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
电子亲和能 /
(kJ ·mol–1 ) 322 348.7 324.5 295
分子离解能 /
（ kJ ·mol–1） 155 240 190 149
电负性
(Pauling) 3.96 3.16 2.96 2.66
6.1 卤素的通性第六章 卤素
6.2 卤素单质卤素分子内原子间以共价键相结合,分子间仅存在微弱的分子间作用力 （ 色散力 ） 。
它们在有机溶剂中的溶解度比在水中大得多。碘易溶于
KI,HI和其他碘化物溶液中：
I2 ＋ I－ == I3－ K?＝ 725
I3－ 离子进一步与 I2分子作用生成通式为 [(I2)n(I－ )]的负一价多碘离子 。
6.2.1 单质性质
I
I
I
II
3 1 7 p m
2 8 1 p m
F2+NaOH == NaF+OF2↑+H2O
（ CN)2+2NaOH→NaCN+NaOCN+H2O
Cl2+2NaOH == NaCl+NaClO+H2O
Br2+NaOH
50 oC NaBr+NaBrO3+H2O
0 oC NaBr+NaBrO+H2O
3I2+6NaOH→5NaI+NaIO3+3H2O
>80oC
3Cl2+6NaOH == 5NaCl +NaClO3+ 3H2O
1,氟的制备：
电解质：氟氢化钾 ﹙ KHF2 ﹚ + 氟化氢（ HF）
阳极（无定型炭） 2F– == F2 +2e–
阴极（电解槽） 2HF2–+ 2e– == H2+ 4F–
化学方法
2KMnO4+2KF+10HF+3H2O2 == 2K2MnF6+8H2O+3O2
SbCl5+5HF == SbF6+5HCl
K2MnF6+2SbF5 423K 2KSbF5+MnF4
6.2.2 单质制备电解法
MnF3+1/2F2
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年法国化学家莫瓦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。
莫瓦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,莫瓦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。
2,氯的制备工业上制备氯采用电解饱和食盐水溶液的方法：
阴极：铁网 2H2O + 2e– == H2↑+2OH–
阳极：石墨 2Cl– == Cl2 + 2e–
电解反应,2NaCl+2H2O H2+Cl2+2NaOH通电实验室制备氯的方法：
MnO2+4HCl == MnCl2+Cl2+2H2O
2KMnO4+16HCl ==2MnCl2+2KCl+5Cl2+8H2O
3,溴的制备
Cl2+2Br – == Br2+2Cl–
3Br2+3NaCO3 == 5NaBr+HBrO3+3CO2 ↑
5Br – + BrO3 – + 6H+ == 3Br2+3H2O
4,碘的制备
Cl2+2NaI == 2NaCl+I2
I2+5Cl2+6H2O ==
2IO3 – +10Cl – +12H+
2NaI+3H2SO4+MnO2 ==2NaHSO4+I2+2H2O+MnSO4
此二反应要避免使用过量氧化剂
6.3 卤化氢与卤氢酸
6.3.1 性质性质 HF HCl HBr HI
熔点 /K 189.61 158.94 186.28 222.36
沸点 /K 292.67 188.11 206.43 237.80
生成热 /(kJ·mol–1) –271 –92 –36 +26
H-X键能 /
（ kJ·mol–1 ） 569 431 369 297.1
溶解度（ 293K，
101kPa） /% 35.3 42 49 57
卤化氢分子有极性，易溶于水。 273K时,1m3 的水可溶解 500m3 的氯化氢，氟化氢则可无限制地溶于水中。
在常压下蒸馏氢化酸（不论是稀酸或浓酸），溶液的沸点和组成都将不断改变，但最后都会达到溶液的组成和沸点恒定不变状态，此时的溶液叫做恒沸溶液。
