第二章常见元素及化合物.docx

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第二章常见元素及化合物

第二章常见元素及其化合物

课时目标

【知识教学目标】

1．熟悉：

氮、氧、硫、卤素单质及其重要化合物的化学性质；过渡元素的通性及性质变化规律。

2．了解：

熟悉：

氮、氧、硫、卤素单质及其重要化合物的物理性质和用途；过渡元素单质及其重要化合物的化学性质和用途。

【能力培养目标】

学会应用元素原子的价电子结构特征：

熟悉常见元素及其重要化合物的理化性质。

并应用它们的性质来解释它们在药用方面的典型性质以及在人体中的生物效应。

重点

氮、氧、硫、卤素、过渡元素及其重要化合物的化学性质。

难点

无

教学方法

讲授法、比较法

课时数

使用教具

多媒体课件及演示实验试剂及仪器

参考资料

1．《无机化学》北京师范、华中师范、南京师范等校合编，高等教育出版社。

面向21世纪课程教材。

2．《无机化学》黄南珍主编，人民卫生出版社。

全国高等职业技术教育卫生部规划教材。

3．《大学基础化学》北京大学《大学基础化学》编写组，高等教育出版社。

普通高等教育“九五”国家教委重点教材。

4．《无机化学》侯新初主编，中国医药科技出版社。

普通高等专科教育药学类规划教材。

5．《无机化学》巫碧辉主编，上海科学技术出版社，高等医药院校教材。

教学体会

本章主要是大量记忆知识，知识面广、信息量大、难度较低，在元素的结构和性质方面有通性和特性，相同或相似的内容比较多，可采用比较法，找出一些规律，方便学生的记忆，增加兴趣。

