1．電解法

①電解水溶液：如2NaCl+2H₂O2NaOH+Cl₂↑+H₂↑

②電解熔融物：如2KHF₂F₂↑+H₂↑+2KF

(1)常見的含氧酸

(2)酸性強弱遞變規(guī)律

同主族由上至下酸性逐漸減弱；同周期由左到右酸性逐漸增強；同種元素中，高價態(tài)酸的酸性一般大于低價態(tài)酸的酸性。

(3)氧化性酸與還原性酸

常見的強氧化性酸有：HNO₃、濃H₂SO₄、HClO等。

常見的還原性酸有：H₂SO₃、H₃PO₃等。

HNO₂既有氧化性，又有還原性，但以氧化性為主。

(4)某些酸的特殊性質

濃H₂SO₄：吸水性→做干燥劑；脫水性→使晶體脫結晶水，使有機物碳化。

HClO：漂白作用。漂白原理與Na2O2同，是利用強氧化性破壞有色物質。

H₂SO₃：漂白作用。與某些有色物質結合生成不穩(wěn)定的無色物質，加熱后恢復原色。

HF：與SiO₂反應。SiO₂+4HF→SiF₄↑+2H₂O

注意：酸的氧化性與氧化性酸是兩個不同的概念。酸的氧化性就是指酸中H⁺結合電子的性質，凡酸皆有此性質。而氧化性酸是指含氧酸的中心元素結合電子的性質。

3．水溶液酸性還原性：非金屬元素的非金屬性越強，其氣態(tài)氫化物的還原性越弱；非金屬元素的非金屬性越弱，其氣態(tài)氫化物的還原性越強。

2．水溶液酸堿性：ⅥA、ⅦA族元素的氣態(tài)氫化物的水溶液一般為揮發(fā)性酸(HCl、HBr、HI為強酸，其余為弱酸)；NH₃水溶液堿性，其余不溶，可視為中性。

1．物理性質：一般都是無色氣體；除CH₄、SiH₄外，均為極性分子，都有刺激性氣味；HX、NH₃易溶于水，H₂S可溶，其余一般不溶。

1．氧化性

(1)與氫氣反應

總結：

結論：非金屬元素的非金屬性越強，其非金屬單質的氧化性就越強，就越易與氫氣反應；生成的氣態(tài)氫化物也就越穩(wěn)定。

(2)與金屬反應

2Fe+3Cl₂2FeCl₃劇烈反應，大量棕褐色的煙。

Cu+Cl₂CuCl₂劇烈燃燒，生成棕黃色的煙。加少量水，溶液變綠色；再加水，溶液變藍綠色。

6Fe+4O₂ 2Fe₃O₄劇烈燃燒，火星四射，生成黑色固體。

2Cu+O₂ 2CuO加熱變黑。

Fe+S FeS劇烈反應，生成黑色固體。

2Cu+S Cu₂S銅在硫蒸氣中燃燒，有紅光。

結論：非金屬單質與變價金屬反應，若非金屬單質的氧化性較強(如O₂、Cl₂、Br₂等)，則金屬被氧化成高價態(tài)化合物；若非金屬單質的氧化性較弱(如I₂、S等)，則金屬被氧化成低價態(tài)化合物。

(3)非金屬單質間的反應

通常，非金屬單質可以與O₂或X₂反應，生成相應的氧化物或鹵化物。O₂做氧化劑，除X₂外的非金屬單質均可被直接氧化；X₂做氧化劑，許多非金屬單質也可被氧化，較熟悉情況為H₂、P等。

原則：非金屬性強的氧化非金屬性弱的。

(4)非金屬間的置換

即：元素同周期，右邊的置換左邊的；元素同主族；上面的置換下面的。

寫化學方程式：

①Cl₂+Br-(I^-)或Br₂+I^-；O₂+H₂S；C+SiO₂。

②F₂+H₂O；Cl₂+H₂S；CH₄+O₂(不完全燃燒)。

③O₂+HI；Br₂+H₂S；I₂+H₂S。

3．溶解性：除F₂與水發(fā)生置換反應，Cl₂、Br₂在水中發(fā)生自身氧化還原反應(部分)外，可以說非金屬單質均難溶于水。

2．晶體類型：原子晶體B、C、Si；分子晶體：除B、C、Si外的其它(常見)非金屬單質。

1．常溫下狀態(tài)：氣態(tài)H₂、N₂、O₂、F₂、Cl₂(稀有氣體除外)；液態(tài)Br₂；其余為固態(tài)。

2．除H、He、B外，最外層電子數(shù)≥4；且原子半徑比同周期的金屬元素小。