HF分子中存在着氢键，分子之间存在缔合。固态时，
HF分子以锯齿链状存在：
喷泉实验与其他的氢卤酸不同，氢氟酸是相当弱的酸，在稀溶液中发生电离：
在不太稀的溶液中，氢氟酸是以二分子缔合 (HF)2形式存在的：
H2F2 H++HF2－
F–+HF
HF H++F－
HF2－
Kaθ = 6.6× 10–4
Kaθ = 5
SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑
CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主要成分）反应生成气态的 SiF4特殊性质：
6.3.2 氢卤酸的制法
1,直接合成
H2+X2 → 2HX
2,浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 ==
NaCl+H2SO4(浓 ) ==
CaSO4+2HF↑
NaHSO4+HCl
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且 F2成本高。
溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢和碘化氢进一步氧化。
NaI+H2SO4(浓 ) == NaHSO4+HI↑
8HI+H2SO4(浓 ) == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
NaBr + H2SO4(浓 ) == NaHSO4+ HBr
2HBr +H2SO4(浓 ) == SO2↑+Br + 2H2O
3,非金属卤化物的水解这类反应比较剧烈，适宜溴化氢和碘化氢的制取，
把溴逐滴加在磷和少许水的混合物上或把水滴加在磷和碘的混合物上。
2P+3Br2+6H2O ==2H3PO3+6HBr↑
2P+3I2+6H2O == 2H3PO3+6HI↑
6.4 卤素含氧酸及其盐氯、溴和碘均应有四种类型的含氧酸,HXO、
HXO2,HXO3,HXO4,它们的结构见下图：
卤素原子和氧原子之间除有 sp3杂化轨道参与成键外，
还有氧原子中充满电子的 2p轨道与卤素原子空的 d轨道间所成的 d-pπ 键。
氟原子没有可用的 d轨道因此不能形成 d-pπ 键。
6.4.1 次卤酸 HXO及其盐
HClO HBrO HIO
酸性依次递减稳定性迅速减小次卤酸的分解方式基本有两种：
2HXO → 2HX+O2
3HXO → 2HX+HXO3
光照加热
在碱性介质中所有次卤酸根都发生歧化反应。
XO–的歧化速率与温度有关。
室温或低于室温时,ClO–歧化速度极慢；在
348K左右的热溶液中,ClO–歧化速度相当快，产物是 Cl–和 ClO3– 。
在室温时歧化速率已相当快，只有在 273K左右的低温时才可能得到次溴酸盐，在 323～ 353K时产物全部是溴酸盐。
IO–的歧化速度很快，溶液中不存在次碘酸盐。
6.4.2 亚卤素及其盐已知的亚卤酸仅有亚氯酸存在于水溶液中，酸性比次氯酸强。
亚氯酸的热稳定性差
8HClO2 == 6ClO2+Cl2+4H2O
亚氯酸盐在溶液中较为稳定，有强氧化性，用做漂白剂，在固态时加热或撞击亚氯酸盐，则其迅速分解发生爆炸：
3NaClO2 == 2NaClO3+NaCl
BaSO4+2HClO2H2SO4+Ba(ClO2) ==
6.4.3卤酸及其盐
HClO3,HBrO3 仅存在于水溶液中，是强酸,HIO3 为白色固体，为中强酸，他们均是强氧化剂。
氯酸盐可以用氯与热的碱溶液作用制取，也可以用电解热氯化物溶液得到。
碘酸盐可以用单质碘与热的碱溶液作用制取,
3I2+6NaOH == NaIO3+5NaI+3H2O
也可以用氯气在碱介质中氧化碘化物得到,
KI+6KOH+3Cl2 == KIO3+6KCl+3H2O
4KClO34KCl+6O2 3KClO4+KClMnO2 668K
KClO3大量用于制造火柴和烟火 。