多进行归纳总结，加强对知识的理解。

第二章常见元素及其化合

第一节氮族元素

一、概述

周期表VA族包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素称为氮族元素。

绝大部分的氮以单质状态存在于空气中，磷则以化合状态存在于自然界中。

氮族元素的基本性质列于表2-1中。

随着原子序数的增加，本族元素的非金属性减弱和金属性增强的性质最为突出，氮、磷为非金属元素，铋为金属元素，砷和锑具有半金属性质。

表2-1氮族元素的基本性质

性质

氮（N）

磷（P）

砷（As）

锑（Sb）

铋（Bi）

原子序数

原子量

14.01

30.97

74.92

121.75

208.98

价电子层结构

2S22P3

3S23P3

4S24P3

5S25P3

6S26P3

共价半径（pm）

110

121

141

152

电负性

3.04

2.19

2.18

2.05

2.02

主要氧化数

±1，±2，±3

+4，+5

-3，+3

本族元素价电子层构型为ns2nP3，价层P轨道处于较为稳定的半充满状态。

与卤素和氧族元素比较，形成正氧化数的化合物的趋势较明显。

正氧化数主要为+3和+5，从氮到铋氧化数为+3的物质的稳定性增加，而氧化数为+5的物质的稳定性降低。

本节重点讨论氮和磷的化合物。

二、氨和铵盐

（一）氨

氨NH3是氮的氢化物，常温下为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水。

293K时1L水能溶解700L的氨，氨的水溶液称为氨水。

氨的主要化学性质为：

1．弱碱性NH3分子具有碱性，从氨的结构来看，氨有孤对电子，可以结合质子，显示碱性。

即：

氨溶于水时形成水合物NH3·H2O，其中少数NH3·H2O发生电离，使氨溶液显碱性：

NH3·H2O

NH4++OH—Kb=1.77×10-5

2．取代反应NH3分子中H原子可被其他原子或原子团取代，如NaNH2（氨基化钠），CaNH（亚氨基化钙），当三个H原子都被取代，则生成氮化物，如Li3N。

3．还原性NH3分子中的N原子处于最低氧化态（-3）。

在一定条件下，氨具有还原性。

例如，氨在纯氧中燃烧，火焰显黄色：

4NH3+3O2

2N2+6H2O

药用稀氨水的浓度为9.5～10.5%（g/ml），为刺激性药。

给昏厥病人吸入氨气，可反射性引起中枢兴奋。

外用可治疗某些昆虫叮咬伤和化学试剂（如氢氟酸）造成的皮肤沾染伤。

（二）铵盐

氨与酸反应得到相应的胺盐。

常见的铵盐通常为无色晶体，易溶于水。

由于NH4+离子的半径与K+离子相近，许多铵盐和钾盐的晶体及溶解度也相近，因此铵盐的性质与碱金属盐类似，不同之处有以下几点：

1．遇强碱分解放出氨气在加热的条件下，任何铵盐固体或铵盐溶液与强碱作用都将分解放出NH3，这是鉴定铵盐的特效反应：

2．强酸类铵盐溶于水时溶液显弱酸性因铵离子水解溶液显弱酸性：

NH4++OH

NH3·H2O+H+

3．固态铵盐受热时易发生分解反应铵盐的热稳定性差，受热时极易分解，分解产物通常与组成酸有关：

↑

2NH4NO3

2N2↑+O2↑+4H2O

三、氮的含氧酸及其盐

（一）亚硝酸及其盐

亚硝酸HNO2是一元弱酸，286K时，Ka=4.6×10-4，酸性比醋酸略强。

HNO2的化学性质主要表现为：

弱酸性、不稳定性、氧化还原性。

HNO2很不稳定，仅能存在于冷的稀溶液中，受热即发生分解反应：

3HNO2

HNO3+H2O+2NO↑

HNO2分子中N原子的氧化数为+3，属于中间价态，即有氧化性又有还原性。

在酸性介质中，HNO2及其盐主要显氧化性：

2NO2-+2I-+4H+

I2+2NO+2H2O

当HNO2与强氧化剂作用时，NO2-为还原剂，被氧化为NO3-：

5NO2-+2MnO4-+6H+

5NO3-+2Mn2++3H2O

亚硝酸盐要比亚硝酸稳定得多，均易溶于水，仅AgNO2微溶。

亚硝酸盐固体对热稳定，尤其是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐热稳定性很大。

亚硝酸盐有毒，误食会引起严重的中毒反应。

亚硝酸盐也是明确的致癌物质。

1%（g/ml）NaNO2注射液主要用于治疗氰化物中毒。

（二）硝酸及其盐

硝酸HNO3是三大无机强酸之一，是极其重要的化工原料和化学试剂。

纯HNO3为无色液体，能与水按任何比例混合。

市售浓硝酸，密度为1.42g·cm-3，质量分数为68%～70%，约16mol·dm-3。

浓硝酸受热或见光会发生分解反应，溶液逐渐变黄。

4HNO3

4NO2↑+O2↑+2H2O

HNO3分子中的N原子具有最高价态，具有强氧化性，可以氧化金属和非金属，并且反应的产物与反应物和介质条件等因素有关。

硝酸可以将除氯、氧以外的非金属氧化，得到相应的酸，本身被还原为NO：

2HNO3+S

H2SO4+2NO（g）

5HNO3+3P+2H2O

3H3PO4+5NO（g）

同时硝酸还可与除了金、铂等一些稀有金属外的所有金属反应，生成相应的化合物。

铝、铬、铁、钙等金属可溶于稀硝酸，但在冷的浓硝酸中由于钝化作用而不溶。

一般来说，浓硝酸的氧化性强于稀硝酸，且还原产物也与硝酸的浓度有关：

4HNO3（浓）+Cu

Cu（NO3）2+2NO2+2H2O

8HNO3（稀）+3Cu

3Cu（NO3）2+2NO+4H2O

6HNO3（较稀）+2Zn

3Zn（NO3）2+N2O+3H2O

10HNO3（极稀）+4Zn

4Zn（NO3）2+NH4NO3+3H2O

当硝酸浓度较稀时，主要产物是NH3，随着硝酸浓度的增加，NH3量不断减少，而NO的相对含量逐渐增加，当硝酸密度1.25g·cm-3时，产物主要是NO，其次为NO2和少量的N2O，当硝酸密度增大到1.35g·cm-3时，产物主要是NO2。

由3份浓盐酸和1份硝酸（体积比）所组成的混合溶液称为王水，具有比硝酸更强的氧化性，可溶解包括金、铂等在内的许多金属：

Au+HNO3+4HCl

H[AuCl4]+NO（g）+2H2O

思考题：

1、说出氨水浓度与密度的递变关系，并解释之。

2、为什么说腌制的菜要少吃，主要会产生哪种有害身体的物质？

3、记住铵盐和硝酸的特性。

第二节氧族元素

一、概述

周期表第VIA族元素称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋五种元素，希腊原文的意思是成矿元素，是因自然界中有用的矿物多为氧化物矿和硫化物矿而得名的。

