3卤素的通性单质和卤化氢.docx
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3卤素的通性单质和卤化氢
卤素的通性、单质和卤化氢(2010.3)
§1、卤素的通性
一、卤素的通性:
卤素位于周期表第
A族,(IUPAC新规定:
17族)。
包括氟(Fluorine)、氯(Chlorine)、溴(Bromine)、碘(Iodine)和砹(Astatine)五种元素,其中砹为放射性元素。
1、卤素的通性:
卤素原子的物理性质
元素符号
F
Cl
Br
I
价电子层结构
2s22p5
3s23p5
4s24p5
5s25p5
主要氧化数
–1,0
–1,0,+1,+3,+4,+5,+7
–1,0,+1,+3,+5,+7
–1,0,+1,+3,+5,+7
溶解度/g/100mgH2O
分解水
0.732
3.58
0.029
共价半径/pm
64
99
114.2
133.3
X-离子半径/pm
133
181
196
220
第一电离能/kJ·mol-1
1681.0
1251.1
1139.9
1008.4
电子亲和能/(kJ·mol–1)
327.9
348.8
324.6
295.3
分子离解能/(kJ·mol–1)
156.9
242.6
193.8
152.6
电负性(Pauling)
3.96
3.16
2.96
2.66
X-离子水合能/kJ·mol-1
-506.3
-368.2
-334.7
-292.9
(X2/X-)/V
2.87
1.36
1.08
0.535
氯的偶氧化态往往是表观氧化态,化合物中的实际氧化态,仍然是奇数,因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)。
价层电子构型为ns2np5,因它与稀有气体外层的8电子稳定结构只差一个e-,均极易获得1个电子成为X-,-1价离子的形式存在于矿石和海水中。
Cl、Br、I除了-1氧化数外,其特征氧化数还有+1、+3、+5、+7,其化合物都可作氧化剂。
⑵、递变性:
元素名称
元素符号
原子结构示意图
原子电子层数
原子相对大小
原子半径(nm)
递变性
氟
F
2
0.064
核电荷数依次增加,电子层数依次增加,原子半径依次增大,核对外层电子的引力依次减弱。
原子得电子能力依次减弱,元素的非金属性依次减弱。
氯
Cl
3
0.099
溴
Br
4
0.114
碘
I
5
0.133
*元素的非金属性强弱,是指元素的原子得电子能力的强弱。
随原子序数增加,卤素周期性变化规律:
①原子半径,X-离子半径依次增大;②电负性依次减小;③第一电离能依次减小;④从Cl到I其电子亲合能和单质的离解能都依次减小;⑤单质氧化性减弱。
与同周期其它元素相比,卤素的原子半径最小,电负性都比较大,是周期表中最活泼的非金属。
①、原子结构
F
Cl
Br
I
核电荷数依次增加,电子层数依次增加,原子半径依次增大,核对外层电子的引力依次减弱。
②、化学性质
F
Cl
Br
I
得电子能力依次减弱,元素的非金属性依次减弱。
*元素的非金属性强弱,是指元素的原子得电子能力的强弱。
③、卤族元素的化合价
化合价
F
Cl
Br
I
相同点
-1
-1
-1
-1
不同点
无正价
有正价,如+1、+3、+5、+7
卤素原子在化学反应中失去电子成为阳离子是困难的,只有电离能最小、半径最大的碘才有这种可能性。
例如,形成碘盐I(CH3COO)3、I(ClO4)3等。
⑶、特殊性(氟元素是非金属性最强的元素,要注意氟元素的特殊性。
)
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Ca5F(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。
Cl:
地壳中的质量百分含量0.031%,占第11位。
主要存在于海水、盐湖、盐井,盐床中,主要有钾石盐KCl、光卤石KCl·MgCl2·6H2O。
海水中大约含氯1.9%.
