高三化学卤族元素重难点解析 人教版
高三化学卤族元素重难点解析一. 本周教学内容：氧族元素 二. 重点、难点：1. 运用已学元素周期律的理论知识，复习氧族元素及其化合物的知识。
2. 以硫的阶梯式价态变化为主线，复习不同价态的硫具有的性质，引出其单值及多种化合物的相关知识，重点是二氧化硫和硫酸。
三. 具体内容：（一）氧族元素（O 、S 、Se 、Te ） 1. 氧族元素性质的相似性和递变性 （1）相似性：① 氧族元素原子结构最外层都为6个电子，均为典型非金属元素（钋Po 除外） ② 最高正价为+6，负价为2- ③ 均可形成气态氢化物H 2R④ 最高价氧化物（RO 3）对应水化物均为H 2RO 4，其水溶液呈酸性（氧O 除外） （2）递变性① 周期表中从上到下O→S→Se→Te ，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱，氧化性逐渐减弱② O→S→Se→Te ，与H 2化合能力逐渐减弱，生成的气态氢化物的稳定性逐渐减弱，即稳定性H 2O ＞H 2S ＞H 2Se ＞H 2Te③ 最高价氧化物对应水化物的水溶液酸性逐渐减弱。
（二）氧气（O 2）1. 分子组成和结构：氧分子是由两个氧原子通过非极性共价键结合成非极性分子；固态时为分子晶体。
2. 物理性质：氧气是无色、无嗅的气体，密度比空气大，微溶于水、沸点-183℃、熔点218-℃。
3. 化学性质：具有强的氧化性 （1）与金属发生反应：2222O Na O Na 点燃+ MgO O Mg 222点燃+3Fe+2O 2（纯）点燃Fe 3O 4（2）与非金属发生反应： 2H 2＋O 2点燃2H 2ON 2＋O 2点燃2NOS ＋O 2点燃SO 22H 2S ＋3O 2点燃2SO 2＋2H 2O4FeS2＋11O2点燃2Fe2O3＋8SO24. 制法：2KMnO4∆K2MnO4＋MnO2＋O2↑工业制法：从液化空气中分离出O2（蒸馏原理）5. 用途：液氧为高能燃料，制炸药、制氧炔焰焊接或切割金属，医疗等方面都有重要用途。
（三）臭氧（O3）1. 同素异形体：同一种元素形成的几种性质不同的单质。
2. 物理性质：特殊臭味的淡蓝色气体。
比氧气易溶于水。
熔点－251℃，沸点－112.4℃。
3. 化学性质：不稳定，强氧化性。
（1）易分解（高温迅速）生成O2（2）跟银、汞反应生成Ag2O、HgO4. 用途：强氧化剂、脱色剂和消毒剂。
臭氧层对人类和生物的保护。
5. 制法：3O22O3（四）过氧化氢1. 物理性质：无色粘稠液体，弱酸性。
俗称双氧水，常见为30％。
2. 化学性质：良好的氧化还原性，易分解（MnO2有催化作用）放出O23. 用途：氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂，实验室制取氧气。
（五）硫1. 分子组成和结构：硫分子是由多个硫原子构成Sx单质，硫单质为分子晶体。
2. 物理性质：硫单质为淡黄色晶体，密度为水的两倍，难溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS2，熔点112.8℃，沸点444.6℃。
3. 化学性质：硫既具有氧化性，又具有还原性。
（1）与金属发生反应：Cu＋S 点燃Cu2S Fe＋S点燃FeS（2）与非金属发生反应S＋O2点燃SO2（S表现还原性）（3）与化合物反应Na2SO3＋S ∆Na2S2O3（S表现还原性）6KOH＋3S=2K2S＋K2SO3＋3H2O（S既表现氧化性，又表现还原性）（4）与氧化性酸浓HNO3、浓H2SO4发生反应S＋6HNO3（浓）∆H2SO4+6NO2↑+2H2O（S表现还原性）S＋2H2SO4（浓）∆3SO2↑+2H2O（S表现还原性）（5）硫单质、氧气、氯气氧化性比较：氧化性：O2＞Cl2＞SO2＋4HCl=2Cl2＋2H2O（氧化性：O2＞Cl2）2H2S＋O2（不足）点燃2S＋2H2O（氧化性：O2＞S）H2S＋Cl2=2HCl＋S（氧化性：Cl2＞S）4. 用途：硫单质制硫酸，做橡胶制品的硫化剂，制黑火药、火柴、农药等。
