摘要：非金属元素的性质及递变规律 (1)单质的熔沸点与聚集态: ①小分子物质.如H2.O2.N2.Cl2等,通常为气体,固体为分子晶体. ②多原子分子物质.如P4.S8.As等.通常为液态或固态.均为分子晶体.但熔.沸点因范德华力较大而比①高.Br2.I2也属此类.一般易挥发或升华. ③原子晶体类单质.如金刚石.晶体硅和硼等.是非金属单质中高熔点“三角区 .通常为难挥发的固体. (2)单质导电性: 非金属一般属于非导体,金属是电的良导体,而锗.硅.砷.硒等属于半导体.石墨.碲属于电的良导体. (3)单质的化学活性及反应 ③非金属一般为成酸元素,难以与稀酸反应.固体非金属能被氧化性酸氧化. (4)氢化物 (5)卤化物:易水解 如 PCl3+3H2O＝H3PO3+3HCl . SiCl4+3H2O＝H2SiO3+4HCl BCl3+3H2O＝H3BO3+3HCl BrF5+3H2O＝HBrO3+5HF 利用此法可制得氢卤酸和含氧酸 (6)含氧酸 ① 同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强 ② 氧化性:同种元素低价强于高价含氧酸 如: HClO＞HClO3＞HClO4(稀) H2SO3＞H2SO4(稀) HNO2＞HNO3(稀) 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.
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下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（ ）
| A、ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物 | B、第二周期元素从左到右，最高正化合价从+1递增到+7 | C、同主族非金属元素的简单阴离子的还原性越强，其元素非金属性越强 | D、同周期金属元素的最外层电子数越多，其原子失电子能力越强 |
下列有关元素的性质及其递变规律不正确的是（ ）
| A、ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物 | B、某元素X的气态氢化物的化学式为H2X，则其最高价氧化物的化学式为XO3 | C、同主族非金属元素的简单阴离子的还原性越强，其元素非金属性越强 | D、同周期金属元素的最外层电子数越多，其原子失电子能力越弱 |
下列有关元素的性质及其递变规律正确的是
A．Ⅰ A族元素与ⅦA族元素间形成的化合物一定含离子键
B．第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7，最低负价从—4升高到—1
C．同主族非金属元素的简单阴离子还原性越强，其气态氢化物的稳定性越弱
D．同周期主族金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强
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元素周期表中第ⅦA族元素的单质及其化合物的用途广泛。
（1）能作为氯、溴、碘元素非金属性(原子得电子能力)递变规律的判断依据是 (填序号)。
a．Cl2、Br2、I2的熔点 b． Cl2、Br2、I2的氧化性
c．HCl、HBr、HI的热稳定性 d． HCl、HBr、HI的酸性
（2）工业上，通过如下转化可制得KClO3晶体：
NaCl溶液
NaClO3溶液
KClO3晶体
①完成I中反应的总化学方程式：□NaCl＋□H2O＝□NaClO3＋□ 。
②Ⅱ中转化的基本反应类型是 ，该反应过程能析出KClO3晶体而无其它晶体析出的原因是 。
（3）一定条件，在水溶液中1 mol Cl－、ClOX－(x＝1，2，3，4)的能量(KJ)相对大小如右图所示。
①D是 (填离子符号)。
②B→A＋C反应的离子方程式为 ；生成1molC时， KJ的热（填吸收或放出以及具体数值）
下列有关元素的性质及其递变规律正确的是
| A．Ⅰ A族元素与ⅦA族元素间形成的化合物一定含离子键 |
| B．第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7，最低负价从—4升高到—1 |
| C．同主族非金属元素的简单阴离子还原性越强，其气态氢化物的稳定性越弱 |
| D．同周期主族金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强 |