1．电解法

①电解水溶液：如2NaCl+2H₂O2NaOH+Cl₂↑+H₂↑

②电解熔融物：如2KHF₂F₂↑+H₂↑+2KF

(1)常见的含氧酸

(2)酸性强弱递变规律

同主族由上至下酸性逐渐减弱；同周期由左到右酸性逐渐增强；同种元素中，高价态酸的酸性一般大于低价态酸的酸性。

(3)氧化性酸与还原性酸

常见的强氧化性酸有：HNO₃、浓H₂SO₄、HClO等。

常见的还原性酸有：H₂SO₃、H₃PO₃等。

HNO₂既有氧化性，又有还原性，但以氧化性为主。

(4)某些酸的特殊性质

浓H₂SO₄：吸水性→做干燥剂；脱水性→使晶体脱结晶水，使有机物碳化。

HClO：漂白作用。漂白原理与Na2O2同，是利用强氧化性破坏有色物质。

H₂SO₃：漂白作用。与某些有色物质结合生成不稳定的无色物质，加热后恢复原色。

HF：与SiO₂反应。SiO₂+4HF→SiF₄↑+2H₂O

注意：酸的氧化性与氧化性酸是两个不同的概念。酸的氧化性就是指酸中H⁺结合电子的性质，凡酸皆有此性质。而氧化性酸是指含氧酸的中心元素结合电子的性质。

3．水溶液酸性还原性：非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物的还原性越弱；非金属元素的非金属性越弱，其气态氢化物的还原性越强。

2．水溶液酸碱性：ⅥA、ⅦA族元素的气态氢化物的水溶液一般为挥发性酸(HCl、HBr、HI为强酸，其余为弱酸)；NH₃水溶液碱性，其余不溶，可视为中性。

1．物理性质：一般都是无色气体；除CH₄、SiH₄外，均为极性分子，都有刺激性气味；HX、NH₃易溶于水，H₂S可溶，其余一般不溶。

1．氧化性

(1)与氢气反应

总结：

结论：非金属元素的非金属性越强，其非金属单质的氧化性就越强，就越易与氢气反应；生成的气态氢化物也就越稳定。

(2)与金属反应

2Fe+3Cl₂2FeCl₃剧烈反应，大量棕褐色的烟。

Cu+Cl₂CuCl₂剧烈燃烧，生成棕黄色的烟。加少量水，溶液变绿色；再加水，溶液变蓝绿色。

6Fe+4O₂ 2Fe₃O₄剧烈燃烧，火星四射，生成黑色固体。

2Cu+O₂ 2CuO加热变黑。

Fe+S FeS剧烈反应，生成黑色固体。

2Cu+S Cu₂S铜在硫蒸气中燃烧，有红光。

结论：非金属单质与变价金属反应，若非金属单质的氧化性较强(如O₂、Cl₂、Br₂等)，则金属被氧化成高价态化合物；若非金属单质的氧化性较弱(如I₂、S等)，则金属被氧化成低价态化合物。

(3)非金属单质间的反应

通常，非金属单质可以与O₂或X₂反应，生成相应的氧化物或卤化物。O₂做氧化剂，除X₂外的非金属单质均可被直接氧化；X₂做氧化剂，许多非金属单质也可被氧化，较熟悉情况为H₂、P等。

原则：非金属性强的氧化非金属性弱的。

(4)非金属间的置换

即：元素同周期，右边的置换左边的；元素同主族；上面的置换下面的。

写化学方程式：

①Cl₂+Br-(I^-)或Br₂+I^-；O₂+H₂S；C+SiO₂。

②F₂+H₂O；Cl₂+H₂S；CH₄+O₂(不完全燃烧)。

③O₂+HI；Br₂+H₂S；I₂+H₂S。

3．溶解性：除F₂与水发生置换反应，Cl₂、Br₂在水中发生自身氧化还原反应(部分)外，可以说非金属单质均难溶于水。

2．晶体类型：原子晶体B、C、Si；分子晶体：除B、C、Si外的其它(常见)非金属单质。

1．常温下状态：气态H₂、N₂、O₂、F₂、Cl₂(稀有气体除外)；液态Br₂；其余为固态。

2．除H、He、B外，最外层电子数≥4；且原子半径比同周期的金属元素小。