其中硒和碲是稀有元素、钋是放射性元素，最重要的是氧和硫两种元素。

氧族元素的价电子层构型为ns2np4，它们的原子都能结合两个电子形成氧化数为-2的阴离子，但和卤素原子相比，它们结合两个电子当然不象卤原子结合一个电子那么容易，因而本族元素的非金属活泼性弱于卤素。

从氧到硫，电负性和电离能显著降低，因此硫、硒、碲的最高氧化数是+6。

在这个族中随着原子半径的增大，即由氧向钋过渡，元素的非金属性逐渐减弱，而金属性逐渐增强，硒和碲属于半金属元素，而钋为金属元素。

本族元素的一些基本性质见表2-2。

表2-2氧族元素的基本性质

性质

氧（O）

硫（S）

硒（Se）

碲（Te）

钋（PO）

原子序数

原子量

16.00

32.06

78.96

127.6

（209）

价电子层结构

2s22P4

3s22P4

4s22P4

5s22P4

6s22P4

主要氧化数

-2，0

-2，0，+2，+4，+6

—

共价半径（pm）

104

117

137

167

离子径（pm）

140

184

198

221

—

电负性

3.44

2.58

2.55

2.10

2.00

二、氧、臭氧和过氧化氢

（一）氧

氧是自然界最重要的元素，也是分布最广和含量最多的元素，存在形式包括单质氧（约占大气21%），化合物（在岩石中，约占地壳总质量的46%）和水。

自然界中的氧有三种稳定的同位素，16O、17O、18O。

氧单质有两种同素异形体，即O2和O3（臭氧）。

氧是无色、无臭的气体。

在标准状况下，密度为1.429克/升。

氧分子的熔点（54.21K）和沸点（90.02k）都较低，液态氧和固态氧都显淡蓝色。

氧在水中的溶解度很小，通常1ml水仅能溶解0.0308mlO2。

氧最主要的化学性质是氧化性。

除稀有气体和少数金属外，氧几乎能与所有元素直接或间接地化合，生成类型不同，数量众多的化合物。

但多数反应在室温下进行得很慢，常需要在高温条件下进行。

（二）臭氧

臭氧（O3）在地面附近的大气层中含量极少，仅占0.001ppm，因有特殊的气味而得名，其结构如图12-5所示：

键角为116.80，“V”字型几何构型，是单质中唯一的极性分子。

常温下，O3是浅蓝兰的气体，沸点160.6K、熔点21.6K，O3比O2易溶于水（通常1ml水中能溶解0.49mlO3）。

在高空中臭氧可达0.2ppm。

臭氧的存在，可以吸收太阳辐射的大部分紫外线（波长250～350nm），使地球避免了紫外线的照射，保护了地球上的生物。

但随着大气污染物中还原性工业废气含量的增加，臭氧层正在不断遭到破坏，导致臭氧量减少。

O3的氧化性大于O2。

常温下，O3能与许多还原剂直接作用。

例如：

PbS+2O3

PbSO4+O2↑

2Ag+2O3

2O2↑+Ag2O2（过氧化银）

2KI+O3+H2O

2KOH+I2+O2

用O3作氧化剂，漂白剂和消毒剂时，不仅作用强，速度快，而且不会造成二次污染。

（三）过氧化氢

过氧化氢（H2O2）的水溶液俗称双氧水，纯过氧化氢是淡蓝兰的粘稠液体，熔点272.5K、沸点423K。

H2O2的分子结构如图12-6所示：

分子中O—O键与O-H键间的夹角为970，两个H原子向空间伸展所形成的两个平面间夹角为940，是非线型结构的极性分子。

图2-1O3的分子结构图2-2H2O2的分子结构

H2O2的化学性质主要为：

不稳定性、弱酸性和氧化还原性。

1．不稳定性常温下即能分解放出O2：

2H2O2

O2↑+2H2O

遇热、遇光、遇酸碱或遇某些具有催化作用的重金属离子（如Mn2+，Cu2+，Cr3+，Fe2+等）时，分解反应加速。

因此，保存H2O2时应注意避光，低温和密闭。

2．弱酸性H2O2是一种极弱的酸，在25℃时，它的K1=2.4×10-12。

H2O2与碱作用生成过氧化物。

例如：

H2O2+Ba（OH）2

BaO2+2H2O

3．氧化还原性H2O2中氧处于中间氧化态，因此它即具有氧化性，又具有还原性，氧化还原能力与介质的酸碱性有关。