（六）硫化氢(H2S)1. 分子组成和结构：硫化氢分子是由一个硫原子和两个氢原子，通过极性共价键结合成折线型的极性分子；固态时为分子晶体。
2. 物理性质：硫化氢是无色、带有腐蛋气味、剧毒的气体，密度比空气略大，可溶于水（常温下1∶2.6），其水溶液叫氢硫酸。
3. 化学性质：（1）热不稳定性：受热发生分解反应H2SH2＋S（H2S既表现氧化性，又表现还原性）（2）具有还原性：与氧化剂发生反应2H2S＋3O2（足）点燃2SO2+2H2O2H2S＋O2（不足）点燃2S＋2H2O2H2S＋SO2=3S+2H2OH2S＋Cl2=2HCl＋SH2S＋2FeCl3 =2FeCl2＋2HCl＋S4. 实验室制法：FeS＋H2SO4（稀）=FeSO4＋H2S↑FeS＋2HCl=FeCl2＋H2S↑5. 硫化氢检验：（1）硫化氢气体遇湿润的醋酸铅试纸，使之变为黑色，其原因是Pb（Ac）2＋H2S=PbS↓+2HAc，有PbS黑色沉淀生成。
（2）将硫化氢气体通入CuSO4溶液中或AgNO3溶液中，生成黑色沉淀物CuS或Ag2S，其离子方程式为Cu2++H2S=CuS↓+2H+、2Ag++H2S=Ag2S↓+2H+。
（七）氢硫酸（H2S）1. 组成和制法：硫化氢溶于水，得到的水溶液叫氢硫酸。
氢硫酸挥发可得到硫化氢气体，氢硫酸为混合物。
2. 物理性质：氢硫酸是无色，带有腐蛋气味、有毒的液体，氢硫酸不易长期存放（在空气中易氧化生成淡黄色浑浊物（S），而发生变质）。
3. 化学性质：（1）溶液具有弱酸性，发生部分电离H2S HS－＋H+HS－S2－＋H+分步电离，且一步比一步电离困难。
（2）具有酸的通性与指示剂、与金属、与碱、与碱性氧化物、与盐等物质都可发生反应。
NaOH＋H2S=NaHS＋H2O2NaOH＋H2S＝Na2S＋2H2OZn＋H2S=ZnS↓＋H2↑CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4（3）具有还原性，与氧化剂发生反应：2FeCl3＋H2S=2FeCl2＋S↓＋2HClH2S＋Br2=2HBr＋S2KMnO4＋5H2S＋3H2SO4=2MnSO4＋K2SO4+5S↓＋8H2O（八）二氧化硫（SO2）1. 分子组成和结构：二氧化硫分子是由一个硫原子和两个氧原子通过极性共价键结合成折线型的极性分于；固态时为分子晶体。
2. 物理性质：二氧化硫是无色、带有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水（常温下1:40），易液化，沸点－10℃。
二氧化硫为大气的主要污染物之一。
3. 化学性质：（1）与水发生反应：SO2+H2O H2SO3H+＋HSO3－，HSO3－H+＋SO32－生成中强酸亚硫酸（H2SO3），溶液中H2SO3部分发生电离，呈酸性。
（2）SO2为酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性：能与碱、与碱性氧化物等物质发生反应。
2NaOH＋SO2＝Na2SO3＋H2OCaO＋SO2＝CaSO3（3）二氧化硫既具有氧化性，又具有还原性。
SO2＋Br2＋2H2O=H2SO4＋2HBr（SO2表现还原性）SO2＋2H2S=3S↓＋2H2O（SO2表现氧化性）（4）具有漂白性：红色品红试液中通入SO2，溶液由红色变为无色，即发生褪色变化；若将溶液再加热，又出现红色。
其原因是SO2与有色物质结合成不稳定的无色物质，无色物质见光或受热易发生分解，使原来有色物质恢复原来颜色。
4. 制法：实验室制法：Na2SO3（固）+H2SO4（较浓）=Na2SO4+H2O＋SO2↑使用“较浓”H2SO4原因：若用浓H2SO4含水少，使离子反应进行缓慢，若用稀H2SO4含水多，生成SO2易溶于水，不易使SO2逸出，所以用较浓H2SO4。
