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高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第12讲副族元素及其化合物【竞赛要求】钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。
过渡元素氧化态。
氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。
水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出（不使用特殊试剂）和分离。
制备单质的一般方法。
【知识梳理】一、通论d区元素是指IIIB~VIII族元素，ds区元素是指IB、IIB族元素。
d区元素的外围电子构型是(n－1)d1~10ns1~2（Pd例外），ds区元素的外围电子构型是(n－1)d10ns1~2。
它们分布在第4、5、6周期之中，而我们主要讨论第4周期的d区和ds区元素。
第4周期d区、ds区元素某些性质*（）内为不稳定氧化态。
同一周期的d区或ds区元素有许多相似性，如金属性递变不明显、原子半径、电离势等随原子序数增加虽有变化，但不显著，都反映出d区或ds区元素从左至右的水平相似性。
d区或ds区元素有许多共同的性质：（1）它们都是金属，因为它们最外层都只有1~2个电子。
它们的硬度大，熔、沸点较高。
第4周期d区元素都是比较活泼的金属，题目能置换酸中的氢；而第5、6周期的d区元素较不活泼，它们很难和酸作用。
（2）除少数例外，它们都存在多种氧化态，且相邻两个氧化态的差值为1或2，如Mn，它有–1，0，1，2，3，4，5，6，7；而p区元素相邻两氧化态间的差值常是2，如Cl，它有–1，0，1，3，5，7等氧化态。
最高氧化态和族号相等，但VIII族除外。
第4周期d区元素最高氧化态的化合物一般不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态的化合物则比较稳定，且最高氧化态化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在，如WO3、WF6、MnO-4、FeO-24、CrO-24等，最低氧化态的化合物主要以配合物形式存在，如[Cr(CO)5]2–（3）它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。
这些离子的颜色同它们的离子存在未成对的d电子发生跃迁有关。
某些d去元素水合离子的颜色电子构型未成对电子数阳离子水合离子颜色3d00Sc3+Ti4+无色无色3d111Ti3+V4+紫色蓝色3d2 2 V3+绿色3d333V2+Cr3+紫色紫色3d444Mn3+Cr2+紫色蓝色3d555Mn2+Fe3+肉色浅紫色3d6 4 Fe2+绿色3d7 3 Co2+粉红色3d8 2 Ni2+绿色3d9 1 Cu2+蓝色3d100 Zn2+无色常见酸根离子的颜色有：CrO-24（黄色）、Cr2O-27（橙色）、MnO-24（绿色）、MnO-4（紫红色）。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第4讲原子结构与元素周期律[竞争要求]核外电子运动状态:用s、p、d等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能、电子亲合能、电负性。
四个量子数的物理意义及取值。
单电子原子轨道能量的计算。
s、p、d原子轨道图像。
元素周期律与元素周期系。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。
原子半径和离子半径。
s、p、d、ds、f区元素的基本化学性质和原子的电子构型。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高氧化态与族序数的关系。
对角线规则。
金属性、非金属性与周期表位置的关系。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属。
主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。
铂系元素的概念。
[知识分类]一、核外电子的运动状态1、微观粒子的二重性（1）光的波动性λ波长：传播方向上两个相邻峰（谷）之间的距离。
频率v：频率就是物质（光子）在单位时间内振动的次数。
单位是hz（1hz=1s1）。
－光速c=λv真空中2.998×108ms~－1=3×108ms1，大气中降低（但变化很小，－可忽略）。