在酸性介质中它是一种强氧化剂，在碱性介质中具有中等强度的还原性，因此H2O2主要用作氧化剂。

用H2O2作氧化剂或还原剂的优点是不引入其他杂质，例如：

Cl2+H2O2

2HCl+O2↑

H2O2+2I-+2H+

I2+2H2O

PbS+4H2O2

PbSO4↓+4H2O

含3%的H2O2水溶液称为双氧水，常作为消毒防腐药，用于清洗疮口。

五官科用它含漱或洗涤有炎症的部位。

H2O2还可用作漂白剂、消毒剂、防毒面具中的氧源、燃料电池中的燃料和火箭推进剂等。

思考题：

1、臭氧是否有极性，为什么？

2、为什么双氧水很不稳定，易分解？

3、双氧水具有哪些主要性质，医药上常来做什么用？

三、硫、硫化氢和金属硫化物

（一）硫

单质硫有多种同素异性体，在一定条件下它们可相互转化。

常见的晶体硫是淡黄色有微臭味的正交硫S8，不溶于水，易溶于二硫化碳CS2、四氯化碳CCl4等非极性有机溶剂中。

硫的化学性质比较活泼：

1.与金属、氢、碳等还原性较强的物质作用时，呈现氧化性：

H2+S

H2S

C+2S

CS2

Hg+S

HgS↓

2.与具有氧化性的酸反应，呈现还原性：

S+2HNO3（稀）

H2SO4+2NO（g）

S+2H2SO4（浓）

3SO2（g）+2H2O

3．在碱性条件下，硫容易发生岐化反应

3S+6NaOH

2Na2S+Na2SO3+3H2O

药用硫主要有升华硫、沉降硫和洗涤硫。

升华硫用于配制10%的硫黄软膏，外用治疗疥疮、真菌感染及牛皮癣等。

洗涤硫和沉降硫既可外用也可内服，内服有轻泻作用。

硫还是重要的化工原料，用于制造焰火，橡胶、硫酸等。

在农业上硫用于杀灭害虫。

（二）硫化氢

硫化氢H2S是无色、有臭鸡蛋气味的毒性气体。

当空气中H2S含量达0.1%时，就能引起头疼晕眩等中毒症状，故制备或使用H2S时必须在通风橱中进行。

H2S能溶于水，水溶液称氢硫酸。

H2S的主要化学性质有：

1．弱酸性H2S为二无弱酸，在溶液中有如下电离平衡：

2．还原性在酸性溶液中，氢硫酸是中强还原剂，空气中氧可将其氧化为硫单质。

2H2S+O2

2S↓+2H2O

（三）金属硫化物

金属硫化物可由硫与金属化合生成，也可由H2S与金属氧化物或氢氧化物作用生成。

易水解性和难溶性是硫化物的主要性质，本节主要讨论金属硫化物的溶解性。

碱金属硫化物和硫化铵（NH4）2S易溶于水。

碱土金属硫化物的溶解度较小。

以上硫化物溶于水时，因S2-离子水解使溶液呈碱性：

可溶性硫化物的固体或溶液均易被空气中的O2所氧化，并生成多硫化物。

例如：

2Na2S+O2+H2O

2S↓+4NaOH

Na2S+S

Na2S2（多硫化钠）

因此可溶性硫化物不宜长期存放。

难溶性金属硫化物在水中溶解度相差较大并具有特征的颜色，它们在不同酸、碱等试剂中的溶解性也不相同，这种特性在分析化学上用来鉴别和分离不同金属。

表2-3列出了某些难溶性金属硫化物的颜色、KSP及溶解性特征。

表2-3某些难溶性金属硫化物的性质

名称

化学式

颜色

Ksp

溶解性特征

硫化锰

MnS

肉红色

4.65×10-14

溶于醋酸和稀盐酸

硫化亚铁

FeS

黑色

1.59×10-19

溶于稀盐酸

硫化锌

ZnS

白色

2.93×10-25

溶于稀盐酸

硫化镉

CdS

黄色

1.40×10-29

溶于浓盐酸和硝酸

硫化亚锡

SnS

褐色

1.2×10-25

溶于盐酸和多硫化铵

硫化铅

PbS

黑色

9.04×10-29

溶于浓盐酸和硝酸

硫化锑

Sb2S3

桔红色

2.9×10-59

溶于浓盐酸、氢氧化钠及硫化钠

硫化铜

CuS

黑色

1.27×10-36

溶于热硝酸

硫化银

Ag2S（β）

黑色

1.09×10-49

溶于热硝酸

硫化汞

HgS

黑色

6.44×10-53

溶于王水和硫化钠

四、硫的重要含氧酸及其盐

硫能形成多种含氧酸，大致可分为亚硫酸（如亚硫酸、连二亚硫酸）、硫酸（如硫酸、硫代硫酸、焦硫酸）、连硫酸（如连四硫酸，连多硫酸）、过硫酸（如过一硫酸、过二硫酸）四个系列，大多数不存在相应的自由酸。