工业制法：煅烧黄铁矿（硫铁矿）4FeS2＋11O2高温2Fe2O3＋8SO2（九）三氧化硫（SO3）1. 分子组成和结构：三氧化硫分子是由一个硫原子和三个氧原子通过极性共价键结合成平面三角型的非极性分子；固态时为分子晶体。
2. 物理性质：三氧化硫熔点16.8℃，沸点44.8℃，常温下为无色液体，标准状况下为无色晶体，高温下为无色气体。
3. 化学性质：（1）与水发生反应：SO 3+H 2O=H 2SO 4，并放出大量热，SO 3易被水吸收，若高温下，易与水蒸汽形成酸雾，反而不利于SO 3的吸收，故用98％H 2SO 4来吸收SO 3。
（2）三氧化硫为酸性氧化物，能与碱、与碱性氧化物等发生反应：SO 3+2NaOH ＝Na 2SO 4＋H 2O ，CaO+SO 3=CaSO 4（3）三氧化硫具有强氧化性： SO 3＋2KI=K 2SO 3＋I 2 5SO 3＋2P ＝P 2O 5＋5SO 2 4. 工业制法：（十）硫酸（H 2SO 4）1. 物理性质：硫酸是无色粘稠液体，98.3％的硫酸密度是1.84g/cm 3、沸点为338℃，硫酸是一种难挥发的强酸。
2. 化学性质：硫酸是二元强酸、高沸点酸（难挥发性酸），稳定酸及强氧化性酸。
（1）具有强酸性；溶液中发生电离：H 2SO 4=2H +＋SO 42－（完全电离），溶液呈强酸性，H 2SO 4为强电解质。
（2）具有酸的通性：与指示剂、与金属、与碱、与碱性氧化物、与盐等物质发生反应。
如：Zn ＋H 2SO 4 =ZnSO 4＋H 2↑2)(OH Cu +H 2SO 4=CuSO 4＋2H 2ONa 2CO 3＋H 2SO 4=Na 2SO 4＋H 2O ＋CO 2↑ （3）浓硫酸特性：① 吸水性：H 2SO 4易与H 2O 结合，并放出大量热，所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂（不可干燥H 2S ）。
② 脱水性：浓H 2SO 4遇见某些有机化合物，可将其中氢、氧原子个数按2:1比例脱去，即为脱水性，C 12H 22O 1112C ＋11H 2O （浓H 2SO 4脱水性）③ 强氧化性：浓H 2SO 4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化-还原反应，如： Cu ＋2H 2SO 4（浓）=CuSO 4+SO 2↑+2H 2O C ＋2H 2SO 4（浓）=CO 2↑+2SO 2↑+2H 2O H 2S+H 2SO 4（浓）=S ＋SO 2↑+2H 2O2NaI ＋2H 2SO 4（浓）= Na 2SO 4+SO 2↑+I 2+2H 2O 与还原剂反应浓H 2SO 4的还原产物都为SO 2。
常温下，浓H 2SO 4使Fe 、Al 表面发生钝化（生成致密氧化膜），而不发生产生气体的反应。
3. 硫酸工业制法：采取接触法制硫酸吸收塔中若用水或稀H 2SO 4吸收SO 3时，容易形成酸雾，使吸收速度慢，不利于SO 3完全吸收，工业上实际用98.3％浓硫酸来吸收SO 3，得到浓度更高的硫酸。
尾气的处理：制H 2SO 4的尾气中含有大量SO 2，SO 2是污染大气的主要有害物质之一，为了防止大气污染，硫酸厂尾气排放前要进行回收处理，一般采用氨吸收法处理。
高三重点化学知识：卤族元素
高三重点化学知识：卤族元素
在高中温习阶段，大家一定要多练习题，掌握考题的规律，掌握常考的知识，这样有助于提矮小家的分数。
编辑教员为大家整理了2021高三重点化学知识，供大家参考。
⑴罕见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。
⑵元素非金属性与非金属单质生动性的区别：