波数V=1?（cm1）－（2）光的微粒性1900年，根据实验情况，提出了原子只能不连续地吸收和发射能量的观点。
这种不连续能量的基本单位称为光量子，光量子的能量（E）与频率（V）成正比。
即：e=h?（4-1）式中h为普朗克常数，等于6.626×10c34js（3）白光是复色光可见光的颜色与波长紫-绿-黄-橙-红波长（nm）400-430430-470470-500500-560560-590590-630630630-760（4）电子的波粒二象性-物质波-1-1923年，L·德布罗意在类比爱因斯坦的光子理论后，提出电子不仅具有粒子性质，而且还具有波性质。
2009年云南师大附中高中化学奥赛培训■理论部分初赛基本要求1.有效数字。
在化学计算和化学实验中正确使用有效数字。
定量仪器（天平、量筒、移液管、滴定管、容量瓶等）的精度与测量数据有效数字。
运算结果的有效数字。
2.理想气体标准状态。
理想气体状态方程。
气体密度。
分压定律。
气体相对分子质量测定。
气体溶解度（亨利定律）。
3.溶液浓度与固体溶解度及其计算。
溶液配制（浓度的不同精确度要求对仪器的选择）。
重结晶及溶质一溶剂相对量的估算。
过滤与洗涤操作、洗涤液选择、洗涤方式选择。
溶剂（包括混合溶剂）与溶质的相似相溶规律。
4.容量分析的基本概念。
被测物、基准物质、标准溶液、指示剂、滴定反应等。
分析结果的准确度和精密度。
滴定曲线与突跃（酸碱强度、浓度、溶剂极性对滴定突跃影响的定性关系）。
酸碱指示剂的选择。
高猛酸钾、重铅酸钾、硫代硫酸钠、EDTA为标准溶液的滴定基本反应与分析结果计算。
（缓冲溶液）？5.原子结构。
核外电子运动状态，用s、p、d等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能和电负性。
6.元素周期律与元素周期系。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右的性质变化一般规律；$、d、ds. p、f•区。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高化合价与族序数的关系。
对角线规则。
金属性、非金属性与周期表位置的关系。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属。
主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。
钳系元素的概念。
7.分子结构。
路易斯结构式（电子式）。
价层电子对互斥模型对简单分子（包括离子）立体结构的预测。
杂化轨道理论对简单分子（包括离子）立体结构的解释。
共价键。
b键和兀键。
大兀键。
共轨（离域）的一般概念。
等电子体的一般概念。
8.配合物。
配合物与配离子的基本概念。
路易斯酸碱的概念。
重要而常见的配离子的中心离子（原子）和重要而常见的配体（水、轻离子、卤离子、拟卤离子、氨分子、酸根离子、不饱和炷等）。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第11讲主族元素及其化合物【竞赛要求】卤素、氧、硫、氮、磷、碳、硅、锡、铅、硼、铝。
碱土金属、碱金属、稀有气体。
常见难溶盐。
氢化物的基本分类和主要性质。
常见无机酸碱的形态和基本性质。
氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。
【知识梳理】一、氢和稀有气体（一）氢氢位于周期表的第一周期IA族，具有最简单的原子结构。
氢在化学反应中有以下几种成键情况：1、氢原子失去1s电子成为H+。
但是除了气态的质子外，H+总是与其它的原子或分子相结合。
2、氢原子得到1个电子形成H－离子，主要存在于氢和IA、IIA中（除Be外）的金属所形成的离子型氢化物的晶体中。
3、氢原子和其它电负性不大的非金属原子通过共用电子对结合，形成共价型氢化物。
此外，与电负性极强的元素相结合的氢原子易与电负性极强的其它原子形成氢键，以及在缺电子化合物中存在的氢桥键。
（二）稀有气体1、稀有气体的存在、性质和制备价电子层结构He Ne Ar Kr Xe Rn1s22s22p63s23p64s24p65s25p66s26p6（1）存在：稀有气体的价电子结构称为饱和电子层结构，因此稀有气体不易失去电子、不易得到电子，不易形成化学键，以单质形式存在。
（2）物性：稀有气体均为单原子分子，He是所有单质中沸点最低的气体。
（3）制备：①空气的液化②稀有气体的分离2、稀有气体化合物[PtF6]－O2 + PtF6 = O2由于O2的第一电离能（1175.7 kJ·mol－1）和氙的第一电离能（1171.5 kJ·mol－1）非常接近，于是想到用氙代替氧可能会发生同样的反应。