卤酸及其盐溶液都是强氧化剂,其中以溴酸及其盐的氧化性最强,这反映了第四周期元素的不规则性 。
E?BrO3－ ／ Br2＝ 1.52V
E?ClO3－ ／ Cl2＝ 1.47V
E?IO3－ ／ I2 ＝ 1.19V
6.4.4 高卤酸 HXO4及其盐高氯酸是无机酸中最强的酸,在水溶液中能够完全电离。高氯酸盐是常用的分析试剂。大多高氯酸盐易溶于水，
但是 Cs＋,Rb＋,K＋,NH4＋ 的高卤酸盐溶解度较小。
HXO4 水溶液的氧化能力低于 HXO3,没有明显的氧化性，但浓热的高氯酸是强氧化剂，与有机物质接触可发生猛烈作用。
＋ 7氧化态的高卤酸有：高氯酸,高溴酸和高碘酸 。
高溴酸的氧化能力比高氯酸、高碘酸要强。
高溴酸的制备 1969年才获得成功：
BrO3–+F2+2OH– == BrO4–+2F–+H2O
BrO3–+XeF2+2OH– == BrO4–+Xe+2HF
高碘酸有正高碘酸 H5IO6或偏高碘酸 HIO4,
其中 I 采用了 sp3d2杂化态,I－ O键 193pm
以氯的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表：
氯的含氧酸和他们的钠盐的性质变化规律氧化态 酸 热稳定性和酸强度 氧化性 盐 热稳定性 氧化性和阴离子碱强度
+1 HOCl NaClO
+3 HOCl2 NaClO2
+5 HOCl3 NaClO3
+7 HOCl4 NaClO4
热稳定性增强氧化性增强增大增大增大增大
6.5 拟卤素和拟卤化物某些负一价的阴离子在形成化合物和共价化合物时，表现出与卤素离子相似的性质。在自由态时，其性质与卤素很相似，
所以我们称之为拟卤素。
拟卤素主要包括：
氰 (CN)2 硫氰 (SCN)2 氧氰 (OCN)2
它们的阴离子有：
氰离子 CN–，硫氰根离子 SCN–，
氰酸根离子 OCN–。
6.5.1 与卤素的相似性拟卤素与卤素的相似性主要表现在以下几个方面：
（ 1）游离状态皆有挥发性。
（ 2）与氢形成酸，除氢氰酸外大多酸性较强。
（ 3）与金属化合成盐。与卤素相似，它们的银、汞（ I）、
铅（ II）盐均难溶于水。
（ 4）与碱、水作用也和卤素相似，如：
Cl2 + 2OH– == Cl– + ClO– + H2O
(CN)2 + 2OH– == CN– + OCN– + H2O
Cl2 + H2O == HCl + HClO
(CN)2+ H2O == HCN + HOCN
（ 5）形成与卤素类似的络合物，例如 K2[HgI4]
和 K2[Hg(SCN)4],H[AuCl4]和 H[Au(CN)4] 。
（ 6）拟卤离子和卤离子一样也具有还原性，如：
4H++2Cl–+MnO2 == Mn2++Cl2+2H2O
4H++2SCN–+MnO2 == Mn2++(SCN)2 +2H2O
拟卤离子和卤离子按还原性由小到大可以共同组成一个序列,F–,OCN–,Cl–,Br–,CN–,SCN–,I–。
6.5.2 氰和氰化物氰是无色气体，有苦杏仁的臭味，极毒。
氰分子的结构式为,
氢化氰是无色气体，可以和水以任何比例混合，其水溶液为氢氰酸，氢氰酸是弱酸,Ka = 6.2 × 10–10 。
重金属氰化物不溶于水，而碱金属氰化物溶解度很大，
在水溶液中强烈水解而显碱性。最重要的化学性质是它极易与过渡金属及 Zn,Hg,Ag,Cd形成稳定的离子，例如：
Ag(CN)2–,Hg(CN)42–,Fe(CN)64– 等。
NaCN+HCl NaCl+HCN
,N C C N,
6.5.3 硫氰和硫氰化物在溶液中硫氰的氧化性与溴相似
(SCN)2 + H2S 2H+ + 2SCN－ + S
(SCN)2 + 2I– 2SCN– + I2
(SCN)2 + 2S2O32– 2SCN– + S4O62–
大多数硫氰酸盐溶于水，而重金属的盐，如 Ag,Hg(Ⅱ )
盐不溶于水。硫氰根离子也是良好的配位体，与铁 (Ⅲ )离子可生成深红的硫氰酸根络离子,
Fe3+ + nSCN– Fe(SCN)n3–n ( n=1,2,… 6 )
硫氰酸盐用来检验铁 (Ⅲ )
