鹵素教學(xué)課件

第15章鹵素元素

Chapter15

chlorinegroupelements15.1p區(qū)元素概述15.2

鹵素halogens本章學(xué)習(xí)要求P區(qū)元素共31種，其中有10種金屬。本章討論鹵素（ⅦA）中的重要元素及其化合物。了解P區(qū)元素性質(zhì)的特征（各族元素性質(zhì)由上至下呈二次周期性、第二周期元素的反常性、第四周期和第六周期元素的異樣性、惰性電子對(duì)效應(yīng)）2.掌握鹵素的通性3.熟悉鹵素單質(zhì)的性質(zhì)以及氫鹵酸、鹵化物、鹵素的含氧酸及其鹽和擬鹵素15.1p區(qū)元素概述15.1.1

元素性質(zhì)及變化規(guī)律15.1.2

多種氧化值15.1.3化合物的成鍵特征p區(qū)元素在周期表中的位置p區(qū)元素p區(qū)元素是指元素周期表中的ⅢA～ⅦA族元素和0族元素，它們具有ns2np1～6的價(jià)電子層結(jié)構(gòu)。p區(qū)元素包括除氫以外的所有非金屬元素和部分金屬元素。同一周期的p區(qū)元素（除0族元素外）從左往右，隨著原子序數(shù)增加原子半徑減小，元素電負(fù)性增大，非金屬性增強(qiáng)。15.1.1

元素性質(zhì)及變化規(guī)律p區(qū)元素性質(zhì)同族p區(qū)元素具有相同的價(jià)層電子構(gòu)型；從上往下隨著電子層數(shù)增加，元素的原子半徑增大，電負(fù)性減小，非金屬性減弱，金屬性增強(qiáng)如ⅢA～ⅥA族元素，都是從典型的非金屬元素開(kāi)始，過(guò)渡到以典型的金屬元素結(jié)束。性質(zhì)變化規(guī)律：與s區(qū)元素不同，同族p區(qū)元素的一些性質(zhì)變化不是直線形遞變，而是表現(xiàn)為折線與突變。這種突變主要表現(xiàn)在第二周期和第四、六周期元素上。第二周期元素的反常性單鍵鍵能(kJ/mol-1)：按理自上而下依次遞減。反常：第二周期元素小于第三周期元素單鍵鍵能E(N-N)=159E(O-O)=142E(F-F)=141E(P-P)=209E(S-S)=264E(Cl-Cl)=199原因：與元素的原子結(jié)構(gòu)有關(guān)第二周期元素配合物的配位數(shù)較低（最多不超過(guò)4），如ⅤA族元素N、P、As、Tb、Bi中，氮只能形成NF3，其他元素都能形成五氟化物原因：第二周期元素原子的價(jià)層只有2s2p軌道

第四周期元素和第六周期元素的異樣性p區(qū)元素電負(fù)性與原子序數(shù)的關(guān)系

第四周期和第六周期元素的異樣性是由元素的電子層結(jié)構(gòu)變化引起的。第四周期的p區(qū)元素：在s區(qū)和p區(qū)之間出現(xiàn)了d區(qū)元素。d區(qū)元素的插入使第四周期的p區(qū)元素與同周期s區(qū)元素相比，有效核電荷顯著增大，原子半徑顯著減小。第四周期p區(qū)元素結(jié)構(gòu)上的顯著變化，使其與同族元素相比，在性質(zhì)上出現(xiàn)顯著差別。例如第四周期元素溴，其溴酸和高溴酸的氧化性就強(qiáng)于其他鹵酸和高鹵酸。第六周期元素由于其價(jià)電子層又出現(xiàn)了f電子，使原子結(jié)構(gòu)再次突變。鑭系收縮也對(duì)第六周期p區(qū)元素的性質(zhì)有所影響。例如：溴酸、高溴酸氧化性分別比其它鹵酸(HClO3，HIO3)、高鹵酸(HClO4，H5IO6)強(qiáng)二次周期性ⅢA～ⅦA族元素的電負(fù)性變化具有周期性(如圖）相對(duì)于不同周期之間元素性質(zhì)變化的周期性而言，p區(qū)元素不同主族之間的這種元素性質(zhì)的周期性變化，被稱為“二次周期性”。

