第第 1414 章 卤素章 卤素

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 ．掌握用元素电势图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。

[ 基本要求 ]

位置及价电子构型 : ns2np5 、 P 区、 Ⅶ A F、 Cl、 Br、 I、 At 14-1 卤素通性一、卤族元素的性质变化： P.453 表 14-1 F Cl Br I

共价半径 /pm 64 99 114 133电负性 3.98 2.96 2.66 3.16第一电离能

/kJ·mol-1 1681 1251 1140 1008

第一电子亲和能： F < Cl > Br > I 解离能： F-F < Cl- Cl >Br-Br> I-I

原因：氟原子半径特别小，其非键电子斥力大以及氟的价电子层无 d 轨道形成 d-pπ 键等而使 F － F 键削弱。 氧化值： F(-1) Cl、 Br、 I （ -1、 +1、 +3、 +5、 +7） 同周期：最小的原子半径，最大的电子亲合势，最大的电离势，最大的电负性，非金属性最强。

同族： F 的半径特别小，导致其电子亲合势相对较小、电离势相对很大、其离子的水合热很大，导致 F2 分子的离解能减小。

F 原子的特殊性导致其单质和化合物性质上的特殊性。 Cl、 Br、 I 性质相似， F 相对较为特殊。 二、成键特征 氧化数为 -1 时：离子键、极性共价键。 氧化数为 0 时：非极性共价键。 氧化数为正值时：极性共价键。

三、存在及应用：

氟：氟化剂；利用 UF6 分离 235U,238U; 制冷剂、杀虫剂、清洗剂等；氟化玻璃做光导纤维；医用：氟化烃－血液替代品；生理作用。 氯：农药，染料，试剂，消毒剂等 溴：医药，感光材料，阻燃剂（磷酸二溴代丙三酯） 碘：人工降雨，医药。 14 -2 14 -2 卤素单卤素单质质

14 -2 -1 卤素单质的物理性质：聚集状态 g g l s

b.p./℃ -188 -34 59 185

m.p. /℃ -220 -102 -7 114

颜色颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫 (g) 紫黑色（ s ）

色散力 小 大

F2 Cl2 Br2 I2

颜色的互补关系

卤素气态吸收可见光涉及电子跃迁： ( π*

np) 4 ( σ*np)0→ ( π*

np) 3 ( σ*np)1

随着卤素原子半径增大激发电子所需能量降低。

物质选择吸收光波长与 ① I2 分子对电子结合松紧有关；半径大， I2π5p*与σ5p* 之间的能量差小，电子易激发，激发需能量小，吸收波长大的黄光，因而呈紫色。 F2 吸收波长小的紫光，因而呈黄色。② 溶剂有关。溴：水（黄）、有机溶剂（黄－棕红） 碘：水（深黄色）、介电常数小的 CCl4,CS2（分子状态紫色）

溶解度： 卤素单质在极性溶剂中的溶解度很小，在非极性溶剂中的溶解度较大。 在水中的反应： 2X2+2H2O→4H++4X-+O2↑

F2 在水中完全反应而不存在 F2 分子。 Cl2 、 Br2 反应程度很小，能得到氯水、溴水。 I2 不能进行上述反应。

I2 的溶解特性：碘水 I2 + I- → I3

-

F2 Cl2 Br2 I2

X2 氧化性： 强 弱 X- 还原性： 弱 强

氧化还原性

氧化性最强的是 F2 ，还原性最强的是 Iˉ

2.889 1.360 1.0774 0.5345

结论：

14-2-2. 化学性质

φθ（ X2/X- ） /V

1. 与金属的反应　　 F2: 在任何温度下都可与金属直接化合，生成高价氟化物 . F2 能使 Cu、Ni、Mg、 Pb 等金属钝化，生成金属氟化物保护膜。 　 Cl2: 可与各种金属作用，但干燥的 Cl2 不与 Fe 反应，因此 Cl2 可储存在铁罐中。 Br2 、 I2: 常温下只能与活泼金属作用，与不活泼金属只有加热条件下反应。