Br:
主要存在于海水中,海水中溴的含量相当于氯的1/300,盐湖和盐井中也存在少许的溴,地壳中的质量百分含量约1.6×10-4%
氯和溴:
主要以碱金属、碱土金属的卤化物形式存在于海水中。
I:
碘化物、碘酸盐。
碘在海水中存在的更少,海洋中的某些生物(如海藻、海带等)富集碘,是碘的一个重要来源,海水中碘的含量仅为5×10-8%,碘也存在于某些盐井盐湖中,南美洲智利硝石含有少许的碘酸钠NaIO3。
At:
是人工合成的放射性元素,研究的不多,对它了解的也很少。
三、卤素的电势图
从卤素的电势图中可以看出:
①氯、溴、碘的含氧酸在酸性介质皆为强氧化剂,而在碱性介质中氧化性减弱;②Cl2,Br2、I2、ClO-、BrO-、IO-都不稳定,在碱性介质中易歧化,而XO3-在碱性介质中稳定不易歧化。
§2、卤素单质:
[注意三点:
①、共性,②、递变(即差异),③、氟的特性。
]
一、卤素单质的物理性质
1、卤素分子的轨道能级图与物理性质--熔、沸点和颜色
⑴、分子的轨道能级图:
F2、Cl2、Br2、I2分子轨道与原子轨道能量关系
结论:
①、双原子分子;②、分子之间为单键键级为1;③、随原子序数增加和原子半径的增大,AO间的有效重叠程度减小,因而从氯至碘键能依次减小,键离解能依次降低(氟分子反常)。
卤素分子内原子间以共价键相结合,单质分子是双原子分子。
加热到很高的温度时解离为单个原子。
⑵、熔、沸点
常温下,氟为很淡的黄绿色气体,有刺激性臭味;熔点-219.62°C,沸点-188.14°C,密度1.69克/升。
单质氟对人体具有较强刺激性。
常温下,氯也是气体,溴是易挥发的液体,碘是固体。
常温下色态
F2
Cl2
Br2
I2
浅黄绿色
黄绿色
深红棕色
紫黑色
浅
深
气
气(易液化)
液(易挥发)
固(能升华)
熔沸点
低
高
在水中溶解性
完全与H2O作用
减小
在有机溶剂中溶解性
均易溶
水溶液颜色
黄绿色
黄→橙色
深黄→棕褐色
CCl4溶液颜色
黄色
红棕色
紫红色
因为:
半径依次增大,分子量也增大,所以色散力也增大,所以分别以气体—液体—固体状态存在。
与气态I2相比,固态的I2中I—I键长更大,即分子间作用力增强。
因而固体碘是一种半导体,高压下还显示金属导电性。
⑶、颜色:
颜色是卤素单质的重要性质之一。
①、非透明物质的颜色:
物质对可见光,全吸收——黑色;完全不吸收——白色;
各种波长均吸收部分——灰色;吸收特定波长的光——显示互补色。
物质可吸收光中某种波长的光,而其余波长的光与所吸收掉的光为互补色,可以透射或反射的形式释放出来,这部分光的颜色即为物质的颜色。
因而,物质的颜色通常是由于物质对不同波长的光具有选择性吸收作用而产生的,所显示的光的颜色为被吸收光的互补色。
互补色,在色环中正好成180度角,几何学中称为补角,补色的“补”大概由此得名。
色环实质上就是在彩色光谱中所见的长条形的色彩序列,只是将首尾连接在一起,使红色连接到另一端的紫色。
物质颜色
吸收光颜色
波长(nm)
物质颜色
吸收光颜色
波长(nm)
黄绿
紫
400~450
紫
黄绿
560~580
黄
蓝
450~480
蓝
黄
580~600
橙
绿蓝(青蓝)
480~490
绿蓝(青蓝)
橙
600~650
红
蓝绿(青)
490~500
蓝绿(青)
红
650~700
紫红
绿
500~560
②、卤素单质的颜色
常温下色态
F2
Cl2
Br2
I2
浅黄绿色(气)
黄绿色(气)
红棕色(气),深红棕色-暗红色(液)
紫色(气),紫黑色(晶)有金属光泽
分子吸收光谱-选择性吸收范围
在紫外区。
在可见光区吸收部分紫光