下面仅介绍亚硫酸、硫酸、硫代硫酸及其盐。

（一）亚硫酸及其盐

SO2溶于水，其水溶液就是亚硫酸溶液。

H2SO3是二元弱酸：

亚硫酸及其盐的主要化学性质为：

1.不稳定性亚硫酸及其盐不稳定，遇强酸即分解放出SO2：

SO32-+2H+

SO2↑+H2O

亚硫酸盐遇热易发生岐化反应，生成硫化物和硫酸盐：

4Na2SO3△3Na2SO4+Na2S

2.氧化还原性亚硫酸及其盐中硫原子的氧化数为+IV，处于中间氧化态。

因此它们即有氧化性又有还原性，但主要显还原性：

2Na2SO3+O2

2Na2SO4

与强还原剂作用时，能显示出氧化性：

SO32-+2H2S+2H+

2S↓+3H2O

（二）硫酸及其盐

纯硫酸H2SO4是无色油状液体，凝固点为283.4K，沸点为603.2K。

硫酸为二元强酸，是最常用的三大无机强酸之一。

硫酸及其盐的主要化学性质为：

1.吸水性和脱水性浓硫酸具有强烈的吸水性，吸水时形成一系列SO3的水合物（SO3·xH2O），溶液被稀释。

因此，贮有浓硫酸的容器必须密闭。

浓H2SO4可作为干燥剂，用于干燥Cl2、CO2和H2等气体。

浓硫酸具有强烈的脱水性，能将某些有机物分子中的氢和氧按水的组成脱去，使有机物炭化。

例如，蔗糖与浓硫酸作用时可被脱水炭化：

C12H22O11（蔗糖）浓H2SO412C+11H2O

因此浓硫酸能严重的破坏植物组织，如损坏衣物、烧伤皮肤等，使用时应注意安全。

2.强酸性和强氧化性H2SO4是二元强酸，一级电离完全，二级电离常数为：

K2=1.2×10-2。

H2SO4的沸点高且较稳定，是重要的化学化工原料，大量地用于冶金、炼油、化肥、制药、染料等工业。

硫酸也是实验室的常用试剂，用于制备挥发性酸或置换弱酸等，稀H2SO4还常作为化学反应的酸性介质。

浓H2SO4具有强氧化性，加热时氧化性增强，它能氧化许多金属和非金属：

Zn+2H2SO4（浓）

ZnSO4+SO2↑+2H2O

3Zn+4H2SO4（浓）

3ZnSO4+S↓+4H2O

2H2SO4（浓）+S

3SO2↑+2H2O

但金和铂甚至在加热时也不与浓硫酸作用。

此外冷浓硫酸（93%以上）不和铁、铝等金属作用，因为铁、铝在冷浓硫酸中被钝化，故可将浓硫酸装在钢罐中运输。

稀H2SO4无氧化性，只具备一般酸类的通性。

即稀H2SO4能与金属活动顺序位于氢以前的金属发生置换反应，放出H2气。

3.硫酸盐的溶解性硫酸能形成两类盐：

酸式盐和正盐。

酸式盐均易溶于水。

正盐大部分易溶于水，仅Ag2SO4、HgSO4、CaSO4微溶；SrSO4、BaSO4和pbSO4难溶。

多数硫酸盐能形成复盐。

当形成复盐的两种硫酸盐的晶体相同时，又称为矾。

例如，明矾K2SO4·Al2（SO4）3·6H2O，镁钾矾K2SO4·MgSO4·6H2O等。

（三）硫代硫酸及其盐

硫化硫酸H2S2O3非常不稳定，只能存在于175K以下。

常用的是其盐Na2S2O3·5H2O，俗称海波或大苏打，为无色透明柱状晶体，易溶于水，溶液因S2O32-离子水解而呈弱碱性：

Na2S2O3的主要化学性质：

1．遇强酸分解Na2S2O3遇强酸迅速分解，折出单质S，并放出SO2气体：

S2O32-+2H+

S↓+SO2↑+H2O

2．还原性Na2S2O3是中等强度的还原剂。

S2O32-+4Cl2+5H2O