2. 与非金属反应F2 ： 除O2 、N2 、稀有气体He、Ne外，可与所有非金属作用，直接化合成高价氟化物。低温下可与 C 、 Si、 S 、 P 猛烈反应，生成氟化物大多具有挥发性。Cl2 ：也能与大多数非金属单质直接作用，但不及 F2 激烈。Br2 和 I2 ：反应不如 F2 、 Cl2 激烈，与非金属作用不能氧化到最高价。 3.与H2 的反应

F2 ：低温黑暗中即可与 H2 直接化合放出大量热导致爆炸。

Cl2 ：常温下与 H2 缓慢反应，但强光照时发生爆炸的链鎖反应。 如点燃或光照时： H2 + Cl2 → 2HCl

①、 Cl2 + hν → 2Cl* （活化原子） ②、 Cl* + H2 → HCl + H*

③、 H* + Cl2 → HCl + Cl*

光化学反应、链锁反应。 Br2 与H2 的反应需要加热才能进行， I2 与H2 只有在加热或有催化剂的条件下才能反应，且反应是可逆的。

4 、与水的反应 a 、氧化水： 2X2+2H2O→4H++4X-+O2↑

（ X2=F2 、 Cl2 、 Br2)

F2 反应的程度最大， Cl2、 Br2 反应的程度很小， I2 不能进行上述反应。 b 、歧化 ( 水 解 ) ： X2+H2O→H++X-

+HXO （ X2= Cl2 )

F2 不进行此反应。 K Cl2=4.2×10-4 、 K Br2=7.2×10-9 、 K I2=2×10-13

可见 Cl2 部分水解， Br2 、 I 2 水解程度更小 , 加碱有利于水解 .5 、与碱反应

X2 + 2OH- = X- + XOXO-- + H2O 3X2 + 6OH- = 5X- + XOXO33

-- + 3H2O Cl2 70℃ 时后一反应才进行得很快； Br2 0℃ 时后一反应才较缓慢； I2 0℃ 时后一反应也进行得很快。规律

可见， F2 不歧化， Cl2 在常温以下生成次酸盐，稍高温度生成氯酸盐， Br2,I2 通常生成卤酸盐。

F2 ：氧化 OH- 离子 ( 依 [OH-] 不同产物不同 ) 。P459

14-2-3 、卤素的制备和用途 制备过程： 2X- - 2e → X2

X- 还原能力： F- < Cl- < Br- < I-

一、氟的制备 φθ

F2/ F- =2.87V 。 F- 是最弱的还原剂，没有氧化剂能氧化 F- 离子。 F2 的制备只能采用电解的方法。 P.459

二、氯的制备 两种情况：少量 Cl2 用氧化剂氧化制备（实验室）；大量 Cl2 用电解的方法（工业）。实验室：

2 2 2 2MnO 4HCl MnCl Cl (g) 2H O

KClO3 ＋ 6HCl ＝ KCl ＋ 3Cl2 ＋3H2O

2KMnO4+16HCl=5Cl2+2KCl+2MnCl2+8H2O

工业 ( 电解 ) ： 总反应： 2Cl － + 2H2O ＝ 2OH- + H2 + Cl2

两室间用石棉网，高分子离子交换膜隔开

三、溴和碘的制备 采用普通氧化剂氧化的方法。

Br2(l)

氧化剂： 2 2Cl 2Br Br 2Cl

纯化： 22 3 3 23Br +3CO 5Br BrO 3CO ( ) 歧化

3 2 2BrO 5Br 6H 3Br 3H O ( 反歧化 )

13 22: 0.519 1.065B BrO Br Br

13 22: 1.48 1.065A BrO Br Br

I2 (s)海藻为原料： 2 2Cl ( ) 2I I 2Cl 适量

12H 10Cl 2IO I2 ) ( 5Cl O 6H 3 2 2 过量

O 2H2 I2 Mn 2I 4H MnO 2

2

智利硝石为原料 ：2

3 3 2 4 4 22IO 5HSO I 2SO 3HSO H O

注意：

思考：向盛有 Br-,I-混合溶液及 CCl4(l) 的试管中逐加入氯水 ,在 CCl4 层中可观察到什么现象？

14-3 氟氯溴碘的化合物 14-3-1 、卤化氢和氢卤酸 一、制备： a 、直接合成（ HCl ） b 、复分解反应（ MX + H+ → M+ + HX↑)