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的才干，影响其强弱的结构要素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子才干越强;②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子才干越强;③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子才干越强。
但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合(如N N等)，当参与化学反响时，必需消耗很大的能量才干构成原子，表现为单质的动摇性。
这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
⑶非金属性强弱的判别依据及其运用
元素的非金属性的实质是元素的原子吸引电子的才干。
这种才干的大小取决于原子半径、核电荷数、最外层电子数，标题常经过以下几方面比拟元素的非金属性。
①非金属单质与H2化合的条件及难易水平;
②氢化物的动摇性;
③最低价氧化物对应水化物的酸性;
④非金属间的置换反响;
⑤非金属单质对应阴离子的恢复性;
⑥与变价金属反响时，金属所出现的化合价;
⑦元素在化合物中化合价的相对上下(如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，那么说明氧的非金属性比氯强)等。
高中是人生中的关键阶段，大家一定要好好掌握高中，编辑教员为大家整理了2021高三重点化学知识，希望大家喜欢。
人教版高中化学第一册必修卤族元素
卤族元素[高考要求分析]1．从Cl 2的结构和性质入手了解F 2、Br 2、I 2等卤素单质的性质和用途等，理解卤素性质的变化规律。
2．从氯化氢的结构和性质入手了解卤化氢的性质和用途，理解卤化氢的性质变化规律及其它卤素化合物性质的变化规律。
3．理解Cl －、Br －、I －等卤素离子的性质变化规律和检验方法，了解金属卤化物的性质。
熟记F 2、I 2、HF 、CaF 2、AgF 等卤素单质和化合物的特性，能从卤素单质及化合物性质的变化规律中理解某些物质的特性。
[知识综合脉络][基础知识梳理]一、卤素的原子结构和单质的物理性质随卤素核电荷数增加，电子层数依次递增，原子半径渐增大，其原子结构的递变而使卤素单质的物理性质呈规律性变化.从F 2 I 21．颜色渐加深，状态从气 液 固，密度从小 大，熔沸点由低 高（分子晶体）2．单质的溶解性——除氟外（与水剧烈反应）在水中溶解度都较小，且由大 小，都二、卤素的化学性质由于最外层均为7个电子，极易得一个电子，因此卤素都是强氧化剂，在自然界均只以化合态存在.但随着电子层数递增，原子半径渐增大，核对外层电子的引力渐减弱，得电子能力渐减弱，其氧化性逐渐减弱，主要表现：1．都能与金属反应①F2和所有金属都能反应.②Cl2和绝大多数金属反应.③Br2和较活泼金属反应.④I2只和活泼金属反应.2．都能与H2、P等非金属反应.①F2和H2在暗处即爆炸(F2是非金属性最强的元素)②Cl2和H2需光照爆炸③Br2和H2需加热且缓慢化合（不爆炸）④I2（蒸气）和H2持续加热且仍为可逆反应.3．特性：易升华①I2②溴——唯一的常温呈液态的非金属，易挥发保存时加水封.使淀粉变蓝色③F2——最强氧化剂，不能用氧化剂将F－氧化为F2（只能用电解法）F元素无正价.且能与稀有气体化合.④卤化氢——均易溶于水，在空气中形成白雾，其中只有HF剧毒，但HX都是大气污染物，水溶液均呈酸性，只有氢氟酸是弱酸，从HF→HI，酸性逐渐增强.⑤NaX——只有NaF有毒可用作农药.⑥CaX2——只有CaF2不溶于水，CaCl2作干燥剂.⑦AgX——只有AgF可溶，AgX均具感光性，AgBr作感光材料，AgI作人工降雨材料。
人教版高三化学知识点：卤族元素
⑴常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、
C、Si、H。
⑵元素非金屬性與非金屬單質活潑性的區別：
元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結構因素有：①原子
