第14章卤素.ppt

1、1,第14章 卤素,2,卤素在周期表 中的位置,3,本章教学要求,1.掌握卤素单质、氢化物、含氧酸及其盐的结构、性质、制备和用途；,2.掌握元素电势图并用以判断卤素及其化合物的氧化还原性以及它们之间的相互转化关系。,4,14-1 卤素的通性 14-2 卤素单质 14-3 氟氯溴碘的化合物 14-4 砹的化学(不要求),5,原子的电子结构 原子间的化学键 化合物的电子结构 化合物的空间结构 化合物的存在 化合物的性质 化合物的制备 化合物的应用,6,14-1 卤素的通性,14-1-1 卤素原子的物理性质,7,(1) 卤素是典型的非金属元素； (2) 卤素具有丰富的氧化还原化学特征： 一方面指元素

2、本身能形成多种氧化态的事实 另一方面指可使其他元素达到通常难以达到的氧化 态：F - 可以稳定元素的高氧化态：VF5、MoF6和ReF7 (3) 氟化学的研究导致稀有气体化合物的发现。,从上表可看出：,8,14-1-2 卤素的存在,卤素主要以卤化物形式存在于自然界. 氟的资源是 CaF2（荧石）、冰晶石和氟磷灰石Ca10F2（PO4）63； 氯、溴是海水和盐湖卤水；碘是碘酸盐沉积，主要是智利硝石.,萤石 CaF2,冰晶石 3NaF.AlF3,智利硝石 NaIO3,9,14-1-3 卤素的电势图,Bn 1e- = C 氧化剂（右）,B2 - n 2e- = A 还原剂（左）,E = 右 左0 歧

3、化反应条件： 右 左 如果 左 右，则产生逆反应,10,14-2 卤素单质 14-2-1卤素单质的物理性质（自学）,卤素颜色是最引人注意的性质之一,卤素结构的单一性导致了颜色的单调变化.这种渐变现象是由该族元素的最高占有分子轨道（HOMO）与最低未占分子轨道（LUMO）之间的能量差自上而下减小，而使激发波长变长（能量变小）造成的.,11,Cl2、Br2和 I2的分子轨道能级图 （F2能级图要将 u与上部的g交换位置）,从氟到碘颜色依次加深.气态氟分子吸收能量大、波长短的紫光，显出黄色，而气态碘分子吸收能量小、波长长的黄光，显出紫色。,12,由 I2 的分子轨道能级图可知，5p*与5p*之间的能

4、量差小，电子吸收波长 520 nm 的绿光，因而呈紫色. 如果 I2 溶解在易给出孤对电子溶剂 A 中，则 I2 与 A 之间形成配位键.结果 I2A 的e* 和c* 轨道间的能量差大于 I2 的12* 与12* 轨道间的能量差. 电子跃迁所需能量变大，因此吸收峰向短波方向移动，因此一些 I2 溶液的颜色就要变成棕色或棕红色. CCl4 和环己烷都是配位已达 饱和的分子，不能提供孤对电 子给 I2，不能改变 I2 在这些 溶剂中的能级，结果就仍然呈 紫色.,Question,I2 蒸气呈紫色，I2 溶于 CCl4 或环己烷也呈紫色 ，但是它溶于苯、乙醚、三乙胺等溶剂棕色或棕红色？,13,氟在本

5、族中显示出特殊性,这与氟的电负性最大、原子半径或离子半径特别小以及氟为第二周期P区元素、参加成键的通常为2s2p等因素有关。氟的特殊性表现在： 1、卤素的电子亲和能不是沿一族向下平稳的减少，而是按FClBrI的顺序变化，出现F的亲合能反而比Cl的小的情况。这是由于F的半径特别小，当氟原子获得一个电子后，F的孤对电子对外来电子产生强烈的排斥作用，抵消一部分核对外层电子的引力所致。 尽管F的电子亲和能小于氯，但并不妨碍氟形成稳定的离子型晶体. NaF 的标准生成焓（-573.65 kJmol-1）比 NaCl (-411.15 kJmol-1)还要高，因为 F- 半径小于 Cl-，NaF 的晶格焓