吸收带向较长的波长方向移动
绿光
透射光的颜色(观察到的颜色)-吸收光的颜色
由浅到深
③、用分子轨道能级图解释显色原因:
Ⅰ、概述:
卤素单质的颜色变化规律与从反键轨道π*np激发一个电子的反键轨道σ*np上所需要的能量变化是一致的。
卤素分子轨道能级图(参阅:
①《无机化学》第四版下册P456,北京师范大学华中范大学南京范大学等无机化学教研室编高等教育出版社;②《结构和物性》第二版,P50,周公度,高等教育出版社;)
对于Cl2、Br2、I2,(πnp)4(σnp)2(π*np)4
(πnp)4(σnp)2(π*np)3(σ*np)1
或(πu)4(σg)2(πg)4
(πu)4(σg)2(πg)3(σu)1,
对于F2分子:
氟的能级次序中,πnp与σnp或πu与σg要交换位置,(σ2s)2(σ*2s)2(σ2pz)2(π2p)4(π*2p)4(σ*2pz)0
(σ2s)2(σ*2s)2(σ2pz)2(π2p)4(π*2p)3(σ*2p)1
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)
第一,卤素分子中π*和σ*反键轨道能量――激发能――相差较小,所以吸收可见光。
第二,在卤素中,从氟到碘,外层电子离核越来越远,电子更易被激发,激发所需能量逐渐减少,即激发能ΔE随着Z的增大而变小。
所以对于可见光的吸收,由波长λ较短(频率ν较高)向波长λ较长(频率ν较低)的方向转移。
此外,物质的聚集状态由气态向液态和固态转变时,由于分子间的距离不断接近,显示的颜色会不断加深。
Ⅱ、F2电子数少,反键π*和σ*轨道能差ΔE(ΔE=Eσ2p*-Eπ2p*)较大些,吸收的是可见光中能量较高、波长较短的450~480nm的蓝光,透过波长较长的黄光(约为580~600nm),故氟蒸气呈浅黄色。
(吸收430nm光――蓝光?
,而显示出长波段那部分光的复合色呈现淡黄色)。
随着Z的增大,电子数增多,π*和σ*反键轨道能量差ΔE变小,碘蒸气吸收波长较长的光(约为560~580nm的黄绿光),透过波长较短的紫光(约为400~450nm)。
(I2蒸气是紫色的。
这是由于电子主要吸收可见光中能量较低的波长为520nm左右的黄绿色光,显示出较短波段那部分的复合颜色—紫色,从而实现了I2的最高占有轨道π*5p上的一个电子向最低未占轨道σ*5p跃起的结果。
)
从F2→Cl2→Br2→I2,随着Z增大,ΔE减小,吸收光的能量由高到低、吸收光波由短到长,显示颜色由浅到深,分别显淡黄、黄绿、红棕和黑紫色。
*I2(g)吸收强度最大的谱带在520~580nm间,这是由绿色一直扩展到黄绿色的吸收,碘蒸气吸收波长较长的黄绿光(约为560~580nm),透过波长较短的紫光(约为400~450nm),I2(g)从而显示紫色。
利用I2的分子轨道能级图可以解释I2(g)显示紫色的原因,(π5p)4(σ5p)2(π*5p)4(σ*5p)0→(π5p)4(σ5p)2(π*5p)3(σ*5p)1或
(πu)4(σg)2(πg*)4(σu*)0→(πu)4(σg)2(πg*)3(σu*)1。
由I2的分子轨道能级图可知,π5p*与σ5p*之间的ΔE1能量差小,电子从π*激发1个电子跃迁到σ*轨道吸收波长较长的的黄绿光。
④、碘溶于溶剂中所形成溶液的颜色随溶剂不同而有区别。
碘在不同溶剂中显示不同的颜色,完全取决于所选溶剂的性质。
在这里我们将溶剂分为在非配位溶剂和在电子给予体溶剂两类。
Ⅰ、在非配位溶剂中(非极性溶剂或极性较低的溶剂),如脂肪烃CnH2n+2或CCl4、CS2以及环己烷C6H12等。