半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強;②核電荷數：核電荷數越大，吸引電子能力越強;③最外層電子數：同週期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。
但由於某些非金屬單質是雙原子分子，原子是以強列的共價鍵相結合(如N N等)，當參
加化學反應時，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現為單質的穩定性。
這種現象不一定說明這種元素的非金屬性弱。
⑶非金屬性強弱的判斷依據及其應用
元素的非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。
這種能力的大小取決於原子半徑、核電荷數、最外層電子數，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。
①非金屬單質與H2化合的條件及難易程度;
②氫化物的穩定性;
③價氧化物對應水化物的酸性;
④非金屬間的置換反應;
⑤非金屬單質對應陰離子的還原性;
⑥與變價金屬反應時，金屬所呈現的化合價;
⑦元素在化合物中化合價的相對高低(如在HClO中，氯元素顯正價，氧元素顯負價，則說明氧的非金屬性比氯強)等。
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。
高三化学二轮复习 专题13 卤族元素复习 人教版
NaCl+浓H2SO4 应用于：Br2制备(NaBr+浓H2SO4)，I2制备(KI+
重 点难点突破
浓H2SO4) 4、强氧化剂MnO2可替代品 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7、 Ca(ClO)2…… 5、浓盐酸作用
HCl,HBr,HI水溶液为强酸性；⑻氢
氟酸可存于塑料容器或铅制容器中。
基础知识导学
２、氯
⑴凡能生成次氯酸的物质均有强氧化
性〔Cl2、NaClO、Ca(ClO)2〕； ⑵Cl－+Ag＋＝AgCl↓(白)，不溶于稀
HNO3；⑶ Cl2为黄绿色气体，新制氯 水呈浅黄绿色； ⑷HClO4最强酸。
基础知识导学
c.HX水溶液的酸性： HF<HCl<HBr<HI
基础知识导学
d.HX的制备：
HCl:
NaCl+H2SO4(浓)(或H3PO4)=NaHSO4+HCl↑
2NaCl+
H2SO4(浓)
△
=
Na2SO4+2HCl↑
HBr:3NaBr+ H3PO4 (浓) 强＝热Na3PO4+3HBr↑
HI: 3KI+ H3PO4 (浓) ＝强 热Na3PO4+3HI↑
重 点难点突破
一、Cl2的实验室制法
1、制气原理 MnO2+4HCl＝△ MnCl2+Cl2 ↑ +H2O
－１
利用强氧化剂将HCl氧化成Cl2
２、制气装置选择
加热
⑴固＋固 → 制O2、NH3、CH4……
不加热
⑵固＋液 → 制H2、CO2、H2S、C2H2……
第5章第18讲卤族元素溴、碘单质的提取2025年高考化学一轮复习讲义(新人教版)
第18讲卤族元素溴、碘单质的提取[复习目标] 1.掌握卤素单质的性质及卤素离子的检验。
2.掌握卤素单质的提取。
考点卤素单质的性质及X－的检验1．卤族元素卤族元素又称卤素，位于元素周期表的第ⅦA族，价层电子排布式为n s2n p5。
2．溴、碘单质物理性质比较性质Br2I2颜色深红棕色紫黑色状态液体固体溶解性①在水中溶解度不大；②易溶于有机溶剂特性易挥发、有毒①易升华；②使淀粉溶液变蓝3.氯、溴、碘单质化学性质比较与水反应X2＋H2O HX＋HXO 氯、溴、碘与水反应由易到难与碱反应(NaOH) 2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O氧化性①Cl2＞Br2＞I2，还原性：Cl－＜Br－＜I－；②氯、溴、碘与氢气化合由易到难；③I2与Fe反应只生成FeI2，其他卤素单质可将Fe氧化为＋3价4.氟的特殊性(1)氟无正化合价。