6、（+1505.59 kJmol-）比 NaCl (+787.38 kJmol-1) 高得多.,引人注意的另一性质是:氟的特殊性,14,2、氟在成键时通常氧化数表现为-I，一般不出现其 他氧化数，而其他卤素则有-I, I, III, V,VII等氧化态。 3、F2的键解离能反常地小（键离解能按F-FCl-ClBr-BrI-I的顺序变化）。其原因是由于F的半径特别小，两原子的非键电子对之间产生强烈的排斥作用，从而大大地削弱化学键的强度，而Cl、Br、I有空的nd轨道，能容纳邻近原子提供的电子，除可减少电子之间的排斥作用外，还能增加成键效应。 4、由于F-离子的半径特别小，形成氟化物时，有利于增大中

7、心元素的配位数（氟化物能达最高配位数）；同时形成化合物时其静电作用更强，表现在键能或晶格能和水合能上升更大。,15,14-2-2 卤素单质的化学性质,一、与金属、非金属作用 作用程度: 氟 氯 溴 碘(卤素单质的活泼性顺序),二、与水的反应 发生氧还反应 X2 + 2 H2O4HX + O2 激烈程度：F2Cl2Br2 发生岐化反应 X2 + H2O HXO + HX K(Cl2)=4.210-4 K(Br2)=7.210-9 因此：Cl2Br2I2 K(I2) =2.010-13 由于K 很小，难怪人们将其水溶液叫“氯水”、“溴水”和 “碘水”.,16,在碱存在下，促进X2在H2O中的溶解，

8、岐化： X2 + 2 OH- X- + OX- + H2O （1） 3OX- 2X- + XO3- （2） Cl2 在20时只有（1）反应进行，70时（2）反应才进行得很快； Br2 在 20时两个反应都进行很快，0时（2）反应才较缓慢； I2 在0时（2）反应也进行得很快，所以I2与碱反应只能得到碘酸盐。,17,X2-H2O系统的 - pH图, =1.358V,O2+4H+ +4e- =2H2O =1.229V,18,19,F2 与 H2O 反应强烈，并有燃烧现象，不仅放出 O2，同时生成少量 OF2、H2O2 和 O3：,F2 + H2O 2 HF + O 2O O2 3O O3 O +

9、H2O H2O2 O + F2 OF2,F2 与 H2O 的反应特殊性,因而HOF的发现比其他几个次卤酸晚得多. 20世纪70年代早期控制F2 和冰的反应（-40）离析出了HOF，产率近 50%：,20,氟与碱的反应和其它卤素不同,反应如下: 2F2 + 2OH -（2%） = 2F - + OF2 + H2O 当碱溶液较浓时，则OF2被分解放出O2： 2F2 + 4OH - = 4F - + O2 + 2H2O,21,14-2-3 卤素的制备和用途,卤素在自然界中主要以氧化数为-I的卤化物存在。因此，制备卤素单质都是用氧化其相应卤化物的方法。,其中最值得一提的是F2的制备，从1768年发现H

10、F以后，直到1886年得到F2历时118年. 1886年莫桑电解氟氢化钾的(KHF2)的无水氟化氢溶液制取氟，电解槽和电极用Pt-In合金，U 形管中装有NaF吸收HF：,H. Moissan,一、氟的制备,22,小资料,氟的发现是一篇悲壮的历史,氟是卤族中的第一个元素，但发现得最晚。从1771年瑞典化学家舍勒制得氢氟酸到1886年法国化学家莫桑分离出单质氟经历了100多年时间。 在此期间，戴维、盖吕萨克、诺克斯兄弟等很多人为制取单质氟而中毒，鲁耶特、尼克雷因中毒太深而献出了自己的生命。 莫桑总结了前人的经验教训，他认为，氟活泼到无法电解的程度，电解出的氟只要一碰到一种物质就能与其化合。如果采

11、用低温电解的方法，可能是解决问题的一个途径。经过多次实验，1886年6月26日， 莫桑终于在低温下用电解氟氢化钾与无水氟化氢混合物的方法制得了游离态的氟。,23,目前氟的工业制备技术已有了很大的改进：,电解过程中要不断添加无水HF液体.,由于F2的制备和储运有极大不便，人们常用IF2AsF6 的热分解方法制取少量F2：,日本在1999年10月已将其研制的氟气发生器正式推向市场. 俄国、德国、中国也先后开展了此项研究工作.,20 世纪 80 年代中、后期西方国家氟的 年生产能力约为 2400 t. 其中55 % 用于生产UF6，40 % 用于生产 SF6，其余用于制造 CF4 和氟化石墨（用于电