2 2 4 4CaF H SO ( ) CaSO 2HF 浓

2 4 4NaCl H SO ( ) HCl NaHSO 浓O500 C

2 4 2 42NaCl H SO ( ) 2HCl Na SO 浓

氯化氢的制法

不能用复分解反应制 HBr HI

c 、非金属卤化物水解（ HBr、 HI ）3 2 3 3

3 2 3 3

PBr 3H O 3HBr H PO

PI 3H O 3HI H PO

2 2 3 3

2 2 3 3

2P 3Br 6H O 6HBr 2H PO

2P 3I 6H O 6HI 2H PO

2 4 2 2 2 4 22NaBr 2H SO ( ) SO Br SO +2H ONa 浓

2 4 2 2 2 4 28NaI 5H SO H S 4I SO +4H ONa （浓）=

实际上

能否选用其他酸用复分解反应制备 HBr和HI?

二、性质 a 、物理性质： P.463

HF 分子的特殊性。 b 、化学性质 卤化氢在水中： HX → H+ + X-

化学性质主要表现为：酸性和还原性。 1 、酸性 酸性变化顺序为： HI>HBr>HCl>HF 。

d 、碳氢化物的卤化 ( 不能制 HI) e 、其它方法

A 、酸强度的定性解释： 酸强度的衡量：酸分子给出 H+ 的难易程度。 从静电作用考虑，与 H+ 直接相连的原子的电子密度是决定无机酸强度的直接原因。 结论：原子的电子密度越低，对 H+ 的吸引力越弱， H+越易释放出来，酸性越强。 原子的电子密度越高，对 H+ 的吸引力越强， H+越难释放出来，酸性越弱。 原子电子密度大小的决定因素： 原子所带电荷数及原子体积。

氢卤酸酸强度的定性解释： 负电荷： 电负性大小顺序： F>Cl>Br>I ，与氢原子结合时，卤素原子所带负电荷的大小顺序为： F>Cl>Br>I 。 体积： F<Cl<Br<I

原子的电子密度： F>Cl>Br>I

酸性： HI>HBr>HCl>HF 。 推广：同族元素氢化物的酸性随原子序数的增大而增强。 酸性顺序： H2O<H2S<H2Se<H2Te

NH3<PH3<AsH3<SbH3<BiH3

mrH

1 AI E

B 、酸强度的定量讨论 由下式计算： △rGθ=△rHθ– T△rSθ= - RTlnKθ

分析影响△ rHθ 的大小因素。 HX 为例： HX(aq) H+(aq) + X-(aq)

　　 ↓ - 水合热 HX

HX(g) ↑ 水合热 H+ 　↑水合热 X-

↓ 离解能 HX

H(g) + X(g) H+ (g) + X- (g)

△ rHθ= - 水合热 HX + 离解能 HX + 电离势 (H) + 电子亲合势 (X) + 水合热 H+ + 水合热 X-

水合热 离解能 电子亲合势 离子水合热 △ rHθ△rSθT △rGθ Kθa

HF 48 566 -333 -515 -14 -29 15 2.3×10-3

HCl 18 431 -348 -381 -60 -13 -47 1.7×108

HBr 21 366 -324 -347 -64 -4 -60 3.3×1010

HI 23 299 -295 -305 -58 4 -62 7.4×1010

HF 是弱酸的热力学角度原因： a、 HF 的△ rHθ比其他 HX 的小得多； b、 HF 的△ rSθT项有较大的负值。

2 、还原性 还原能力： F- < Cl- < Br- < I- 。 HI 在常温下可以被溶液中的氧气氧化： 4H+ + 4I- + O2 → 2I2 + 2H2O

HBr也可进行上述反应，但程度很小，速度也慢。 HCl 不能进行上述反应，可被一些强氧化剂氧化。 HX 中，以 HCl 最重要，是常见强酸之一。 3 、氢卤酸在一定压力下组成恒沸溶液：