(2)F2能与水反应放出O2，化学方程式：2H2O＋2F2===4HF＋O2。
(3)在HX中，HF的熔、沸点最高，氢氟酸是弱酸，能腐蚀玻璃。
5．卤素离子的检验方法(1)AgNO3溶液——沉淀法未知液――――――――――→滴加稀硝酸和AgNO 3溶液生成⎩⎪⎨⎪⎧ 白色沉淀，则有Cl －浅黄色沉淀，则有Br－黄色沉淀，则有I －(2)置换——萃取法 未知液――――――――→加适量新制饱和氯水振荡 ―――――――――――→加入CCl 4(下层)或汽油(上层)振荡有机层呈⎩⎪⎨⎪⎧红棕色或橙红色，表明有Br －(浅)紫色或紫红色，表明有I － (3)氧化——淀粉法检验I －未知液―――――――――――――→加入适量新制饱和氯水(或双氧水)振荡 ―――→淀粉溶液振荡蓝色溶液，表明有I － [应用举例]鉴别NaCl 溶液、NaBr 溶液、NaI 溶液可以选用的试剂是②④⑤(填序号)。
①碘水、淀粉溶液 ②氯水、CCl 4 ③溴水、苯 ④硝酸、AgNO 3溶液 ⑤氯水、苯 ⑥CCl 4、淀粉溶液1．卤素气态氢化物的水溶液都是强酸溶液( )2．浓H 2SO 4能干燥HCl ，所以浓硫酸也能干燥HBr( )3．加碘盐能使淀粉变蓝( )4．清洗碘升华实验所用试管的操作是先用酒精清洗，再用水清洗( )5．液溴易挥发，存放液溴的试剂瓶中应加水封( )6．用加热的方法可将NaHCO 3中混有的少量碘除去( )7．可用F 2与NaCl 溶液反应产生Cl 2，验证F 2的氧化性大于Cl 2( )答案 1.× 2.× 3.× 4.√ 5.√ 6.× 7．×一、卤素性质的递变规律1．下列有关卤素的说法错误的是( )A ．从HF 、HCl 、HBr 、HI 酸性递增的事实，可推出F 、Cl 、Br 、I 的非金属性递增的规律B ．HF 、HCl 、HBr 、HI 的热稳定性依次减弱，还原性依次增强C ．单质的颜色随核电荷数的增加而加深D ．碘在碘化钾溶液中的溶解度大于在纯水中的溶解度答案 A解析 元素非金属性的强弱与其对应的氢化物溶液的酸性强弱无关，可根据其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行比较，A错误；I2在KI溶液中存在平衡：I2＋I－I－3，可使其溶解度增大，D正确。
重点_难点_易错点_卤族元素的教与学
M nC l2 + C l2 ∀ + 2H 2 O
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装置 : 固 + 液
气 ( 采用 固体与液 体加
热制气体的反应装置 ) 收集 : 向上排空气法、 排饱和食盐水法. 干燥: 浓 H 2 SO4、 CaC l2 等 酸性、 中性 干燥 剂. 检验 : 湿润的淀粉碘化钾试纸 . 尾气处理 : 用 N aOH 溶液吸收. 知识延伸 : 因浓盐酸有挥发性 , 用排空气法 制得的 C l2 气体中含有 HC ; l 而用排饱 和食盐 水法制得的 C l2 中含有水 . 如要在实验室制取 干燥、 纯净的 C l2, 则需将要在发生装置与收集 装置之间插入净化和干燥装置 (如图 1). 实验室制取氯化氢的原理是利用复分解 # 45#
2nabrmno22h2so4na2so4mnso4由于溴易挥发因此烧杯中冷水主要起冷凝溴的作用烧杯中液体主要是吸收溴化氢及未经冷凝的溴一般采用naoh溶2溴对橡皮塞有强烈的腐蚀作用这样做可防止溴与橡胶管3当有溴化氢进入到烧杯后由于溴化氢的迅速溶解导致漏斗内气压迅速降低在大气压的作用下烧杯内的液体将沿倒置的漏斗上由于漏斗内容量大液体上吸后引起烧杯内液体液面与漏斗脱离接触受重力的作用漏斗内的液体又会重新流回到烧杯中这样既防止了倒吸又很好地处理了尾气
溶液时, 有白色沉淀 生成, 离子方程式为 : Ag + Cl AgC l∃ .