结果成功了。
Xe + PtF6 = Xe +[PtF6]－（1）氟化物①制备：氙和氟在密闭的镍反应器中加热就可得到氙氟化物F2 + Xe（过量）→XeF2F2 + Xe（少量）→XeF4F2 + Xe（少量）→XeF6②性质（a）强氧化性：氧化能力按XeF2——XeF4——XeF6顺序递增。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第11讲 主族元素及其化合物【竞赛要求】卤素、氧、硫、氮、磷、碳、硅、锡、铅、硼、铝。
碱土金属、碱金属、稀有气体。
常见难溶盐。
氢化物的基本分类和主要性质。
常见无机酸碱的形态和基本性质。
氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。
【典型例题】例1、有NO 和CO 2的混合气体14 mL ，通过足量的Na 2O 2后，体积变为7 mL ，再通过水洗后体积变化为2 mL 。
试求混合气体中NO 和CO 2的体积各是多少毫升？分析：此题结果有两种可能，一是剩余2 mL O 2，二是剩余2 mL NO 。
解：（1）若剩余2 mL O 2则通过Na 2O 2后的7mL 气体为NO 2与O 2混合气。
设其中NO 2为x ，O 2为7－x4 NO 2 + O 2 + 2 H 2O = 4 HNO 34mL 1mLx 7－x －2x = 4mL根据 2 NO + O 2 = 2 NO 2故原混合气体中：NO 为4 mL ，CO 2为10 mL（2）若剩余2 mL NO由于 2 CO 2 + 2 Na 2O 2 + 2 Na 2CO 3 + O 22 NO + O 2 = 2 NO 2所以 CO 2 + NO + Na 2O 2 = Na 2CO 3 + NO 2原混合气体14mL 通过Na 2O 2后，体积减少一半，可推知原混合气体中两种气体的体积比为)()(2NO CO V V ≥1，即7mL 气体只可能是NO 2和O 2的混合气体或纯净NO 2，不存在NO 。
水洗后2 mL NO 应来源于3 NO 2 + H 2O = 2 HNO 3 + NO 。
产生2 mL NO 消耗6 mL NO 2；余下1 mL 应是NO 2与O 2的混合气体，并按V (NO 2)︰V (O 2) = 4︰1相混，即NO 2为0.8 mL ，O 2为0.2 mL 。
7mL 混合气中：V (NO 2)= 6 mL+0.8 mL = 6.8 mL V (O 2) = 0.2 mL故原混合气中：V (NO) = 6.8 mL V (CO 2) = 14 mLl －6.8 mL = 7.2 mL例2、KIO 3与KI 在中性或碱性溶液中不起反应，在酸性溶液中能起反应析出I 2。
高中化学奥林匹克竞赛辅导氧族元素一、氧族元素简介氧族元素包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)五个元素，价层电子构型为n s2n p4。
氧族元素与电负性比它们大的元素化合时，氧化数可呈现+2、+4、+6(O的氧化数最高为+2，如OF2)。
氧族元素处于+6氧化态时只有氧化性，处于+4氧化态时既有氧化性又有还原性。
氧族元素的性质二、氧及其化合物1.氧的单质氧有两种常见的同素异形体，即O2和O3。
O3为V型结构，中心O原子为sp2杂化，含一个π34键。
它和SO2、NO2-等微粒互为等电子体。
O3分子具有弱极性，偶极矩μ=0.53D。
O2是无色气体，其液体和固体都是淡蓝色的，工业上用分馏液态空气来制备O2。
实验室可以用加热KMnO4、KClO3固体（MnO2作催化剂），或者MnO2催化H2O2分解得到。
O3因其特殊的鱼腥臭味而得名，具有比O2更强的氧化性，可使湿润的淀粉-KI试纸变蓝：O3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2。
O3可以用作工业废水处理剂，效率高且无污染。
如，CN-+O3=OCN-+O2。
2.H2O：H2O是地球上分布最广泛的物质，是最重要的化合物之一，H2O的分子结构为V型，键角为104.5°，具有很强的极性。
H2O分子中存在氢键，其熔沸点高于同主族其它元素的氢化物。
H 2O 的式量为18.02，在沸点时测得其相对分子量是18.64，此时H 2O 分子一部分以二聚物[(H 2O)2] 存在。
H 2O 分子之间以氢键缔合。
在液态水中，存在是3个、4个……更多数目的H 2O 分子缔合而成的缔合分子。
水有很高的热稳定性，加热到2000K 时也只有0.6%的水分解。