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
电子亲和能 /
(kJ ·mol–1 ) 322 348.7 324.5 295
分子离解能 /
（ kJ ·mol–1） 155 240 190 149
电负性
(Pauling) 3.96 3.16 2.96 2.66
6.1 卤素的通性第六章 卤素
6.2 卤素单质卤素分子内原子间以共价键相结合,分子间仅存在微弱的分子间作用力 （ 色散力 ） 。
它们在有机溶剂中的溶解度比在水中大得多。碘易溶于
KI,HI和其他碘化物溶液中：
I2 ＋ I－ == I3－ K?＝ 725
I3－ 离子进一步与 I2分子作用生成通式为 [(I2)n(I－ )]的负一价多碘离子 。
6.2.1 单质性质
I
I
I
II
3 1 7 p m
2 8 1 p m
F2+NaOH == NaF+OF2↑+H2O
（ CN)2+2NaOH→NaCN+NaOCN+H2O
Cl2+2NaOH == NaCl+NaClO+H2O
Br2+NaOH
50 oC NaBr+NaBrO3+H2O
0 oC NaBr+NaBrO+H2O
3I2+6NaOH→5NaI+NaIO3+3H2O
>80oC
3Cl2+6NaOH == 5NaCl +NaClO3+ 3H2O
1,氟的制备：
电解质：氟氢化钾 ﹙ KHF2 ﹚ + 氟化氢（ HF）
阳极（无定型炭） 2F– == F2 +2e–
阴极（电解槽） 2HF2–+ 2e– == H2+ 4F–
化学方法
2KMnO4+2KF+10HF+3H2O2 == 2K2MnF6+8H2O+3O2
SbCl5+5HF == SbF6+5HCl
K2MnF6+2SbF5 423K 2KSbF5+MnF4
6.2.2 单质制备电解法
MnF3+1/2F2
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年法国化学家莫瓦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。
莫瓦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,莫瓦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。
2,氯的制备工业上制备氯采用电解饱和食盐水溶液的方法：
阴极：铁网 2H2O + 2e– == H2↑+2OH–
阳极：石墨 2Cl– == Cl2 + 2e–
电解反应,2NaCl+2H2O H2+Cl2+2NaOH通电实验室制备氯的方法：
MnO2+4HCl == MnCl2+Cl2+2H2O
2KMnO4+16HCl ==2MnCl2+2KCl+5Cl2+8H2O
3,溴的制备
Cl2+2Br – == Br2+2Cl–
3Br2+3NaCO3 == 5NaBr+HBrO3+3CO2 ↑
5Br – + BrO3 – + 6H+ == 3Br2+3H2O
4,碘的制备
Cl2+2NaI == 2NaCl+I2
I2+5Cl2+6H2O ==
2IO3 – +10Cl – +12H+
2NaI+3H2SO4+MnO2 ==2NaHSO4+I2+2H2O+MnSO4
此二反应要避免使用过量氧化剂
6.3 卤化氢与卤氢酸
6.3.1 性质性质 HF HCl HBr HI
熔点 /K 189.61 158.94 186.28 222.36
沸点 /K 292.67 188.11 206.43 237.80
生成热 /(kJ·mol–1) –271 –92 –36 +26
H-X键能 /
（ kJ·mol–1 ） 569 431 369 297.1
溶解度（ 293K，
101kPa） /% 35.3 42 49 57
卤化氢分子有极性，易溶于水。 273K时,1m3 的水可溶解 500m3 的氯化氢，氟化氢则可无限制地溶于水中。
在常压下蒸馏氢化酸（不论是稀酸或浓酸），溶液的沸点和组成都将不断改变，但最后都会达到溶液的组成和沸点恒定不变状态，此时的溶液叫做恒沸溶液。