它们都是配位已达饱和的分子,不能提供孤对电子给I2,I2在这些溶剂中并不改变其能级,电子跃迁所需要的能量保持不变,最大吸
收峰λmax仍为520~540nm的光,结果就仍然呈亮紫色,与I2(g)的颜色相同;现
已查明,I2在此类溶剂中以双聚体存在(I2)2,2I2
I4。
Ⅱ、在电子给予体溶剂中,经研究表明,碘与溶剂形成电荷移动配合物。
ⅰ、电子给予-接受配合物:
苯等芳香族环烃和烯烃有成键的π电子,称为π-给予体。
乙醇、乙醚和酮等含氧基有机物、胺等含氮基有机物和有机硫化物等,有非键电子对――定域于给电子原子的原子轨道上的孤对电子,称为σ-给予体。
它们都是电子给予体溶剂(下文用A表示)。
I2分子具有空的反键轨道σ*5p,可作为电子接受体,既可接受π电子,又可接受σ-电子。
如果I2溶解在易给出孤对电子的电子给予体溶剂A中,则I2与A之间形成配位键。
即I2与电子给予体溶剂之间发生电荷迁移作用(A→I2),生成一种1:
1的电子给予-接受配合物,表示为I2·A。
对于这种配合物,从两方面来研究。
第一,形成配合物I2·A时,I2分子的空的反键σ*5p轨道接受电子,削弱了I-I键,并交换了电子迁移的能量。
从分子轨道理论来看,由于I2的σ5p*轨道与溶剂A的孤对电子占据的轨道对称性相同,它们可线性组合生成新的成键轨道σc和反键轨道σc*。
由图可见,在I2·A分子轨道图中的πc*和σc*轨道间的能量差大于I2的πg*(即πI2*,亦即π*5p)与σu*(即σI2*,亦即σ*5p)轨道间的能量差,结果轨道分裂能增加,电子跃迁能量升高,因此I2在这些溶剂中对可见光区的吸收峰向短波移动。
例如Et3N·I2,(CH3)2O·I2〕的πc*和σc*轨道间的能量差ΔE2大于I2的πg*与σu*轨道间的能量差ΔE1。
电子跃迁所需能量变大,因此吸收峰向短波方向移动,一些I2溶液的颜色就要改变。
(注:
三乙胺,缩写Et3N、TEA、TEN)
第二,这种配合物的两分子之间的相互作用较弱,它大于范德华力,小于一般的化学键。
因此,这种配合物容易离解和再生成。
可以用A+I2=A→I2(即I2·A)的ΔrHmӨ表示。
也可以可用下列实验现象来说明:
加热时棕色溶液常转变为紫色,冷却时又恢复棕色。
A
苯
甲醇
乙醇
乙醚
甲胺
三甲基胺
ΔrHmӨ/kJ·mol-1
-5.9
-7.9
-18.8
-18.0
-29.7
-50.6
A→I2的ΔrHmӨ数据表明,各种A的给予强度的大致次序是:
苯<烯烃<甲醇<乙醇≈乙醚≈丙酮<有机硫化物<有机硒化物<胺。
由于I2·A的基态和激发态之间的能量差大于I2分子的π5p*和σ5p*能量差,使吸收峰向短波方向移动,且A的给予强度越大,吸收峰向短波方向移动得越多。
ⅱ、事实1:
I2在CnH2n+2或CCl4中,吸收光λmax为520~540nm,呈现紫色。
芳香族类给予体溶剂,给予π电子,在苯中形成C6H6·I2,其吸收光为480~520nm,呈粉红色或浅红褐色→红褐色,或淡紫色→紫红色。
事实2:
由于醇类ROH、醚类R2O和胺RNH2,易给出孤电子对,为正规的电子对给予体,亦是十分有效的电子对给予体,吸收光λmax为450~480nm。
I2在乙醇、乙醚,呈褐色(棕色)。
在三乙胺中,呈现黄色。
在水溶液中呈浅黄→褐色。
I2在极性溶剂中所呈现的颜色不同,这是依赖于溶剂的本性,主要是溶剂分子作为电子给予体、给予电子能力不同。
参阅:
无机化学答疑》P368-369,黄孟健 编,高等教育出版社