12、池）等. 生产的 F2 或者就地使用（例如制造 UF6 和 SF6 ），或者液化或装入高压钢瓶中投入市场.,熔盐电解装置图,24,二、氯的制备,实验室用氧化剂MnO2、KMnO4与浓盐酸反应制取Cl2 。,工业上利用离子交换膜法电解NaCl水溶液生产Cl2,25,Cl2是最重要的化学工业品之一，全世界年生产力约为4107 t. 氯产量还是一个国家（或一个地区）化学工业能力的标志. 由于包括生态原因在内的诸多原因，氯在塑料、纸浆漂白等领域逐渐被其他化学品所代替.,氯碱法装置示意图,26,化学法氧化海水中的 Br- 和 I- 可以制得 Br2 和 I2，通常用Cl2 作氧化剂，得到的 Br2 和

13、I2 用空气从溶液中驱出：,空气驱出的 Br2 被碳酸钠溶液吸收后歧化生成溴化钠和 溴酸钠，用 H2SO4 酸化时发生反歧化反应重新生成 Br2：,三、溴和碘的制备,27,溴的世界年产量仅为氯的百分之一(约4105 t)，而碘的世界年产量仅约万余吨.由溴制造的有机化学产品用做燃料添加剂、阻燃剂、灭火剂、催泪毒剂、吸入性麻醉剂和染料. 碘和碘化合物用于催化剂、消毒剂、药物、照相业、人工造雨等，碘是维持甲状腺正常功能的必需元素，碘化物可防止和治疗甲状腺肿大.,大量的碘以自然界的碘酸钠为原料，与还原剂NaHSO3反应制得： 2IO3- + 5HSO3- = 5SO42- +H2O +3H+ +I2,

14、28,一、卤化氢和氢卤酸的物理性质,14-3 氟氯溴碘的化合物,指卤素与电负性比它低的元素形成的化合物.,14-3-1 卤化氢和氢卤酸,29,化学性质,性质 HF HCl HBr HI 键长（pm） 92 128 141 160 键能(kJ/mol) 568.6 431.8 365.7 298.7 在1273K的分解百分数 忽略 0.0014 0.5 33 pK 3.25 -7.4 -9.5 -10 （ X2/X- ） （V） 2.68 1.35 1.07 0.54,1）稳定性规律 HF HCl HBr HI,2）酸性 HX + H2O = H3O+ + X- K=HX/HX 酸性变化规律 H

15、F HCl HBr HI,3）氧化还原性 HF HCl HBr HI,30,HF的特殊性 1）酸性：在水中存在下列平衡： HF + H2O F- + H3O+； K1=2.42.710-4 HF + F - HF2-； K2=525 c 5 mol/L时 氢氟酸为强酸 F HF - 2）与SiO2及SiO32-作用 SiO2 + 4HF = SiF4+ 2H2O 该反应的应用？ 刻蚀玻璃;测定矿石及钢中硅的含量 用什么容器盛装HF水溶液？ 3）自电偶电离作用 在纯HF液体中，2HF F- + H2F+ K10-10,31,为什么氢卤酸酸性强度的次序为：HIHBrHClHF ？,Question

16、,HF 酸性最弱是因为F-是一种强的质子接受体， 而H3O+是较强的质子给予体, F-与 H3O+ 通过氢键结合生成较稳定的离子对。该离子电对较难电离，实验发现在无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，说明HF在稀溶液中表现出弱的酸性。随着Cl、Br、I半径的增大，离子对的强度大为减弱，故相应的酸的强度大为增强。其中HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是最强的酸.,因此, 氢卤酸强弱顺序为：HIHBrHClHF,32,为什么很浓的HF水溶液是强酸？,Question,33,卤化氢的制备,1. 直接合成法,2. 复分解法,二、制备和用途,单质的直接化合：H2 + X2 2

