比低价态的卤素氧化物稳定。
卤素氧化物中氯的较重要：Cl2O、Cl2O6 、Cl2O7、ClO2均为强氧化剂，不稳定易爆炸。
⑴、氧的氟化物：由于氟的电负性（3.98）大于氧的电负性（3.44），所以氟与氧生成的二元化合物是氧的氟化物（OF2），而不是氟的氧化物，而其它卤素与氧化合生成的二元化合物都是卤素的氧化物。
OF2的O原子sp3杂化。
⑵、二氟化氧（OF2）熔点49 K，沸点128 K，为无色气体，是比较稳定的氟氧二元化合物。
可由单质氟与2%氢氧化钠水溶液反应制备：2 F2（g）+ 2 NaOH-(aq) ═ OF2(g) + 2 NaF(aq) + H2O(l)OF2是一种强的氧化剂和氟化剂，但氟化能力弱于F2。
由于OF2中，氧为+2氧化数，所以它是比氧气更强的氧化剂它能与金属、硫、磷、卤素等剧烈反应生成氟化物和氧化物。
在OF2分子中，氧的氧化数是+2，氟的氧化数是-1，其构型为角型分子。
⑶、近年来由于合成技术的发展，已合成了一系列氟氧化合物，如O2F2、O3F2、O4F2、O5F2、O6F2等。
这些化合物都具有较低的熔点和沸点，并仅能在很低的温度下稳定存在，它们在很低的温度（低于83K）下都是比单质氟更加活泼的氟化剂。
二氟化二氧（O2F2 ）：不与玻璃起反应，是个强的氧化剂和氟化剂，但弱于F2本身：比OF2、ClF3有更强的氟化作用，能在OF2、ClF3不能完成的反应中将金属钚和钚的化合物氧化：Pu(s) + 3O2F2(g) →PuF6(g) + 3O2(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。
无机化学——卤素
4.成键特征
（1）单质 Px-Px （2）化合物
离子键 共价键（与非金属作用）PX3 NH3 配位键（在配合物中）FeF63（3）氯到碘有变价 +1 +3 +5 +7
在含氧化合物中 HClO4
在互化物中 IF3
二. 单质
1.物理性质： （1）决定因素：色散力 （2）颜色和状态：
氟（淡黄色气体） 氯（黄绿色气体） 溴（棕红色液体） 碘（紫黑色固体）(易升华） 原因是由于吸收光波长不同而产生不同颜色。
F2+Xe=XeF2(520K) F2+H2=2HF(低温和黑暗)
氯与大多数非金属化合，比较剧烈。 与磷硫碘氟氢等生成氯化物。 I2+3Cl2=2ICl3(光照) 溴和碘单质氧化能力较弱，反应活性不如氯， 需高温。 3Br2+2P=2PBr3(点燃，无色发烟液体) 3I2+2P=2PI3(红色固体)
（3）与水作用 i氧化水放出氧气：X2+H2O=2HX+1/2O2 ii歧化反应：在OH-易发生
Cl2+H2O=HCl+HClO Br2+H2O=HBr+HBrO I2+6OH- = 5I- +IO3- +3H2O
热或浓碱 3X2+6OH-=5X-+XO3-+3H2O（X=Cl Br I） F2与其它卤素不同:
2Cl2+2Na2CO3+H2O=2NaHCO3+2NaCl+Cl2O
☆结构：sp3杂化 V形
☆用途：制备次氯酸
(3) ClO2 ☆ 性质：黄绿色气体，冷却红色液体
mp bp低，顺磁性， 很高化学活性，强氧化剂漂白剂 ☆ 结构 思考：化学键是怎样形成的？
《氯的氧化物和含氧酸》 讲义
《氯的氧化物和含氧酸》讲义一、氯的氧化物氯元素常见的氧化物有一氧化二氯（Cl₂O）、二氧化氯（ClO₂）、三氧化二氯（Cl₂O₃）、五氧化二氯（Cl₂O₅）和七氧化二氯（Cl₂O₇）。
1、一氧化二氯（Cl₂O）一氧化二氯是黄棕色气体，有刺激性气味。
它可以通过氯气和新制的氧化汞反应制备：2Cl₂＋ 2HgO ＝ HgCl₂·HgO ＋ Cl₂O。
在化学性质方面，一氧化二氯是一种强氧化剂，能与许多有机化合物和无机物发生反应。
例如，它能与水缓慢反应生成次氯酸：Cl₂O ＋H₂O ＝ 2HClO。
2、二氧化氯（ClO₂）二氧化氯是一种黄绿色到橙黄色的气体，具有强烈刺激性气味。