恒沸溶液：在一定条件下，当某些溶液的组成与其处于平衡状态的蒸气组成相同时，其沸点保持恒定的溶液。

4. 氟化氢的特殊性： a. 通过氢键聚合： 6HF= (HF)6 , 2HF= (HF)2 b. 溶液中自偶电离： 3HF = H2F+ + HF2

-

c. 酸性： HF +H2O = H3O++F-

HF + F- == HF2 –

因HF2- 相当稳定，所以浓氢氟酸为强酸

d. 特殊反应： SiO2 + 4HF == SiF4 + 2H2O CaSiO3 +6HF == CaF2 + SiF4 + 3H2O

14-3-2 卤化物 卤素互化物 多卤化物 一、卤化物

卤化物：卤素与电负性较小的元素形成的化合物。 (1) 卤化物的分类： 金属卤化物：

2 3CsF,NaCl,BaCl ,LaCl离子型：

3 4 3 4

AgCl(18e )AlCl ,SnCl ,FeCl ,TiCl ( )

构型共价型

高氧化值金属

非金属卤化物：3 4 5 6BF ,SiF ,PCl ,SF

水解性：

性质： 离子型 共价型 熔点： 高 低溶解性： 大多易溶于水 易溶于有机溶剂导电性： 水溶液，熔融导电 无导电性

对应氢氧化物不 是强碱的都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐

易水解 , 产物为两种酸 BX3,SiX4,PCl3

(NCl3)

金属卤化物 非金属卤化物

记： Sn(OH)Cl， SbOCl， BiOCl

(2) 卤化物的性质：

卤化物的键型及性质的递变规律： P.467

同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降。 例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4

b.p./ 1465 1412 181(℃ 升华 ) 57.6

同一金属不同卤素： AlX3 随着 X 半径的增大，极化率增大，共价成分增多。 例如： 离子型 共价型

AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3

b.p./ 1272 181 253 382℃

ⅠA 的卤化物均为离子键型，随着离子半径的减小，晶格能增大，熔沸点增大。 例如： NaF NaCl NaBr NaI

m.p./ 996 801 755 660℃

同一金属不同氧化值：高氧化值的卤化物共价性显著，熔沸点相对较低。 例如： SnCl2 SnCl4 ； SbCl3 SbCl5

m.p./ 247 -33 73.4 3.5℃二、卤素互化物由不同卤素原子之间形成的化合物。

通式： XX’n， n=1、 3、 5、 7 。

X′ 的电负性大于X ， X 显正氧化数。 （ ΔX越大， Δr越大， n 越大 )

成键情况： XX’3 ： X 原电子进行 sp3d杂化， sp3d杂化轨道的形状为三角双锥， T字型结构 (稍有变形 )。 P. 470图 14-5 。

XX’5 ：

X 原电子进行 sp3d2杂化， sp3d2杂化轨道的形状为八面体，四方锥形结构（稍有变形）。 XX’

7 ： X 原电子进行 sp3d3杂化， sp3d3杂化轨道的形状为双五角锥形，五角双锥形结构。

KCl +ICl3 = KICl4

性质：易分解。产物为卤化物和卤素单质或 卤素互化物 RbICl2 == RbCl + ICl;

KBrICl == KCl + IBr

优先选择生成晶格能大的稳定卤化物。

32 KIKII

三、多卤化物由卤化物与卤素单质或卤素互化物加合而成。

32 KIKII 3 I

为直线型

52

1117V.P.

I II -

14-3-3 拟卤素（自学） 14-3-4 、卤素氧化物、含氧酸及其盐

3 I

一、卤素的氧化物

1. 二氟化氧： (OF2, g) , 最稳定的氟氧二元化合物 2F2+2OH-(2%) = 2F- + OF2 + H2O

2 . Cl2O(g, 棕黄色 ): 次氯酸酸酐，漂白剂 (1) 2HgO (新制 )+ 2Cl2 = HgCl2. HgO + Cl2O

(2) 2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O =

2NaHCO3 + 2NaCl + Cl2O

卤素的氧化物不稳定。

3. ClO2 （ 1 ）性质：黄色气体 ,冷凝时为红色液体。极易爆炸，但稀释状态可防爆。

奇电子分子：含有奇数电子，具有顺磁性，有颜色，易形成双聚体。具有很高的化学活性。 2ClO2+2NaOH＝NaClO3 + NaClO2 +H2O （ 2 ）制备方法 2NaClO3+SO2+H2SO4＝ 2NaHSO4+2ClO2 （较安全） KClO3+ H2C2O4 ＝ K2CO3 +ClO2 +CO2 +H2O （最佳） （ 3 ）用途：大量用于水的净化消毒，纤维素 的漂白