15.1.2多種氧化數(shù)多種氧化數(shù)：p區(qū)元素的價(jià)層結(jié)構(gòu)為ns2np1～5，大多數(shù)p區(qū)元素都有多種氧化數(shù)。穩(wěn)定性：正氧化數(shù)化合物的穩(wěn)定性不僅與氧化數(shù)的高低有關(guān)，而且與原子序數(shù)（或周期數(shù)）有關(guān)惰性電子對(duì)效應(yīng)：同一主族從上往下，隨著原子序數(shù)增大，高的正氧化數(shù)化合物其穩(wěn)定性減小，低的正氧化數(shù)化合物其穩(wěn)定性增大。例：CSiSiO2很穩(wěn)定，Si(Ⅱ)不穩(wěn)定GeSnPbPbO2強(qiáng)氧化劑，Pb(Ⅱ)穩(wěn)定產(chǎn)生惰性電子對(duì)效應(yīng)的原因：一般認(rèn)為惰性電子對(duì)效應(yīng)主要是由原子結(jié)構(gòu)的變化引起的隨著原子序數(shù)增加，原子的價(jià)層結(jié)構(gòu)相繼出現(xiàn)d電子和f電子，與鑭系收縮的原因同樣，有效核電荷對(duì)原子半徑減小的影響超過(guò)了電子層數(shù)對(duì)原子半徑增大的影響，使得同族元素ns2電子的鉆穿能力加強(qiáng)，活潑性逐漸減小，成鍵能力逐漸減弱，漸成惰性電子對(duì)。因此，當(dāng)周期數(shù)較大時(shí)，元素的高氧化數(shù)氧化物比較容易得到2個(gè)電子，形成ns2電子結(jié)構(gòu)，轉(zhuǎn)變?yōu)榉€(wěn)定性較大的低氧化數(shù)狀態(tài)。最后三個(gè)元素性質(zhì)緩慢地遞變

K+Ca2+

Ga3+Ge4+As5+r/pb+Sr2+In3+Sn4+Sb5+r/pm148113817162Cs+Ba2+Tl3+Pb4+Bi5+r/pm169135958474(d區(qū)、f區(qū)插入)15.1.3化合物的成鍵特征成鍵特征：大多形成共價(jià)型化合物原因：p區(qū)元素通常具有較大的電負(fù)性。非金屬元素雖然也可以形成離子型化合物，但成鍵時(shí)的共價(jià)性特征更為顯著。在極性共價(jià)化合物中，電負(fù)性大的元素顯負(fù)氧化數(shù)，電負(fù)性小的元素顯正氧化數(shù)。如HI，B2H6，ClO-，H2O2，HF15.2鹵素氟磷灰石Ca5(PO4)3F碘：海藻類植物內(nèi)氯：NaCl螢石CaF2冰晶石Na3AlF6在自然界的主要存在形式15.2.1鹵素的通性氟氯溴碘原子序數(shù)原子量?jī)r(jià)電子層結(jié)構(gòu)共價(jià)半徑/pmX-離子半徑/pm電負(fù)性（Pauling）第一電離能/（kJ·mol-1）電子親和能/（kJ·mol-1）△fHmΘ（X-，aq）/（kJ·mol-1）EΘ（X2/X-）/V氧化數(shù)918.992s22p5641363.981687-328-332.62.866-11735.4533s23p5991813.161257-349-167.21.3583-1，+1，+3，+5，+73579.9044s24p51141952.961146-325-121.551.0662-1，+1，+3，+5，+753126.9045s25p51332162.661015-295-55.20.5355-1，+1，+3，+5，+7表14-1鹵素的一般性質(zhì)鹵素在酸性溶液中的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)

鹵素在堿性溶液中的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)