17、HX ( X = Cl, Br, I ),34,制备HBr和HI则只能使用非氧化性酸代替H2SO4，如H3PO4；因为用浓H2SO4得不到HBr和HI而是Br2和I2： 2HBr + H2SO4 (浓) = Br2 + SO2 + 2 H2O 8HI + H2SO4 (浓) = 4 I2 + H2S + 4 H2O NaBr + H3PO4 = NaH2PO4 + HBr,注意,三个试管中分别放置一些NaCl，NaBr，NaI晶体，再分别加入浓H2SO4 ，试问各有什么现象，用什么方法鉴定？,35,一、卤化物 卤素与电负性较小的元素形成的化合物。,1.分类和特点 卤化物 非金属卤化物： 共价型

18、卤化物 卤素与不活泼非金属元素及高氧化 态金属形成的化合物。 金属卤化物： 离子型卤化物卤素与活泼金属元素及低价金属形成 的化合物。 粗略的划分标准：离子型 沸点672K 共价型.,共价型卤化物,离子型卤化物,14-3-2 卤化物 卤素互化物 多卤化物,36,共价型卤化物的特点： 具有挥发性，低熔点、低沸点，易溶于有机溶剂，多数强烈地进行水解，如TiCl4（248K，409K）， CCl4 （250，349K） ，PCl5 （181，349K）,离子型卤化物的特点： 高熔点、高沸点，不水解，溶液及熔融态导电，溶于极性溶剂，如NaCl（1074K，1686K），MnCl2（923K，1146K）

19、,37,2.键型变化规律 卤素相同时，同周期卤化物从左至右共价型增强 NaCl 离子型 AlCl3 过渡型 PCl5 共价型 同族元素的卤化物从上至下共价型减弱 HX，MX2 ， M=Be，Mg，Ca，Sr，Ba 同种元素卤化物氧化态由低至高共价型增强 如FeCl2的离子性比FeCl3的高，它们的熔点分别为950K和573K 元素及其氧化态相同时，FI共价型增强 键型转化： 离子型共价型：FeCl2 FeCl3 SnCl2 SnCl4 离子型AgF 离子型AgCl 过渡型 AgBr 共价型AgI 3.卤化物的性质 与卤化氢的性质相似,38, 以金属氧化物为起始物的反应： TiO2 (s) +

20、2 C (s) + 2Cl2 (g) TiCl4(l) + 2 CO (g) 以水合金属氯化物为起始物的脱水反应： FeCl36H2O + 6 SOCl2 (l) FeCl3 (s) + 6 SO2 (g) + 12 HCl (g) FeCl36H2O FeCl3 (s) + 6 H2O (g),4.卤化物的制备： 卤化物（特别是氯化物）不仅具有重要的工业用途，而且也是实 验室合成许多重要无机化合物的起始物。无水金属卤化物合成的基本途径有：,39,二、卤素互化物,1、定义 不同卤素原子之间以共价键相结合形成的化合物称为 卤素互化物。 2、通式 XXn n=1，3，5，7； 电负性： X X 溴

21、化物 IBr， IBr3 氯化物 BrCl， ICl，ICl3 氟化物 XF，XF3，XF5，XF7； X=I，Br，Cl 3、物理性质,40,像单质卤素一样，所有卤素互化物都是氧化剂。大规模生产的 ClF3用于制备 UF6 以富集 235U 同位素： UF4 (s) + ClF3 (g) UF6 (s) + ClF (g) ClF3 还用来使镍器内壁形成一层使镍钝化的氟化物薄膜，实验室常用这种器皿进行氟化学研究.,卤素互化物的性质往往介于形成它们的卤素双原子分子的性质之间：,41,4、化学性质 1） 稳定性 键能小（200kJ/mol），不稳定 2）强氧化性 反应激烈,6ClF + S SF

22、6 +Cl2 6ClF + 2Al 2AlF3 + 3Cl2,42,3）易水解 ：XX + H2O = H+ + X- + HXO 3BrF3 + 5H2O = H + + BrO3 - +Br2 + 9HF + O2 IF5 + 3H2O = H + + IO3 - + 5HF,5、卤素互化物的合成,43,6、结构-价层电子互斥理论、轨道杂化理论 价层电子对数目 轨道杂化类型 价电子对构型 分子构型 XX3 5 sp3d 三角双锥 T型 XX5 6 sp3d2 八面体 四方锥 XX7 7 sp3d3 五角双锥 五角双锥,XX,XX3,XX5,XX7,44,三、多卤化物 1.定义: 卤化物与卤