4. I2O5(s, 白色 ) 碘酸酸酐，稳定。 2HIO3 = I2O5 + H2O(g) (443K)

做氧化剂： I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2

(该反应可用来定量测定混合气体中的一氧化碳的含量 )

三种化合物的结构 p475

二、卤素的含氧酸及其盐 卤素含氧酸的形式：

XOH、 HXO2、 HXO3、 HXO4 。

特殊：正高碘酸 (H5IO6) 、偏高碘酸 (HIO4) 。 卤素的元素电势图 ( 见书 455) ：θ

A 图： 卤素含氧酸都是氧化剂。 HClO 、 HClO2 、 ClO3

- 、 HBrO 、 HIO 不稳定要歧化。θ

B 图： 卤素含氧酸氧化能力降低。 Cl2、 ClO-、 ClO2

-、 ClO3-、 Br2、 BrO-、

I2、 IO- 不稳定，要歧化。

卤素含氧酸的结构： 各类卤素含氧酸根的结构 (X为 sp3 杂化 )

+1 HXO 次卤酸

+3 HClO2 亚卤酸

+5 HXO3 卤酸

+7 HXO4 高卤酸

注意：配位键都有复键 (d-pπ配位键 ) 的成分。

正高碘酸中的 I 原子取 sp3d2杂化，为八面体，其中五个正常共价键，一个配位键。该配键具有反馈 d-pπ配位键的成分。 1 、次卤酸及其盐 (1) 次卤酸制备： X2 + H2O → H+ + X- + HXO

使 X- 离子沉淀以提高 HXO 的浓度。 如： 2HgO+H2O+Cl2 → HgO·HgCl2 + 2HClO

(2) 次卤酸的性质：HClO HBrOHIO

酸性

氧化性 稳定性

大 小2.8×10-8 2.6×10-9 2.4×10-11 弱酸 ( )K a

(3) 重要反应：

( / )/1.495 1.341 0.983

XO X V

大 小大 小

歧化：33HClO HClO 2HCl

脱氧：22HClO O 2HCl 光

歧化和脱氧分解是两个互不相干的平行的反应，以哪一个为主取决于外界条件：a 、当有光照或有催化剂（ NiO、 Co2O3等）时，几乎完全按脱氧分解反应进行。 b 、如果受热，则按歧化反应进行。4HBrO → 2Br2 + 2H2O + O2

hv

5HBrO → 2Br2 + 2H2O + HBrO3 Δ

次卤酸盐易于水解 XO- + H2O → HXO + OH-

比较重要盐： NaClO、 Ca(ClO)2

2 2Cl NaOH NaClO NaCl H O 冷

2982 2

2 2 2 2

2Cl 3Ca(OH) Ca(ClO) CaCl Ca(OH) 2H O

k

漂白粉

2 、亚卤酸及其盐（自学）

  NaClO 的氧化性 :