15.2.2鹵素單質(zhì)鹵素單質(zhì)的制備氟的制備：工業(yè)上通過(guò)電解無(wú)水氟化氫制備陽(yáng)極（無(wú)定型碳）2F-=F2↑+2e實(shí)驗(yàn)室可通過(guò)分解含氟化合物制得少量氟K2PbF6=K2PbF4+F2↑氯的制備：工業(yè)上用電解NaCl水溶液的方法制取2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2↑+H2↑實(shí)驗(yàn)室用強(qiáng)氧化劑與鹽酸反應(yīng)制取少量Cl22KMnO4+16HCl=5Cl2+2MnCl2+8H2OMnO2+4HCl(濃)=2Cl2+MnCl2+2H2OK2Cr2O7+14HCl=3Cl2+2CrCl3+2KCl+7H2O海藻為原料：智利硝石為原料：+--++++12H10Cl2IOI2)(5ClO6H322過(guò)量O2HIMn2I4HMnO2222++++++-水制溴：Cl2+2Br-=Br2+2Cl-工業(yè)制碘：2I-+MnO2+4H+=Mn2++I2+2H2O實(shí)驗(yàn)室常用氧化法制備溴和碘5Br-+BrO3-+6H+=3Br2+3H2O2NaI+MnO2+3H2SO4=I2+MnSO4+2NaHSO4+2H2O其他方法鹵素單質(zhì)的物理性質(zhì)聚集態(tài)：氣態(tài)F2、Cl2→液態(tài)Br2

→固態(tài)I2顏色：淺黃色→黃綠色→紅棕色→紫黑色熔點(diǎn)、沸點(diǎn)：依次升高b.p./℃-188-3459185m.p./℃-220-102-7114溶解性：易溶于非極性溶劑，難溶于極性溶劑毒性：從氟到碘依次減小。

鹵素單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)與金屬、非金屬反應(yīng)氟在低溫或高溫下均可與所有金屬直接反應(yīng)，生成高價(jià)氟化物，并且反應(yīng)十分劇烈。氯也可與所有金屬反應(yīng)。溴和碘在常溫下只與活潑金屬作用氟、氯還可與除氧、氮和稀有氣體以外的所有非金屬單質(zhì)直接化合氟與非金屬反應(yīng)十分劇烈，甚至在低溫下與碳、硅、硫、磷猛烈反應(yīng)產(chǎn)生火焰氯、溴的反應(yīng)不如氟強(qiáng)烈；碘的反應(yīng)活性則更弱，甚至不能和硫直接化合。強(qiáng)氧化性是鹵素最突出的化學(xué)性質(zhì)；鹵素單質(zhì)的氧化性從氟到碘依次減弱。與氫反應(yīng)氟在低溫、黑暗條件下即可直接與氫化合，大量放熱并引起爆炸氯與氫氣在常溫及散射光下緩慢反應(yīng)溴需要加熱才能與氫反應(yīng)碘則在高溫下才與氫作用，并同時(shí)發(fā)生HI分解鹵素間反應(yīng)不同鹵素的氧化性和鹵離子的還原性不同，鹵素之間可以發(fā)生置換。氧化性較強(qiáng)的鹵素在溶液中氧化還原性較強(qiáng)的鹵離子。3Cl2+KI+6KOH=KIO3+6KCl+3H2O氟與水反應(yīng)氧化水，放出氧：2X2+2H2O=4H++4X-+O2↑氟與水反應(yīng)劇烈(燃燒)，反應(yīng)不僅生成氧氣，還伴有少量氟化氧OF2、過(guò)氧化氫和臭氧生成。

氯、溴與水的歧化X2+2H2O=H3O++X-+HXO（X=Cl，Br）這類反應(yīng)進(jìn)行的程度與溶液的pH密切相關(guān)。碘的水溶液是穩(wěn)定的。Cl2常溫加熱低溫Br2ClO-ClO-I215.2.3鹵素的氫化物鹵素氫化物概述