HF分子中存在着氢键，分子之间存在缔合。固态时，
HF分子以锯齿链状存在：
喷泉实验与其他的氢卤酸不同，氢氟酸是相当弱的酸，在稀溶液中发生电离：
在不太稀的溶液中，氢氟酸是以二分子缔合 (HF)2形式存在的：
H2F2 H++HF2－
F–+HF
HF H++F－
HF2－
Kaθ = 6.6× 10–4
Kaθ = 5
SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑
CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主要成分）反应生成气态的 SiF4特殊性质：
6.3.2 氢卤酸的制法
1,直接合成
H2+X2 → 2HX
2,浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 ==
NaCl+H2SO4(浓 ) ==
CaSO4+2HF↑
NaHSO4+HCl
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且 F2成本高。
溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢和碘化氢进一步氧化。
NaI+H2SO4(浓 ) == NaHSO4+HI↑
8HI+H2SO4(浓 ) == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
NaBr + H2SO4(浓 ) == NaHSO4+ HBr
2HBr +H2SO4(浓 ) == SO2↑+Br + 2H2O
3,非金属卤化物的水解这类反应比较剧烈，适宜溴化氢和碘化氢的制取，
把溴逐滴加在磷和少许水的混合物上或把水滴加在磷和碘的混合物上。
2P+3Br2+6H2O ==2H3PO3+6HBr↑
2P+3I2+6H2O == 2H3PO3+6HI↑
6.4 卤素含氧酸及其盐氯、溴和碘均应有四种类型的含氧酸,HXO、
HXO2,HXO3,HXO4,它们的结构见下图：
卤素原子和氧原子之间除有 sp3杂化轨道参与成键外，
还有氧原子中充满电子的 2p轨道与卤素原子空的 d轨道间所成的 d-pπ 键。
氟原子没有可用的 d轨道因此不能形成 d-pπ 键。
6.4.1 次卤酸 HXO及其盐
HClO HBrO HIO
酸性依次递减稳定性迅速减小次卤酸的分解方式基本有两种：
2HXO → 2HX+O2
3HXO → 2HX+HXO3
光照加热
在碱性介质中所有次卤酸根都发生歧化反应。
XO–的歧化速率与温度有关。
室温或低于室温时,ClO–歧化速度极慢；在
348K左右的热溶液中,ClO–歧化速度相当快，产物是 Cl–和 ClO3– 。
在室温时歧化速率已相当快，只有在 273K左右的低温时才可能得到次溴酸盐，在 323～ 353K时产物全部是溴酸盐。
IO–的歧化速度很快，溶液中不存在次碘酸盐。
6.4.2 亚卤素及其盐已知的亚卤酸仅有亚氯酸存在于水溶液中，酸性比次氯酸强。
亚氯酸的热稳定性差
8HClO2 == 6ClO2+Cl2+4H2O
亚氯酸盐在溶液中较为稳定，有强氧化性，用做漂白剂，在固态时加热或撞击亚氯酸盐，则其迅速分解发生爆炸：
3NaClO2 == 2NaClO3+NaCl
BaSO4+2HClO2H2SO4+Ba(ClO2) ==
6.4.3卤酸及其盐
HClO3,HBrO3 仅存在于水溶液中，是强酸,HIO3 为白色固体，为中强酸，他们均是强氧化剂。
氯酸盐可以用氯与热的碱溶液作用制取，也可以用电解热氯化物溶液得到。
碘酸盐可以用单质碘与热的碱溶液作用制取,
3I2+6NaOH == NaIO3+5NaI+3H2O
也可以用氯气在碱介质中氧化碘化物得到,
KI+6KOH+3Cl2 == KIO3+6KCl+3H2O
4KClO34KCl+6O2 3KClO4+KClMnO2 668K
KClO3大量用于制造火柴和烟火 。