工业上常用氯酸钠（NaClO₃）和盐酸反应来制备二氧化氯：2NaClO₃＋ 4HCl ＝ 2NaCl ＋ 2ClO₂↑ ＋ Cl₂↑ ＋ 2H₂O。
二氧化氯是一种高效的消毒剂，在水处理、医疗卫生、食品加工等领域有广泛的应用。
它的杀菌能力强，能有效地杀灭细菌、病毒和真菌等微生物，且不会产生有害的副产物。
3、三氧化二氯（Cl₂O₃）三氧化二氯是一种暗褐色液体，在室温下不稳定，容易分解为二氧化氯和氯气。
4、五氧化二氯（Cl₂O₅）五氧化二氯是一种白色固体，加热时容易分解。
5、七氧化二氯（Cl₂O₇）七氧化二氯是无色油状液体，是高氯酸的酸酐。
它可以通过高氯酸和五氧化二磷反应制备：2HClO₄＋ P₄O₁₀＝ Cl₂O₇＋H₂P₄O₁₁。
二、氯的含氧酸氯的含氧酸包括次氯酸（HClO）、亚氯酸（HClO₂）、氯酸（HClO₃）和高氯酸（HClO₄）。
1、次氯酸（HClO）次氯酸是一种很弱的酸，只存在于溶液中。
它可以通过氯气与水反应生成：Cl₂＋ H₂O ＝ HCl ＋ HClO。
次氯酸具有强氧化性，能杀菌消毒，常用于漂白和消毒。
但它不稳定，容易分解为盐酸和氧气：2HClO ＝ 2HCl ＋ O₂↑。
2、亚氯酸（HClO₂）亚氯酸是一种中强酸，具有较强的氧化性。
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卤素的氧化物、含氧酸及其盐（2010.3）王振山一、卤素的氧化物概述：卤素与电负性比它大的氧化合时，除氟外都能形成氧化数为正值的氧化物、含氧酸及其盐。
卤素的氧化物显著特点：大多数是不稳定的，受到撞击或光照即可发生爆炸性分解。
所以不能用直接法，只能用间接法制取。
稳定性：在已知的卤素氧化物中，碘的氧化物是最稳定的；碘氧化物>氯氧化物>溴氧化物；氯和溴的氧化物在高温下明显分解，溴的氧化物特别不稳定，低于室温也分解。
高价态的卤素氧化物比低价态的卤素氧化物稳定。
卤素氧化物中氯的较重要：Cl2O、Cl2O6 、Cl2O7、ClO2均为强氧化剂，不稳定易爆炸。
⑴、氧的氟化物：由于氟的电负性（3.98）大于氧的电负性（3.44），所以氟与氧生成的二元化合物是氧的氟化物（OF2），而不是氟的氧化物，而其它卤素与氧化合生成的二元化合物都是卤素的氧化物。
OF2的O原子sp3杂化。
⑵、二氟化氧（OF2）熔点49 K，沸点128 K，为无色气体，是比较稳定的氟氧二元化合物。
可由单质氟与2%氢氧化钠水溶液反应制备：2 F2（g）+ 2 NaOH-(aq) ═ OF2(g) + 2 NaF(aq) + H2O(l)OF2是一种强的氧化剂和氟化剂，但氟化能力弱于F2。
由于OF2中，氧为+2氧化数，所以它是比氧气更强的氧化剂它能与金属、硫、磷、卤素等剧烈反应生成氟化物和氧化物。
在OF2分子中，氧的氧化数是+2，氟的氧化数是-1，其构型为角型分子。
⑶、近年来由于合成技术的发展，已合成了一系列氟氧化合物，如O2F2、O3F2、O4F2、O5F2、O6F2等。
这些化合物都具有较低的熔点和沸点，并仅能在很低的温度下稳定存在，它们在很低的温度（低于83K）下都是比单质氟更加活泼的氟化剂。
二氟化二氧（O2F2 ）：不与玻璃起反应，是个强的氧化剂和氟化剂，但弱于F2本身：比OF2、ClF3有更强的氟化作用，能在OF2、ClF3不能完成的反应中将金属钚和钚的化合物氧化：Pu(s) + 3O2F2(g) →PuF6(g) + 3O2(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、氯的氧化物卤素氧化物中以氯的氧化物较重要，氯的氧化物主要有Cl2O、ClO2、Cl2O6（ClO3）和Cl2O7，都是强氧化剂，其中ClO2和Cl2O6氧化性最强。
当这些氧化物与还原剂接触，或受热以及撞击时，立即发生爆炸，分解为氯气和氧气。
氯的氧化物的某些物理性质见表。