法收集 ; 干燥可用浓 H 2 SO4、 CaC l2 等酸性、 中性 干燥剂 ; 检验可用湿润的蓝色石蕊试纸; 尾气处 理可用倒挂漏斗 ( 防倒吸 ) 扣在水面上吸收 . 拓展应用: ( 1) Br2、I2 也可利用类似制 C l2 的反应原理来制取. 实际上, 实验室制取 B r2、 I2 时 , 更多的是利用下面的反应: 2N aX+ M nO2 + 2H 2 SO4 取 , X 为 Br 、 I 、 C l2 ) ( 2) H F 的制取是用 CaF2 与浓 H 2 SO4 反应 来制取 , 该反应的化学方程式为: C aF2 + H 2 SO4 CaSO 4 + 2HF ∀ , 因为 HF 能腐蚀玻 璃, 该反应 在铅皿中进行. ( 3) 因为浓 H 2 SO4 有强氧化性, H Br 、 H I有 较强的还原性, 它们能发生氧化还原反应 , 所以 实验室制取 HB r 、 H I 时, 不能用浓 H 2 SO4 而是 用浓 H 3 PO4 与相应的卤化物反应, 化学反应方 程式为: H 3 PO 4 + N aB r H 3 PO4 + K I
高考第一轮复习——卤族元素(学案含解析)
一. 教学内容：卤族元素二. 教学目标：了解氯及其重要化合物的要紧性质；把握氯气的实验室制法；认识氯气及其化合物在生产中的应用；明白得卤素单质和化合物的相似性和递变性；把握X－的检验方法；利用氯、溴、碘单质的氧化性及强弱比较的方法，明白得海水中提取溴的方法。
三. 教学重点、难点：氯及其化合物的性质，卤族元素及其化合物的相似性和递变性，卤离子的检验［教学过程］一、卤族元素的“原子结构——性质”的关系结论：结构决定性质，性质反映结构。
二、卤族元素的“性质——制备”的关系卤族元素的化学性质爽朗，因此在自然界中以化合态的形式存在。
1、卤素单质的制备（Cl2）——氧化还原法⑴工业制法：电解饱和食盐水电解熔融氯化钠⑵实验室制法：强氧化剂＋浓盐酸反应制取氯气： 原理与装置：O H 2Cl MnCl )(HCl 4MnO 2222+↑++加热浓 2、卤化氢的制备——难挥发酸制挥发性酸三、卤族元素的“一样——专门”的归纳卤族元素的单质及其化合物有许多共性，但也存在诸多专门之处。
（一）单质Cl2、Br2、I2在水中的溶解能力比较小，但较易溶于有机溶剂中，常见的有机溶剂有：汽油、苯、四氯化碳、酒精等。
2、化学性质（要紧表达强氧化性）⑴与金属反应：Fe 、Cu 等，但由于氧化能力不同，产物不完全相同 ⑵与非金属反应：H2、P 等都能够与氢化合生成相应的氢化物HX ，但卤族元素按原子序数递增的顺序从上至下，与氢化合的难易程度逐步增大，产生的气态氢化物的稳固性逐步减弱，其水溶液的酸性逐步增强。
⑶与水作用：222422O HF O H F ++＝HXO HX O H X ++＝22（X ＝Cl 、Br 、I ）⑷与碱作用：O H NaXO NaX NaOH X 222+++＝漂白粉的制备，成分及漂白原理：氯气通入石灰乳中：要紧成分：2)(ClO Ca 、2CaCl ，有效成分：2)(ClO Ca漂白原理：HClO 2CaCO O H CO )ClO (Ca 3222+↓++＝⑸与Fe2＋、SO2、Na2SO3、Na2S 等还原性物质反应，如：X2＋SO2＋2H2O ＝H2SO4＋2HX ；2Fe2＋＋Cl2＝2Cl －＋2Fe3＋，但：可Fe3＋氧化I －：2I －＋2Fe3＋＝I2＋2Fe2＋⑹与有机物发生加成、取代反应等。
高三化学 卤族元素复习 知识精讲 人教版
高三化学卤族元素复习知识精讲人教版一. 本周教学内容：卤族元素复习二. 重点、难点：1. 卤素的原子结构特点2. 卤素单质及其化合物的相似性和递变性3. 卤素离子的检验及卤化银的性质4. 卤素单质及其化合物的特殊性5. 电荷守恒和质量守恒在卤化物中的计算三. 具体内容：（一）氯元素单质及化合物的性质（以化合价为主线）：（二）卤族元素的原子结构，卤素单质及化合物的递变性。
1. 核电荷数增加，原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，原子得电子能力减弱。
2. 元素的非金属性减弱。
3. 化合物性质递变性。
卤素原子的非金属性逐渐减弱单质的活泼性（氧化性）逐渐减弱实验事实 ⎩⎨⎧单质间的相互置换化合的难易程度与.2.12H（三）卤素单质的共性和特性1. 卤素常见的化合价有1-、+1、+3、+5、+7 几种，但F 只有1-价，并无正价，因为F 是最活泼的非金属。
2 卤素的单质都能跟水反应，常温一般生成HX 和HXO ，但F 2跟H 2O 反应生成HF 和O 2。