NaClO+2KI+H2SO4 ＝ NaCl+K2SO4+I2+H2O               

NaClO+MnSO4+2NaOH ＝ NaCl+MnO2↓+Na2SO4+H2O

NaClO+2HCl ＝ NaCl+Cl2↑+H2O

3.3. 卤酸及其盐 HClO3 HBrO3 HIO3

酸性： 强 强 近中强 酸性 已获得酸的浓度： 40% 50% 晶体稳定性： 小 大

HClO3、 HBrO3只存在于水溶液中，受热易分解： 8HClO3 → 3O2↑ + 2Cl2↑ + 4HClO4 + 2H2O

4HBrO3 → 5O2↑ + 2Br2 + 2H2O

大 小

φθ （ XO3-/X2 ） 1.458 1.513 1.209

473K： 2HIO3(s) → I2O5 + H2O

573K： 2HIO3(s) → I2 + 5/2O2↑ + H2O

氧化性 以 BrO3

- 离子氧化能力最强。 KClO3+6KI+6HCl ＝ 7KCl+3I2 +3H2O

2ClO3- +I2+2H+ ＝ 2HIO3+Cl2↑

KIO3+5KI+6HAc＝ 6KAc+3I2 +3H2O

卤酸盐的制备 3X2 + 6OH- （热浓） → 5X- + XO3

- + 3H2O

常见卤酸盐热分解： T≥668K： 4KClO3 → 3KClO4 + KCl

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑

盐的溶解性：ClO

3- 盐易溶于水， BrO3

- 盐微溶于水 ， IO3

- 盐多数不溶于水

KClO3 通常进行前一种分解。 MnO2 做催化剂时主要按后一个反应进行，温度较低。 4 、高卤酸及其盐 HClO4 ： 制备： 酸化高氯酸盐 (实验室 )或电解氯酸盐 ( 工业 )。 性质： （ 1 ）不稳定： 4HClO4 → 4ClO2 + 3O2 + 2H2O

↓2Cl2 + 4O2

（ 2 ）、酸性：已知最强酸。 （ 3 ）、氧化性：浓、热的 HClO4 是强氧化剂。但稀、冷的 HClO4 溶液氧化能力不强。 （ 4 ）、盐的溶解性：高氯酸盐一般可溶，但 K+、 Cs+、 Rb+、 NH4

+ 离子溶解度很小。 HBrO4 ： 对其性质研究不多，是强酸，有强氧化性。 HIO4 ： 两种主要存在形式： H5IO6( 强 酸 性 溶 液 中 的 主 要 形式 )、 HIO4(稀溶液中的主要形式 ) 。

H5IO6 在真空中受热脱水可转变为 HIO4 。 制备： 酸化其盐： Ba5(IO6) + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6

或： NaIO3 + Cl2 → Na2H3IO6 + AgNO3 → Ag5IO6 + Cl2 → H5IO6

性质： 五元弱酸，强氧化剂： θ

H5IO6/ IO3-=1.7V 。

11HO7H

IO52MnO2MnIOH5

2

-3

-4

265

卤素含氧酸性质的递变： HClO HClO2 HClO3 HClO4

HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4

HIO HIO3 HIO4

从左至右酸性增强、氧化能力减弱；从上至下酸性减弱，氧化能力减弱（有例外）。 含氧酸 (HAOm) 氧化能力递变的定性解释： 三方面的因素： ⑴、成酸元素结合电子的能力。 成酸元素原子的电负性越大，氧化能力越强。

⑵、 O-A 键的强弱 O-A 键越强以及必须断裂的 O-A 键越多，则含氧酸的氧化能力越弱。 O-A 键强度的影响因素： a 、 O-A 键中存在复键的成分。 形成 d-pπ配键的能力： 3d<4d<5d<… 。 A-O 键中 d-pπ配键形成趋势越强，对应酸分子的氧化能力越弱；反之亦然 b 、酸分子或酸根离子空间结构。 酸分子或酸根离子空间结构的对称性越好，越稳定，氧化能力越弱，反之亦然。

如：酸氧化能力强于酸根。

c 、 O-A 键的数目。 同一元素不同氧化态含氧酸，随着氧化数升高，A-O 键的数目增多，含氧酸越稳定，氧化能力越弱。 如氧化能力： HClO> HClO2> HClO3> HClO4 。

⑶、含氧酸被还原过程中伴随的其它能量效应 非氧化还原过程： 水的反应或生成、溶剂化或去溶剂化作用、离解、沉淀的生成或溶解、缔合的产生或破坏等。 若非氧化还原过程导致体系自由能降低，氧化还原反应趋势增大，含氧酸的氧化能力增强；反之亦然。 例： ClO4

- + 8H+ + 8e = Cl- + 4H2O

φθClO4-/ Cl-=1.34V

ClO4- + 4H2O + 8e = Cl- + 8OH-

φθClO4-/ Cl-=0.51V

8H+ + 8OH- = 8H2O △rGθ= -640kJ.mol-1

即：水的生成使体系自由能降低，反应趋势增大，含氧酸氧化能力增强。 结论：含氧酸在酸性条件下氧化能力更强，在碱性条件下氧化能力更弱。 总结：影响含氧酸氧化能力的因素很多，氧化能力的强弱是这些因素综合作用的结果。 含氧酸的氧化能力变化规律不是很明显。 14-4 、砹的化学（自学） 作 业 （ 482 页 ） ： 3、 4、 7、 11、 12、 13、 17