3.H 2O 2：H 2O 2分子中两个O 原子以非极性共价键相连，-O-O-键称为过氧键，两个H 原子和两个O 原子不在同一个平面上，其立体结构如图所示：H 2O 2是无色的粘稠液体，分子间有氢键。
由于极性比水强，在固态和液态时，H 2O 2分子缔合的程度比水大，所以沸点比水高，达150℃。
高中化学奥林匹克竞赛辅导氮族元素一、氮族元素简介氮族元素包括氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)，价电子构型为n s2n p3，需要得到3个电子达到稀有气体的稳定结构，由于需要的电子数较多，氮族元素比卤族元素和氧族元素形成简单阴离子要困难得多，实际上只有N和P能形成-3价的离子。
如果以失去电子的方式形成稳定结构，则需要失去5个电子，也是非常困难的，因此+5价的简单离子是不存在的。
固态化合物中Sb 和Bi可以形成+3价的离子，但在水溶液中很容易水解成氧基离子SbO+和BiO+。
+5氧化态的铋由于“惰性电子对效应”（第六周期的p区主族元素铊(Tl)、铅(Pb)、铋(Bi)在低氧化态时即Tl+、Pb2+、Bi3+比较稳定；在高氧化态时即Tl3+、Pb4+、Bi5+不稳定，具有强氧化性）具有强氧化性，NaBiO3能将Mn2+氧化成MnO4-。
N3-，P3-阴离子仅存在于固态的离子化合物中，在水溶液中将发生水解反应而不存在。
形成化合物时，由于没有d轨道参与成键，N最多能形成4个共价键，即配位数为4，采取sp3杂化；而其余的元素配位数可达到5或6，如PC15，PF6-，Sb(OH)6-等。
AsX5，SbX5是强的路易斯酸，如，在液态SbF5和HF的混合体系中，SbF5能与F-形成正八面体形阴离子SbF6-，H+能自由运动，几乎不受束缚，因此该物质有强酸性，酸性是纯H2SO4的数千亿倍，为已知物质中酸性最强的物质。
氮族元素的性质二、氮及其化合物1.氮的单质(N2)N2是无色无味的气体，难溶于水。
由于N≡N叁键的键能很大，在通常情况下N2是化学惰性的，可以作保护性气体。
但并不能认为氮是一种化学惰性的元素，实际上氮原子有很高的化学活泼性，它的电负性（3.04）仅次于氟和氧，它能与其他元素形成较强的键。
Mg在氮气中能燃烧生成Mg3N2(微黄色粉末)：3Mg+N2Mg3N2，Mg3N2水解生成氢氧化镁和氨气：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第11讲主族元素及其化合物【竞赛要求】卤素、氧、硫、氮、磷、碳、硅、锡、铅、硼、铝。
碱土金属、碱金属、稀有气体。
常见难溶盐。
氢化物的基本分类和主要性质。
常见无机酸碱的形态和基本性质。
氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。
【知识梳理】一、氢和稀有气体（一）氢氢位于周期表的第一周期IA族，具有最简单的原子结构。
氢在化学反应中有以下几种成键情况：•1、氢原子失去1s电子成为H+ 。
但是除了气态的质子外，H+ 总是与其它的原子或分子相结合。
•2、氢原子得到1个电子形成H－离子，主要存在于氢和IA、IIA中（除Be外）的金属所形成的离子型氢化物的晶体中。
•3、氢原子和其它电负性不大的非金属原子通过共用电子对结合，形成共价型氢化物。
此外，与电负性极强的元素相结合的氢原子易与电负性极强的其它原子形成氢键，以及在缺电子化合物中存在的氢桥键。
（二）稀有气体1、稀有气体的存在、性质和制备价电子层结构He Ne Ar Kr Xe Rn1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6（1）存在：稀有气体的价电子结构称为饱和电子层结构，因此稀有气体不易失去电子、不易得到电子，不易形成化学键，以单质形式存在。
（2）物性：稀有气体均为单原子分子，He是所有单质中沸点最低的气体。
（3）制备：①空气的液化•②稀有气体的分离2、稀有气体化合物O2 + PtF6 = O2[PtF6]－由于O2的第一电离能（1175.7 kJ·mol－1）和氙的第一电离能（1171.5 kJ·mol－1）非常接近，于是想到用氙代替氧可能会发生同样的反应。
结果成功了。
Xe + PtF6 = Xe +[PtF6]－（1）氟化物①•①①制备：氙和氟在密闭的镍反应器中加热就可得到氙氟化物• •F2 + Xe（过量）→ XeF2•F2 + Xe（少量）→ XeF4•F2 + Xe（少量）→ XeF6②性质（a）强氧化性：氧化能力按XeF2——XeF4——XeF6顺序递增。
一般情况被还原为单质。