23、素单质或卤素互化物加合所生成的化合物。,2.结构 多卤离子与卤素互化物的结构相似： I -3 、 ICl-2、IBrF - _直线型， XX 4_平面四边形，如ICl -4、IBr -4,I2 I-I-3,45,3.性质:多卤化物加热时会分解，分解产物是晶格能相对较大的卤化物以及卤素互化物或卤素单质。,多卤化物的结构与卤素互化物近似，较大卤素原子居中，较小的分布在四周。,46,(1) 氟的氧化物,结构,14-3-4 卤素氧化物和含氧酸及其盐,一. 卤素的氧化合物 制备出的这类化合物并不少，但其中大多数不稳定而且难得用到.,47, OF2室温下稳定，不与玻璃起反应，是个强氟化剂，但弱于F2本身。

24、其制备方法： 2 NaOH + 2 F2 2 NaF + OF2 + H2O O2F2是比 ClF3 更强的氟化剂，能将金属Pu及其化合物氧化至 PuF6： Pu (s) + 3 O2F2 (g) PuF6 (g) + 3 O2 (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.,48,其中的 ClO2和 ClO3为自由基，而且显示氯的非常见氧化态. 液态ClO3 为二聚体 Cl2O6，固态的存在形式则为ClO2+ClO4-。 Cl2O的实验室制法： 2Cl2 + 2HgO = HgCl2HgO + Cl2O（g） 另一种大规模的制法： 2Cl2 + 2Na2C

25、O3 + H2O2NaHCO3 + 2NaCl + Cl2O（g）,(2) 氯的氧化物：,49,唯一以工业规模生产的只有ClO2: 2 NaClO3 + 4 HCl = 2 ClO2 + Cl2 + 2 NaCl + 2 H2O 2ClO3-（aq）+ SO2（g）2ClO2（g） + SO42-（aq） ClO2是强吸热化合物，只能保持在稀释状态以防爆炸，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. ClO2 主要用于纸浆漂白、污水杀菌和饮用水净化.,H+,50,溴的氧化物： Br2O、BrO2、BrO3或Br3O8等，它们对热都不稳定。,碘的氧化物：

26、 是最稳定的卤素氧化物，有I2O4、IO+、IO3-、I4O9、 I（IO3）3、I2O5、I2O7。,51,各类卤素含氧酸根的结构 （除IO65-中碘是sp3d2杂化外，X 为 sp3 杂化）,氧化值： +1 +3 +5 +7 HXO HXO2 HXO3 HXO4 次卤酸 亚卤酸 卤 酸 高卤酸,二. 含氧酸和含氧酸盐,52,次酸、亚酸含氧酸成酸元素的氧化态有两种氧化态比正酸的成酸元素的氧化态低，氧化态较低的含氧酸称为亚酸，氧化态更低的称为次酸；如果只有一种比正酸较低的氧化态，则称为亚酸。如亚氯酸HClO2，次氯酸HClO。 正酸只含一个成酸元素的原子，而且该元素的氧化态是该元素最常见的氧化

27、态。如氯酸HClO3。 高酸成酸元素的氧化态比正酸的氧化态高。高氯酸 HClO4。 原酸成酸元素氧化数和羟基酸数目相同的酸。如原磷酸 H5PO5；原硅酸H4SiO4；原碘酸H7IO7；原碳酸H4CO4。 偏酸自一分子正酸缩去一分子水而成的酸。如偏高碘酸 HIO4。 焦酸两分子正酸缩去一分子水而成的酸。如焦磷酸 H4P2O7。,含氧酸的名称 主要参考IUPAC1970年公布的无机化学命名法,53,1、次卤酸及其盐 HXO /MXO,(1)弱酸性 HClO + H2O= H3O+ + ClO - HXO HClO HBrO HIO Ka 2.9510-8 2.0610-9 2.310-11 * 次

28、卤酸的酸性依次减弱,54,(2)稳定性 盐 酸（没有分离出纯酸） 在溶液中的分解反应 2HOX=2H+2X-+O2 加热时的分解反应 3HOX= 2H+ +2X-+ XO-3 分解速度 HClO HBrO HIO （溶液中不存在IO- ） * 次卤酸的稳定性由氯至碘依次减弱,55,(3）强氧化性和漂白性 电极电势/V HClO HBrO HIO XO-/X2 1.63 1.60 0.45 0.40 0.34 0.45 XO-/ X- 1.49 1.44 0.99 0.81 0.70 0.49 氧化性减弱 HClO HBrO HIO 次卤酸盐的氧化性次卤酸的氧化性,56,(4)次卤酸及其盐的制备