都是無(wú)色氣體，有強(qiáng)烈刺激氣味，在濕空氣中產(chǎn)生煙霧都是極性分子，易溶于水，水溶液顯酸性，稱為氫鹵酸性質(zhì)HFHClHBrHI熔點(diǎn)/K沸點(diǎn)/K標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱/（kJ·mol-1）分解百分?jǐn)?shù)（在1273K）氣態(tài)分子核間距/pm氣態(tài)分子偶極矩/DH-X鍵能/（kJ·mol-1）溶解度（293K，101kPa）/%表觀電離度（0.1mol·L-3，291K）/%189.61292.67-271.1921.91569.035.310158.94188.11-92.3070.014127.61.074314292.6186.28206.43-36.40.5141.00.8283694993.5222.36237.80+26.48331620.448297.15795氯化氫和鹽酸工業(yè)制取H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）△rHmΘ=-184.6(kJ·mol-1)氯化氫在水中的溶解度很大。通常條件下，1體積水能吸收約450體積的氯化氫。Cl-離子的兩個(gè)顯著特性還原性：實(shí)驗(yàn)室常用鹽酸和強(qiáng)氧化劑反應(yīng)制Cl2。如KMnO4、K2Cr2O7、MnO2等能將Cl-氧化成Cl2。配位性：Cl-離子能和許多金屬離子形成配離子Cu2++4Cl-=CuCl42-AgCl(s)+Cl-=AgCl2-當(dāng)濃鹽酸與Al、Zn等金屬反應(yīng)時(shí)，由于生成配離子而使反應(yīng)更容易進(jìn)行：Zn+2H++4Cl-=ZnCl42-+H2↑氟的氫化物氟化氫：不能用相應(yīng)單質(zhì)制取，而是利用螢石和濃硫酸反應(yīng)來(lái)制備：氫氟酸是一種弱酸，存在解離平衡HF←→H++F-

K1Θ=6.9×10-4HF+F-

←→HF2-

K

2Θ=5.2總平衡式：2HF←→H++HF2-

KΘ=3.6×10-3

HF的電離度隨HF濃度的增大而增大。溴和碘的氫化物制?。簼饬姿崤c相應(yīng)的鹵化物反應(yīng)NaX+H3PO4=NaH2PO4+HX↑（X=Br，I）實(shí)驗(yàn)室制?。轰寤瘹浜偷饣瘹?P+3Br2+6H2O=2H3PO3+6HBr↑2P+3I2+6H2O=2H3PO3+6HI↑強(qiáng)酸性：溴化氫和碘化氫溶于水，分別得到氫溴酸和氫碘酸，它們都是強(qiáng)酸。鹵化氫性質(zhì)的比較

氫鹵酸的酸性：除氫氟酸外，都是強(qiáng)酸酸的強(qiáng)度：HCl＜HBr＜HI

鹵化氫和氫鹵酸的還原性還原能力：HF＜HCl＜HBr＜HI

鹵化氫的熱穩(wěn)定性HF＞HCl＞HBr＞HI

14.2.4鹵化物和多鹵化物金屬鹵化物離子型金屬鹵化物具有鹽類的一般特征，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)較高，其水溶液或熔融狀態(tài)能夠?qū)щ姽矁r(jià)型金屬鹵化物熔點(diǎn)、沸點(diǎn)較低，易揮發(fā)，熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電，并易溶于非極性溶劑。

鹵化物：是指鹵素和電負(fù)性比它小的元素形成的二元化合物。金屬鹵化物成鍵類型的變化規(guī)律周期表從左往右，鹵化物的離子性減弱，共價(jià)性增強(qiáng)（參見(jiàn)P364表15-3）同一金屬的不同鹵化物，按周期表從上往下離子性減弱，共價(jià)性增強(qiáng)（參見(jiàn)P364表15-4）同一金屬離子處于低氧化數(shù)時(shí)的鹵化物，其離子性高于處于高氧化數(shù)時(shí)的鹵化物。金屬鹵化物溶解性：溶解度大小與金屬離子和鹵素離子的結(jié)構(gòu)、相互極化作用等因素有關(guān)。除某些極化力較強(qiáng)、極化率較大的金屬離子的鹵化物外，大多數(shù)金屬鹵化物易溶于水。氯化物、溴化物和碘化物的溶解性十分相似，而氟化物的溶解性與相應(yīng)的氯化物、溴化物和碘化物相反，如AgF是離子型鹵化物，溶解度較大。水解性高價(jià)金屬鹵化物容易發(fā)生水解。不同的高價(jià)金屬鹵化物，水解程度可能不同，水解產(chǎn)物為不同形式：FeCl3+3H2O==Fe(OH)3↓+3HClSnCl2+H2O==Sn(OH)Cl↓+HClMCl3+H2O==MOCl↓+2HCl（M=Sb，Bi）TiCl4+(n-2)H2O==TiO2·nH2O↓+4HCl配位反應(yīng)鹵離子能與很多金屬離子形成配合物；CuCl(s)+Cl-=CuCl2-HgI2(s)+2I-=HgI42-F-離子通常形成較高配位數(shù)的配離子Fe3++6F-=FeF63-非金屬鹵化物鹵素與B、C、N、Si、P、As等非金屬元素形成非金屬鹵化物。如BF3、SiF4、PCl5、SF6等非金屬鹵化物的固態(tài)是分子晶體，其熔點(diǎn)、沸點(diǎn)低于金屬鹵化物大部分非金屬鹵化物容易水解BF3+3H2O=H3BO3+3HFPBr3+3H2O=H3PO3+3HBrSiCl4+3H2O=H2SiO3+4HCl