22Cl2O + H2O ═ HClO用新制得的黄色HgO和Cl2（用干燥空气稀释或溶解在CCl4中）反应即可制得Cl2O：2 Cl2 + 2 HgO ═ HgCl2·HgO + Cl2O(g)另一种制备方法是Cl2和潮湿的Na2CO3反应：2 Cl2 + 2 Na2CO3 + H2O ═ 2 NaHCO3 + 2 NaCl + Cl2O在Cl2O分子中，O原子采取sp3杂化方式，有两对孤电子对，分子成V型结构。
Cl2O主要用来制备次氯酸盐。
⑵、ClO2分子也具有V形结构：特殊氧化态（IV、VI氧化态）化合物①、ClO2分子结构的确定：Cl中心原子价电子对数目= 7/2 = 3.5 → sp2?sp3? 结构确定：结合键角、键长、磁性、是否双聚等分析。
Ⅰ、键角∠OClO = 117.6°→sp2 ，排除sp3。
sp2两种可能的结构（a）、（b）（a）:::OCl::O.:，（b）:::O:::O:Ⅱ、键长：Cl-O 147.3 pm < Cl-O单键（170 pm）表明Cl-O键级大于1→有离域∏键，肯定(a)，排除（b)；Ⅲ、是否双聚：ClO2不双聚→进一步肯定(a)，排除（b)；Ⅳ、顺磁：确定(a)。
影响键角因素：杂化态，孤对电子，电负性，大π键。
:::OCl::O.:sp2杂化，ClO2不双聚：ClO2有单电子，顺磁性；ClO2分子总成键：2 σ + 1 ∏35②、Cl2O4的实际结构为Cl(I)—O—Cl(VII)O3，所以Cl2O4不是ClO2的双聚物。
③、ClO2的性质：Ⅰ、物理性质：在常温下是黄绿色气体，冷凝时为红色液体，熔点214 K。
Ⅱ、化学性质：ⅰ、歧化反应：ClO2与碱作用发生歧化反应，生成亚氯酸盐和氯酸盐，这是ClO2的歧化反应，因此它是亚氯酸和氯酸两种酸的混合酸酐：2 ClO2 + 2 NaOH ═ NaClO2 + NaClO3 + H2O歧化ⅱ、强氧化性：ClO2分子中含有成单电子，因此具有顺磁性。
含有奇数电子的分子通常具有很高的化学活性，所以ClO2是强氧化剂和氯化剂。
无论是气态还是液态的ClO2，见光分解，受热爆炸，遇到还原剂或加热浓缩时都会发生爆炸分解为氯气和氧气。
只有在稀溶液时或加入一定的稳定剂才可安全存在。
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。
强氧化剂，PbO + 2ClO2 + 2NaOH = PbO2+ 2NaClO2+ H2OⅢ、制取：工业上制备ClO2较安全的方法是在强酸性溶液中用NaCl、HCl或SO2还原ClO3-：2NaClO3 + 4HCl=2ClO2 + Cl2 + 2NaCl + 2H2OClO3- + Cl- + 2 H+→ClO2 + 1/2Cl2 + H2O或 2 ClO3-(aq) + SO2 (g)酸 2 ClO2 (g) + SO42-(aq)2H2C2O4＋2NaClO3=Na2C2O4＋2ClO2＋2CO2＋2H2O2 ClO3-(aq) + SO2 (g)+H2SO4→ 2 ClO2 (g) +2HSO4-(aq)3KClO3+2H2SO4=KClO4+2KHSO4+2ClO2+H2OⅣ、应用：ClO2主要用于纸张、纤维、纺织品的漂白，污水及饮用水杀菌处理，对水的净化。
ClO2作漂白剂时，漂白效果是氯气的30倍。
二氧化氯是目前国际上公认的最新一代高效、广谱、安全的消毒杀菌剂，是氯制剂最理想的替代品，在世界上发达国家中已得到了广泛的应用。
为控制饮用水中“三致物质”（致畸、致癌、致突变）的产生，欧美发达国家已广泛应用二氧化氯替代氯气进行饮用水的消毒。
如果以氯气的氧化能力为100%的话，二氧化氯的理论氧化能力是氯气的2.6倍，次氯酸钠的2.8倍，双氧水的1.3倍。
⑶、Cl2O6暗红色液体，可由臭氧与ClO2在273 K条件下反应制得：ClO2＋O3═ ClO3 + O2↑在液态和固态下，ClO3和Cl2O6共存，只有在蒸气状态时全部转化为ClO3。
固态的存在形式则为[ClO2]+[ClO4]-。