2SO42-+8Cl-+10H+

2S2O32-+I2

S4O62-+2I-

3．配位性S2O32-离子有很强的配位作用，能与许多金属形成稳定的配合物。

因此Na2S2O3是常用的配合剂。

在医药上可作重金属中毒时的解毒剂。

如：

2S2O32-+AgBr

[Ag（S2O3）2]3-+Br-

照相术中用Na2S2O3·5H2O做定影液，除去未被感光的AgBr，就是利用这个反应。

（四）相关药物

硫酸钠Na2SO4·10H2O，中药称芒硝或朴硝。

Na2SO4·10H2O露置在空气中易风化失去结晶水。

无水硫酸钠中药称玄明粉或元明粉，有吸湿性。

它们都可用作缓泻剂。

20%硫代硫酸钠普通制剂内服用于治疗重金属中毒，外用可治疗疥癣和慢性皮炎等皮肤病。

10%硫代硫酸钠注射剂主要用于治疗氰化物、砷、汞、铅、铋和碘中毒。

思考题：

1、说出硫具有哪些价态，并用对应的分子式说明。

2、硫的氢化物和氧化物具有哪些特性和用途？

3、浓硫酸中原子间是怎样成键的，具有哪些特性？

4、硫代硫酸钠具有哪些特性？

5、见后面若干检测题

第三节卤素

周期表第VIIA族元素包括氟、氯、溴、碘和砹五种元素，总称为卤素。

卤素希腊原文为成盐元素的意思，因为这些元素是典型的非金属，它们皆与典型的金属——碱金属化合生成典型的盐而得名。

卤素原子具有相同的价电子构型ns2np5，它们是各周期中电负性最大，而原子半径最小的元素，因此是各周期中最活泼的非金属，在性质上极其相似。

但随着原子序数的增加，外层电子离核越来越远，核对价电子的引力也逐渐减小，因而卤素性质又表现出差异性。

其基本性质见表2-4。

表2-4卤素的基本性质

性质

氟（F）

氯（Cl）

溴（Br）

碘（I）

原子序数

原子量

18.99

35.45

79.90

126.905

价电子层结构

2S2P5

3S23P5

4S24P5

5S25P5

主要氧化数

-1，0

-1，0，+1，+3，+4，+5，+7

-1，0，+1，+3，+5，+7

原子半径（pm）

114

133

离子半径（pm）

135

181

195

216

电负性

3.98

3.16

2.96

2.66

与相应的稀有气体八电子稳定结构相比较，卤素原子只缺少一个电子，因此

它们极易取得一个电子形成氧化数为-1的稳定离子。

X2+e=X-（X代表卤素）

故卤素单质都是强氧化剂。

除氟外，其它卤族元素还能形成氧化态为+1，+3，+5和+7的共价化合物。

由于它们能显示多种不同的氧化态，故氧化还原性质是本族的主要特征。

一、卤素单质

（一）物理性质

卤素单质X2为同核双原子分子。

分子内原子间以共价单键相互结合，分子间仅以微弱的分子间力相互作用。

从F2-Cl2-Br2-I2，随着X2分子量增大，分子间作用力依次增强，它们的密度熔点、沸点等物理性质有规律地变化着。

表2-5列出了卤素单质的一些物理性质。

表2-5卤素单质的物理性质

性质

氟（F）

氯（Cl）

溴（Br）

碘（I）

物态

气

液

固

颜色

浅黄

黄绿

棕红

紫黑

密度/g·cm-3

1.108（l）

1.57（l）

3.21（l）

4.93（S）

熔点/K

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