非金屬鹵化物的制備方法干法制備直接化合：如Si+2Cl2=SiCl42Al+3X2=2AlX3

（X=Cl、Br、I）氧化物與鹵素、碳反應(yīng)，如：TiO2+2Cl2+2C=TiCl4+2COB2O3+3X2+3C=2BX3+3CO（X=Cl、Br、I）濕法制備：金屬、氧化物或鹽與氫鹵酸反應(yīng)Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑SiO2+4HF=2H2O+SiF4↑AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3多鹵化物（多鹵離子）多鹵離子的通式為XmYnZp-，其中X、Y、Z表示鹵素原子，m+n+p的和可為3，5，7，9。多鹵化物可由同種鹵素形成（如I3-離子），也可由不同鹵素形成（如ICl2-、IBr2-、I2Cl-、BrCl2-、IBrCl-離子等）。多鹵離子X(jué)mYnZp-的空間構(gòu)型為直線型，其中電負(fù)性較大的元素位于結(jié)構(gòu)中心。成鍵過(guò)程中，中心原子的價(jià)層d軌道參與雜化。

14.2.5鹵素的含氧化合物較強(qiáng)的氧化性：含氧化合物大多不穩(wěn)定或不太穩(wěn)定。同一鹵素：含氧酸鹽＞含氧酸＞氧化物。各類鹵素含氧酸根的結(jié)構(gòu)ClO-、ClO2-、ClO3-

、ClO4-中Cl原子均采用sp3雜化高碘酸H5IO6中，中心原子I采取sp3d2雜化，雜化軌道空間構(gòu)型為八面體。次鹵酸及其鹽制備：Cl2、Br2、I2與水反應(yīng)生成氫鹵酸和次鹵酸X2+H2O=H++X-+HXO（X=Cl、Br、I）如果向反應(yīng)體系中加入可與氫鹵酸反應(yīng)的物質(zhì)，則平衡右移，次鹵酸的濃度增大氟的含氧酸HOF只能在低溫下制得，室溫下很容易分解。HOF與水反應(yīng)放出氧氣酸性：都是一元弱酸HXO+H2O=H3O++XO-(Cl、Br、I)HClOHBrOHIOKaΘ2.8×10-82.6×10-92.4×10-11

堿金屬的次鹵酸鹽都容易水解，溶液呈堿性XO-+H2O=HXO+OH-

（Cl、Br、I）

穩(wěn)定性次鹵酸都很不穩(wěn)定，具有強(qiáng)氧化性，容易分解。穩(wěn)定性：HClO＞HBrO＞HIO次鹵酸的分解主要有兩種方式：日光照射：2HXO=2HX+O2↑加熱：3HXO=2HX+HXO3

（歧化）歧化反應(yīng)速率：HClO＜HBrO＜HIO

亞鹵酸及其鹽已知的亞鹵酸只有亞氯酸。亞氯酸制備：H2SO4+Ba(ClO2)2=BaSO4↓+2HClO2亞氯酸僅存在于水溶液中：KaΘ=1.0×10-2酸性較強(qiáng)熱穩(wěn)定性差，易分解：8HClO2=6ClO2+Cl2+4H2O制備亞氯酸鹽：2ClO2+Na2O2=2NaClO2+O2亞氯酸鹽有強(qiáng)氧化性，可用做漂白劑。亞氯酸鹽的水溶液較為穩(wěn)定，但加熱時(shí)會(huì)發(fā)生歧化反應(yīng)：3NaClO2==2NaClO3+NaCl亞氯酸鹽固體受熱或撞擊時(shí)會(huì)迅速分解，并發(fā)生爆炸鹵酸及其鹽氯酸和溴酸都不能以固體形式存在，只存在于水溶液中。碘酸為白色固體，易溶酸性：HClO3＞HBrO3＞HIO3氯酸和溴酸是強(qiáng)酸，碘酸是中強(qiáng)酸(KaΘ=0.16)鹵酸的濃溶液都是強(qiáng)氧化劑，其還原產(chǎn)物一般為X-離子（X=Cl、Br、I）。氯酸的還原產(chǎn)物除為Cl-離子外，還可為Cl2。氯酸被還原為哪種產(chǎn)物，與還原劑的強(qiáng)弱和氯酸的用量有關(guān)。當(dāng)HClO3過(guò)量時(shí)，產(chǎn)物為Cl2：HClO3+5HCl==3Cl2↑+3H2O