卤酸及其盐溶液都是强氧化剂,其中以溴酸及其盐的氧化性最强,这反映了第四周期元素的不规则性 。
E?BrO3－ ／ Br2＝ 1.52V
E?ClO3－ ／ Cl2＝ 1.47V
E?IO3－ ／ I2 ＝ 1.19V
6.4.4 高卤酸 HXO4及其盐高氯酸是无机酸中最强的酸,在水溶液中能够完全电离。高氯酸盐是常用的分析试剂。大多高氯酸盐易溶于水，
但是 Cs＋,Rb＋,K＋,NH4＋ 的高卤酸盐溶解度较小。
HXO4 水溶液的氧化能力低于 HXO3,没有明显的氧化性，但浓热的高氯酸是强氧化剂，与有机物质接触可发生猛烈作用。
＋ 7氧化态的高卤酸有：高氯酸,高溴酸和高碘酸 。
高溴酸的氧化能力比高氯酸、高碘酸要强。
高溴酸的制备 1969年才获得成功：
BrO3–+F2+2OH– == BrO4–+2F–+H2O
BrO3–+XeF2+2OH– == BrO4–+Xe+2HF
高碘酸有正高碘酸 H5IO6或偏高碘酸 HIO4,
其中 I 采用了 sp3d2杂化态,I－ O键 193pm
以氯的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表：
氯的含氧酸和他们的钠盐的性质变化规律氧化态 酸 热稳定性和酸强度 氧化性 盐 热稳定性 氧化性和阴离子碱强度
+1 HOCl NaClO
+3 HOCl2 NaClO2
+5 HOCl3 NaClO3
+7 HOCl4 NaClO4
热稳定性增强氧化性增强增大增大增大增大
6.5 拟卤素和拟卤化物某些负一价的阴离子在形成化合物和共价化合物时，表现出与卤素离子相似的性质。在自由态时，其性质与卤素很相似，
所以我们称之为拟卤素。
拟卤素主要包括：
氰 (CN)2 硫氰 (SCN)2 氧氰 (OCN)2
它们的阴离子有：
氰离子 CN–，硫氰根离子 SCN–，
氰酸根离子 OCN–。
6.5.1 与卤素的相似性拟卤素与卤素的相似性主要表现在以下几个方面：
（ 1）游离状态皆有挥发性。
（ 2）与氢形成酸，除氢氰酸外大多酸性较强。
（ 3）与金属化合成盐。与卤素相似，它们的银、汞（ I）、
铅（ II）盐均难溶于水。
（ 4）与碱、水作用也和卤素相似，如：
Cl2 + 2OH– == Cl– + ClO– + H2O
(CN)2 + 2OH– == CN– + OCN– + H2O
Cl2 + H2O == HCl + HClO
(CN)2+ H2O == HCN + HOCN
（ 5）形成与卤素类似的络合物，例如 K2[HgI4]
和 K2[Hg(SCN)4],H[AuCl4]和 H[Au(CN)4] 。
（ 6）拟卤离子和卤离子一样也具有还原性，如：
4H++2Cl–+MnO2 == Mn2++Cl2+2H2O
4H++2SCN–+MnO2 == Mn2++(SCN)2 +2H2O
拟卤离子和卤离子按还原性由小到大可以共同组成一个序列,F–,OCN–,Cl–,Br–,CN–,SCN–,I–。
6.5.2 氰和氰化物氰是无色气体，有苦杏仁的臭味，极毒。
氰分子的结构式为,
氢化氰是无色气体，可以和水以任何比例混合，其水溶液为氢氰酸，氢氰酸是弱酸,Ka = 6.2 × 10–10 。
重金属氰化物不溶于水，而碱金属氰化物溶解度很大，
在水溶液中强烈水解而显碱性。最重要的化学性质是它极易与过渡金属及 Zn,Hg,Ag,Cd形成稳定的离子，例如：
Ag(CN)2–,Hg(CN)42–,Fe(CN)64– 等。
NaCN+HCl NaCl+HCN
,N C C N,
6.5.3 硫氰和硫氰化物在溶液中硫氰的氧化性与溴相似
(SCN)2 + H2S 2H+ + 2SCN－ + S
(SCN)2 + 2I– 2SCN– + I2
(SCN)2 + 2S2O32– 2SCN– + S4O62–
大多数硫氰酸盐溶于水，而重金属的盐，如 Ag,Hg(Ⅱ )
盐不溶于水。硫氰根离子也是良好的配位体，与铁 (Ⅲ )离子可生成深红的硫氰酸根络离子,
Fe3+ + nSCN– Fe(SCN)n3–n ( n=1,2,… 6 )
硫氰酸盐用来检验铁 (Ⅲ )