29、,利用歧化反应制备酸 2HgO+H2O+2X2=HgOHgX2+2HXO 酸酐与水作用制备酸 Cl2O + H2O= 2HClO 次氯酸钠的制备 Cl- + H2O = 2OH- +Cl2 + H2 2OH- +Cl2= ClO- + Cl- + H2O 漂白粉的制备 2Cl2+3Ca(OH)2= Ca(ClO)2CaCl2Ca(OH)2H2O+H2O 2Cl2+Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O,57,2、亚卤酸及其盐 HXO2/MXO2 在溶液中存在：ClO2-，BrO2- 固体盐：MClO2，Ba(BrO2)2 H2O 生成反应： 2ClO2 + 2OH - = Cl

30、O2- + ClO3- + H2O Ba(ClO2)2 （悬浮液）+ H2SO4 = BaSO4 +HClO2,58,分解反应： 4 HClO2 =3ClO2+1/2 Cl2+2H2O 受热或受撞击 3NaClO2 = 2NaClO3 + NaCl 稳定性： 盐 酸； HClO2 HBrO2 （BrO2-只存在于碱性溶液中） 弱酸性： HClO2 Ka= 10 -2 强氧化性： 酸性 ClO2-/Cl2 1.64； ClO2- /Cl- 1.56 碱性 ClO2-/Cl- 0.74,59,3、卤酸及其盐 HXO3/MXO3 1）强酸性 HClO3HBrO3HIO3 2）稳定性 HClO3 HB

31、rO3 HIO3 49% 50% 固体 8HClO3 =3O2+2Cl2 +4HClO4+2H2O 4 HBrO3 = 2Br2 + 5O2 +2H2O,浓溶液中,60,3）氧化性 酸的浓溶液是强氧化剂 。 HBrO3HClO3HIO3 盐的氧化性 酸的氧化性 在酸性介质中，卤酸盐的氧化能力增强，能氧化相应的卤离子生成卤素单质。在碱性介质中，卤酸盐的氧化能力相当弱。 XO3- + X- + 6H+ =3X2 + 3H2O X Cl Br I K 2 109 1 1038 1.6 1044,61,BrO3-/Br2 ClO3- / Cl2 IO3- / I2 1.52 1.47 1.19,卤素间

32、的置换反应： 2BrO3- + I2+ 2H+ =Br2 + 2HIO3 2BrO3- + Cl2 + 2H+ = Br2 + 2HClO3 2ClO3- + I2+ 2H+ =Cl2 + 2HIO3,HNO3、H2O2、O3都可将单质碘氧化为碘酸： I2 + 10HNO3（浓） = 2HIO3 +10NO2 + 4H2O,62,KXO3=KX+O2 X=Br，I 4KClO3 = KClO4 + KCl 氯酸盐的热分解产物与组成盐的阳离 子的性质有关： IA、IIA和Ag MClO3 MX+O2 Cd、Pd、Ni M(ClO3)2MX2+O2+Cl2 + MO Cu、Co、Zn M(ClO3

33、)2O2 + Cl2 + MO 稳定性顺序：IO3- ClO3- BrO3-,催化剂,473K,668K,4）盐的热稳定性,63,5）制备和应用 电解氯化钠热溶液 Cl- + 3H2O =ClO3 - +3H2 复分解法 Ba(ClO3)2+H2SO42HClO3+BaSO4 歧化法 3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl +3H2O,64,1）强酸性 HClO4 HBrO4 H5IO6 最强的无机酸 五元弱酸 2）稳定性 H5IO6（固体）HClO4（纯液体）HBrO4（55%） H5IO6熔融分解 2H5IO6 2HIO3 +O2 + 4H2O 脱水反应 2H5IO6 H4I2O9 2HIO4 I2O5+O2+H2O,4、高卤酸及其盐 HXO4/MXO4,-3H2O,-H2O,413K,353k,373k,453k,65,3）强氧化性 H