3. 卤素单质一般不跟稀有气体起反应，但氟却能跟跟氙、氪等起反应，生成氟化物。
4. 卤素单质一般不跟淀粉发生显色反应，但碘遇淀粉变蓝色，这是碘的特性。
5. 卤化氢都极易溶于水，形成对应HX 溶液，且酸性按HF 、HCl 、HBr 、HI 的顺序依次增强，其中HCl 、HBr 、HI 均是一元强酸，但HF 的稀溶液却是一种弱酸。
6. 卤族元素中的Cl 、Br 、I 的含氧酸有HXO 、HXO 2 、HXO 3、 HXO 4，但F 却没有对应的含氧酸。
7. 卤化银一般是难溶的物质 ，且溶解性按AgF →AgI 的顺序依次减小，但唯有AgF 是易溶于水的；CaCl 2、CaBr 2、CaI 2都能溶于水，但唯有CaF 2难溶。
（四）用氧化还原反应的理论加深对卤素单质及化合物性质的理解1. 对卤素单质间的置换以及卤素与单质Fe 反应后铁的价态问题：一般情况下，有氧化性强弱关系：氧化态 F 2 > Cl 2 > Br 2 > Fe 3+ > I 2 > Fe 2+还原态 F － Cl － Br － Fe 2+ I －Fe由此可见：F 2、Cl 2、Br 2均能将Fe 2+ 氧化成Fe 3+，而I 2则不能氧化Fe 2+。
高三化学总复习 元素化合物部分 第一章 卤素(一)人教版 知识精讲
高三化学总复习 元素化合物部分 第一章 卤素（一）人教版【本讲教育信息】一. 教学内容：高三总复习 元素化合物部分 第一章 卤素（一）二. 教学要求：1. 掌握2Cl 的性质及制法；2. 了解HClO 的性质及用途；3. 掌握一种反应物过量的计算。
三. 知识分析：知识体系：⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎩⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧+--+--于自然界中存在：均以化合态存在电解熔融氯化物电解食盐水；工业溶液吸收余氯处理：用试纸检验：湿润淀粉碘化钾等、干燥：浓排饱和食盐水收集：向上排空气法，—加热制气装置——液—装置：固浓盐酸、、、原理：强氧化剂实验室制法漂白粉、农药、氯仿等用途：消毒、制盐酸、、、、、、质⑤能氧化多种还原性物等、④与碱反应）与久置氯水成分的区别③与水反应（新制氯水等）、、②与非金属反应（等）、、（①与几乎所有金属反应化性：，溶于水气体，比空气重，有毒物性：黄绿色，刺激性性质氯气NaOH CaCl SO H ClO Ca KClO MnO KMnO Fe SO SO S I Br OH Ca NaOH S P H Fe Cu Na 2422324322)2])([)(]([222⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧↓=+↑=-⎩⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧↑+−−→−↑+−−→−--++---++AgCl Ag Cl Cl e Cl Cl H Fe SO H HCl Cl H HCl Cl Cl HCl NaHSO HCl SO Na SO H NaCl 离子性还原性与盐与碱性氧化物，与碱，属与指示剂，与较活泼金酸的通性气中冒白“雾”挥发性酸，浓盐酸在空盐酸不能氧化盐酸、溴水、），浓化性：具有还原性（弱于水（喷泉）形成盐酸体，比空气重，极易溶物性：无色、刺激性气性质）合成（不可混合点燃！与工业：用装置特点和原理）吸收：用水（注意吸收余白烟）纸（变红），浓氨水（检验：湿润蓝色石蕊试干燥：同收集：向上排空气法装置：同制（浓）（固）原理：实验室制法氯化氢微热加热234222224424222 ⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧↑+↑++↓=++↑∆++-222424222322222222%9.0Cl H NaOH O H NaCl AgCl Ag Cl SO Na HCl SO H NaCl CaCl MgCl NaCl FeCl CaCl ZnCl KCl MgCl NaCl 电解（浓）（固）性质：钠、盐酸、纯碱等）（制钠、氯气、氢氧化）、调味、化工原料用途：生理盐水（之故、粗盐潮解：含滤、蒸发精制：溶解、沉淀、过盐制备：海水晒盐制得粗井、盐矿存在：海水、盐湖、盐等、、、、、化物：自然界中有多种金属氯氯化物三. 重点、难点：1. 在复习氯气与金属、非金属反应时应注意CuCl 2的颜色和烟、雾、气的区别。