ⅲ、对于一种给定的溶剂,卤素的相对接受强度按下列次序增加,Cl2 2、卤素单质的溶解度 ⑴、卤素单质在水中的溶解度: 卤素单质为非极性分子,它们在水中的溶解度不大。 可以说单质难溶于水,相对来说Br2溶解度最大,I2最小。 F2在水中发生激烈的反应,氯和溴也会发生反应。 ①、φӨ(F2/F-)=2.87V;φӨ(O2/H2O)=1.23V;处在水稳定区的上方,所以F2在水中不稳定,与水反应。 2F2+2H2O=4HF+O2,F2在水中发生激烈反应。 氯和溴也会发生反应。 ②、Cl2在水中溶解度不大,293K时100g水中溶解0.732g的Cl2, 即Cl2(0.09mol·L-1),部分Cl2在水中发生歧化反应。 Cl2+H2O=HCl+HClO HClO是强氧化剂。 正因为HClO的生成,所以氯水具有很强的氧化能力。 ③、Br2在水中溶解度是卤素单质中最大的一个,293K时100g水中溶解溴3.85g,即Br2(0.21mol·L-1),相对最大,溴也能溶于一些有机溶剂中,有机的溴化反应就是用单质溴完成的。 ④、I2与Cl2、Br2相比要小些。 293K时100g的水溶解碘0.029g,即I2(0.0013mol·L-1)最小。 I2在水中溶解度虽很小,但碘易溶于KI、HI或其它碘化物溶液中,而且随I-盐浓度变大溶解度增大。 I2在KI溶液中溶解度增大是由于I2分子与I-离子间相互极化形成了多碘化物(I3-)的缘故,在溶液中存在平衡: I-+I2 I3-, =725;I3-还可进一步与I2分子反应形成I5-、I7-等更复杂的离子――通式为[(I2)n(I-)]的负一价多碘离子。 〔三碘离子I3-(可以由价电子对互斥理论判断, ,共有5对价电子对,直线型结构;可看作I-将两个I原子桥联到一起)的简化分子轨道能级图表明,多余的电子填入非键轨道,对成键不起加强作用,因而三碘离子的键级仍为1。 〕I5-是弯曲型结构。 ⑵、卤素单质易溶于有机溶剂,它们在有机溶剂中的溶解度比在水中大得多,可萃取。 Br2在CCl4中生成的溶液,随浓度的不同显现从黄到棕红的颜色,I2在CCl4中生成紫色溶液。 利用卤素单质在有机溶剂中的易溶性,可把它们从有机溶剂中萃取出来。 碘更易溶于有机溶剂中。 碘在CCl4中的溶解度是在水中的86倍。 所以可利用这一特点提取I2,叫CCl4萃取法。 溶解平衡常数 ,KD分配系数;I2在CS2中溶解度大于CCl4,可利用这一特点提取I2,叫CCl4萃取法。 I2在CS2中的溶解度是水中的586倍。 ,I2在CS2中溶解度大于CCl4,所以CS2萃取收率更高。 ◎氟是人体必须的微量元素,是形成骨骼和预防龋齿所需的元素。 人体所需的氟主要来源于饮用水。 饮用水中含氟量0.5~1.0mg·dm-3比较适宜。 小于此值易发龋齿病,高于此值易患氟骨病,造成骨骼畸形,目前对此病无特效治疗方法,只能采取煮沸的方法降低氟的含量。 ◎氯极易液化,在常温时0.6MPa下,氯气就会变成黄绿色液体。 氯气具有强烈窒息气味,有毒。 吸入少量氯气会刺激鼻腔和喉头粘膜,引起胸部疼痛和咳嗽,吸入大量氯气就会窒息死亡。 发生氯气中毒时可吸入酒精和乙醚的混合蒸气作为解毒剂,吸入氨水蒸气也有效。 ◎溴是常温下单质处于液态的唯一非金属元素。 它是一种易挥发的红棕色的液体。 具有刺激性气味,溴蒸气毒性很大,能刺激眼睛和粘膜,使人不住地咳嗽和流泪。 溴在催泪弹中作催泪剂。 液溴还能灼伤皮肤,所以使用时必须戴橡胶手套。 ◎碘是一种紫黑色的有光泽的片状晶体,在微热时易升华。 纯碘蒸气呈深蓝色,若含有空气则呈深紫红色。 碘是维持人体甲状腺正常功能所必需的元素,人体缺碘时就会患甲状腺肿。 二、卤素单质的化学性质 1、相似性与F2的特殊性 ●相似性: 卤素是很活泼的非金属元素,卤素单质最典型的化学性质是氧化性。 