制備氯酸和溴酸可由相應(yīng)的鋇鹽與硫酸制得Ba(XO3)2+H2SO4=BaSO4↓+2HXO3(Cl、Br)還可用Cl2氧化Br2和I2的水溶液5Cl2+Br2+6H2O==2HBrO3+10HCl5Cl2+I2+6H2O==2HIO3+10HCl碘酸則可用碘與濃硝酸反應(yīng)來(lái)制取I2+10HNO3=2HIO3+10NO2↑+4H2O鹵酸鹽制備鹵素單質(zhì)在堿性溶液中的歧化3I2+6NaOH=NaIO3+5NaI+3H2O用強(qiáng)氧化劑氧化鹵素單質(zhì)或鹵離子I2+2ClO3-=2IO3-+Cl2KI+3Cl2+6KOH=KIO3+6KCl+3H2O

鹵酸鹽在酸性水溶液中都是強(qiáng)氧化劑。還原產(chǎn)物可為X2或X-離子。氧化性：溴酸鹽＞氯酸鹽＞碘酸鹽ClO3-/Cl2BrO3-/Br2IO3-/I2

EΘA/V1.4581.4821.209鹵酸鹽熱分解：產(chǎn)物與反應(yīng)物、反應(yīng)條件有關(guān)與反應(yīng)物有關(guān)，例如：2NH4ClO3=N2↑+Cl2↑+O2↑+4H2O4LiClO3=2Cl2↑+5O2↑+2Li2O與反應(yīng)條件有關(guān)例：668K時(shí)KClO3分解反應(yīng)：主要反應(yīng)為4KClO3==3KClO4+KCl，同時(shí)還有少量O2生成；用MnO2作催化劑，主要反應(yīng)為2KClO3==2KCl+O2↑，同時(shí)還有少量Cl2、ClO2生成。溶解度：氯酸鹽＞溴酸鹽＞碘酸鹽。

高鹵酸及其鹽高鹵酸包括高氯酸HClO4、高溴酸HBrO4和高碘酸H5IO6。純高碘酸是無(wú)色晶體。酸性：HClO4是最強(qiáng)的無(wú)機(jī)酸；HBrO4也是極強(qiáng)的酸H5IO6是多元弱酸。Ka1Θ=4.4×10-4，Ka2Θ=2×10-7，Ka3Θ=6.3×10-13。高鹵酸鹽的溶解性：其堿金屬鹽中的K+、Rb+、Cs+鹽微溶于水；ClO4-不易與金屬離子形成配合物。無(wú)水高氯酸是無(wú)色液體，不穩(wěn)定，易爆炸HClO4在沸點(diǎn)（476K）下發(fā)生分解：4HClO4=2Cl2↑+7O2↑+2H2OHBrO4比HClO4更不穩(wěn)定。373K下HBrO4的質(zhì)量分?jǐn)?shù)高于55%時(shí)就會(huì)分解。氧化性（高鹵酸鹽的氧化性：BrO4-＞H3IO62-＞ClO4-）ClO4-/ClO3-BrO4-/BrO3-H3IO62-/IO3-

EΘA/V1.1891.761.60高碘酸在酸性介質(zhì)中是強(qiáng)氧化劑，氧化能力比高氯酸強(qiáng)。例如在強(qiáng)酸性條件下，H5IO6能定量地將Mn2+氧化成MnO4-：5H5IO6+2Mn2+=2MnO4-+5IO3-+11H++7H2O高氯酸的兩面性在冷的稀溶液中，無(wú)明顯氧化在濃溶液中是強(qiáng)氧化劑。HClO4主要以分子形式存在，而HC