Cl2O6，实际结构式为：O2Cl(V)—O—Cl(VII)O3，因为VI氧化态只能是表观氧化态，而不是实际氧化态。
所以C2O6不稳定，是强氧化剂，易歧化：Cl2O6 + H2O = HClO4+HClO3⑷、Cl2O7是高氯酸酐，在低温（263 K）下，将HClO4小心地加入P4O10中进行脱水后蒸馏即可得到Cl2O7无色油状液体：6HClO4 + P2O5 = 3Cl2O7 + 2H3PO4，4 HClO4 + P4O10═ 4 HPO3 + 2 Cl2O7⑴、溴的氧化物有Br2O、BrO2、BrO3或Br3O8等，它们对热均不稳定。
⑵、碘的氧化物有I2O4或IO+IO3-、I4O9或I(IO3)3、I2O5和I2O7。
I2O4和I4O9是离子化合物，可以看成是碘酸盐，即IO+IO3-和I3+(IO3-)3。
碘的氧化物是卤素中较稳定的，而I2O5是氧化物中最稳定的。
I2O5是碘酸的酸酐，是一种易吸潮的非挥发性的白色粉末，548K以下稳定。
它可由碘酸在干燥空气中加热至443 K脱水制得：2 HIO3443KI2O5 + H2O↑继续加热至573 K时分解为单质I2和O2：2 I2O5573K 2 I2 + 5 O2↑I2O5用作氧化剂，可氧化H2S、C2H4、CO、NO等：I2O5 + 5 CO343K 5 CO2↑+ I2 此反应可用来定量地测定大气或混合气体中CO的含量。
二、卤素的含氧酸及其盐1、概述：⑴、氟的含氧酸仅限于次氟酸（HFO，氟氧酸HOF），氯、溴、碘均应有四种类型的的含氧酸，它们是次卤酸、亚卤酸、卤酸和高卤酸，卤原子的氧化态为+1、+3、+5和+7。
这些含氧酸根中，除IO65-离子中碘采取sp3d2杂化外，其它含氧酸根离子中的卤原子均采取sp3杂化方式，电子构型均为四面体构型，分子构型为：次卤酸（HXO）为直线形，亚卤酸（HXO2）为V字形，卤酸（HXO3）为三角锥形，高卤酸（HXO4）为四面体形。
〔HFO叫氟氧酸，这里氟为-1价，氧为0价，只有F与H形成共用电对。
HFO的真实架构是HOF，即氧通过单键分别和氢以及氟相连。
但是正负化合价的规定对于共价键来说，看共用的电子对偏向哪边。
偏向的那个原子算带负电多一些算负价。
氧吸引电子的能力比氢强，和氢结合的时候算-1，而又比不过氟，和氟结合算+1，所以，在这里O是0价，所以写成HFO。
〕⑵、卤素含氧酸简介*IO5- 6高碘酸根离子sp3d2杂化，一缩高碘酸IO(OH)5，H5IOX ：采取SP 3杂化： O 的2P 电子与卤素3d 空轨道间形成d-p π键。
问题：F 与O 能形成d -p π键吗？答：氟原子没有可用的d 轨道因此不能形成d-pπ 键。
由于稳定性原因，只有常见的氯的含氧酸研究得多。
③、含氧酸的酸性．．比较 Ⅰ、同一氧化数不同卤素的含氧酸，其酸性按氯、溴、碘依次减弱 。
（同一主族中，氧化数相同的不同元素的含氧酸的酸性，自上而下逐渐减弱。
）Ⅱ、同一元素形成的几种不同氧化数的含氧酸，其酸性随氧化数的增加而增强.。
Ⅲ、同一周期中，不同元素的最高氧化数的含氧酸的酸性，从左至右逐渐增强：H 2SiO 3，θ１a K =1.7×10-10；H 3PO 4，θ１a K =7.5×10-3；H 2SO 4，θ１a K ≈103； HClO 4，θa K ≈109。
Ⅰ、同一元素形成的几种不同氧化数的含氧酸及其盐，其热稳定性随氧化数的增加而增强；盐比相应的酸稳定。
HClO NaClO HClO 2 NaClO 2 HClO 3 NaClO 3 HClO 4 NaClO 4 热稳定性增大 热稳定性增大热稳定性增大Ⅱ、同一主族中，氧化数相同的不同元素的含氧酸及其盐的热稳定性：HClO 2和HBrO 2最不稳定。
（HClO 2不稳定，分解释出ClO 2。
）HClO 3，HBrO 3，HIO 3 HClO ，HBrO ，HIO热稳定性增强氧化性增强⑤、氧化性：在稀溶液中，HClO ＞HClO 3＞HClO 4。