从卤素在自然界中存在形式可以看出卤素单质化学活泼性很强,价电子层结构ns2np5,易获一个电子达到8电子稳定结构,易形成X–。 单质最典型的化学性质是强氧化性,卤素单质氧化性递变规律: F2最强,随Z增大,氧化能力变弱F2Cl2Br2I2。 碘不仅以负一价的离子存在于自然界中,而且以+5价态存在于碘酸钠中,说明碘具有一定的还原性,它们的化学活泼性,从F2到I2依次减弱。 ●F2的特殊性 事实: ①、氧化数: F无正氧化数;②、X-X键解离能: F-F F2氧化H2O;④、第一电子亲合能: F 氟化物最稳定;⑥、X-作配位原子,中心原子配位数(C.N.): 氟化物最大。 AsF3 AsCl3 AsBr3 AsI3 AsF5 AsCl5 AsCl5 50°C分解 PbF4 PbCl4 PbCl4 R.T.分解 从结构因素和热力学因素进行分析: ①、电负性: F最大。 ②、 (X2/X-): F2/F-最大。 ③、原子半径r: F最小;形成共价键化合物,F-F键离解键能最小,而生成的键键能大。 ④、热力学: 离子型卤化物: 氟化物晶格能U最大;共价型卤化物: 氟化物 最负。 ⑴、与金属的反应 卤素单质跟金属的反应 F2 Cl2 Br2 I2 能跟一切金属化合,许多金属能在F2气里燃烧,甚至Au、Pt等极不活泼的金属在加热(300℃)条件下也能在F2气里燃烧。 在加热时,很多金属都能在Cl2气中燃烧。 潮湿的Cl2在加热时能与Fe、Au、Pt反应。 除Ag、Au、Pt外,其它金属在加热时可与Br2直接化合。 不能跟Ag、Au、Pt直接化合。 金属活动性越强,越容易跟卤素单质化合。 对同一种金属而言,跟卤素化合的能力,由F2到I2,逐渐减弱。 ①、F2: 氟是化学性质最活泼、氧化性最强的物质。 Ⅰ、在任何温度下都可与所有的金属直接作用,反应非常猛烈。 Ⅱ、氟与单质反应时总是把它们氧化到最高氧化态: nF2+2M═2MFn(M=金属)如CoF3、VF5、BiF5等。 Ⅲ、在室温或不太高的温度下,F2可以使Cu、Ni、Mg、Fe、Pb等块状金属钝化,在金属表面生成一薄层金属氟化物致密保护膜,而阻止了氟与金属进一步反应的进行,因此F2可以储存在镁、铁、镍、铜、铅或它们的合金制成的容器中。 Ⅳ、在室温时氟与金、铂不作用,加热时则生成氟化物。 SiO2+2F2=SiF4+O2 为什么F2的化学性质会如此活泼? (1)氟原子半径小,F2中孤电子对之间有较大的排斥力,加之氟原子的价轨道中不存在d轨道,它们之间不能形成d—pπ键,所以F—F键弱。 (2)在氟化物中,氟与其它元素形成的化学键非常强,而且与氟原子反应的活化能低,所以有F2参加的反应,不论在热力学还是在动力学上都是有利的。 ②、Cl2: Ⅰ、氯能与各种金属作用,但有些反应需要加热,反应还比较剧烈。 例如钠、铁、锡、锑、铜等都能在氯气中燃烧;Ⅱ、但干燥的氯气Cl2却不与铁Fe作用,因此可将干燥的液氯贮存于铁罐或钢瓶中。 Ⅲ、甚至连不与氧气反应的银、铂、金在加热条件下也能与潮湿的氯气直接作用。 CoCl2,VCl4,BiCl3。 Cu+Cl2 CuCl2(剧烈燃烧,棕色的烟), 2Na+Cl2=2NaCl,猛烈反应而发火燃烧,黄色火焰,产生白烟。 2Fe+3Cl2 2FeCl3(棕黄色的烟),无水氯化铁在空气中易吸收水分而潮解,熔点282℃,100℃已显著挥发,在300℃以上升华,沸点315℃(部分分解)。 2Al+3Cl2 2AlCl3,Mg+Cl2=MgCl2,2Au+3Cl2 2AuCl3(褐红色),
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