NaBrO3 + XeF2 + H2O → NaBrO4 + 2HF + XeXeF2 + H2 → 2HF + XeXeF2 + 2Cl- → 2F- + Xe + Cl2XeF4 + Pt → 2PtF4 + Xe（b ）与水反应：氙氟化物与水反应活性不同2XeF2 + 2H2O = 2Xe + 4HF + O2 （在碱中迅速反应）6XeF4 + 12H2O = 2XeO3 + 4Xe + 3O2 + 24HFXeF6 + 3H2O = XeO3 + 6HFXeF6 + H2O = XeOF4 + 2HF （不完全水解）（2）氧化物氙的氧化物是无色、易潮解、易爆炸的晶状固体。
由氟化物水解制备。
•XeO 3：是一种易潮解和易爆炸的化合物，具有强氧化性。
•• •XeO 4：很不稳定，具有爆炸性的气态化合物。
（3）稀有气体化合物的构型•分子 价电子对数 价电子对构型 可能构型 最稳定构型Xe F2 5 三角双锥 三种 直线型Xe F4 6 八面体 二种 平面四面形Xe F6 7 变形八面体 二种 变形八面体XeOF4 6 八面体 二种 四方锥形XeO3 4 四面体 一种 三角锥形XeO4 4 四面体 一种 正四面体二、s 区元素（一）通性1、它们的价电子构型为ns1~2，内层为稀有气体稳定电子层结构。
价电子很易失去呈+1、+2氧化态。
都是活泼性很高的金属，只是碱土金属稍次于碱金属而己。
2、有较大的原子半径。
因为每一周期是从碱金属开始建立新的电子层。
原子半径变化的规律：同周期从IA 到IIA 减小，同族中从上到下增大。
3、电离势和电负性均较小，其变化规律为同周期从IA 到IIA 增大，同族中从上到下顺序减小。
（二）单质1、存在由于它们的化学活泼性，决定它们只可能以化合物形式存在于自然界中。
如盐（X －、CO-23、SiO -23、SO -24等）；氧化物（Li2O 、BeO 等）2、性质（1）物性：单质具有金属光泽，有良好的导电性和延展性，除Be 和Mg 外，其它均较软。
它们在密度、熔点、沸点和硬度方面往往差别较大。
XeO 3 盐酸 → Cl 2 Fe 2+ → Fe 3+ Br - → BrO -3+（2）化性：活泼。
①它们具有很高的化学活泼性，能直接或间接地与电负性较高的非金属元素形成相应的化合物。
如可与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等元素相化合。
一般均形成离子化合物（除Li 、Be 及Mg 的卤化物外）。
②单质与水反应放出氢气。
其中Be 和Mg 由于表面形成致密的氧化膜因而对水稳定。
③标准电极电势均很负，是很强的还原剂。
它们的还原性在于态及有机反应中有广泛的应用。
如高温下Na 、Mg 、Ca 能把其它一些金属从氧化物或氯化物中还原出来。
3、制备：单质的制备多数采用电解它们的熔盐。
如电解NaCl 、BeCl2、MgCl2等。
注意：不能电解KCl ，因为会产生KO2和K ，发生爆炸。
其他方法：①金属置换KCl + Na → NaCl +K ↑（K 比Na 易挥发，离开体系； NaCl 晶格能大于KCl ）BeF2 + Mg → MgF2 + Be②热分解4KCN = 4K + 4C + 2N2 2MN32M ＋3N2 （M = Na 、K 、Rb 、Cs ）③热还原K2CO3 + 2C 2K ↑+ 3CO 2KF + CaC2 CaF2 + 2K ↑+ 2C（三）氧化物和氢氧化物 1、碱金属的氧化物比碱土金属的氧化物种类多。
它除有正常氧化物外，还有过氧化物、超氧化物及臭氧化物。
如碱金属在空气中燃烧时，只有Li 的主要产物是Li2O （正常氧化物），而Na 、K 、Rb 、Cs 的主要产物分别是Na2O2（过氧化物）、KO2（超氧化物）、RbO2（超氧化物）和Cs2O2（过氧化物）。
2、氢氧化物除Be(OH)2呈两性外，其余均为中强碱或强碱。
（四）盐类1、碱金属的盐类有MX （卤化物）、MNO3、M2SO4、M2CO3、M3PO4等。
它们的共性如下：①都是离子晶体（Li 盐除外）；②都易溶解。
除Li 盐和极少数大阴离子组成的盐以外，例如LiF 、Li2CO3、Li3PO4、 Na[Sb(OH)6]、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O 等均难溶。
③热稳定性均很高，但Li 2CO3和硝酸盐除外，它们加热会分解：④易形成复盐。
光卤石类通式：M+Cl ·MgCl2·6H2O （M+ = K+，Rb+，Cs+）矾类通式： M 2SO4·MgSO4·6H2O （M+ = K+，Rb+，Cs+）2、碱土金属盐类其溶解度与碱金属盐有些差别。
它们的碳酸盐、磷酸盐和草酸盐均难溶。
BaSO4、BaCrO4的溶解度亦很小。
它们的碳酸盐在常温下均较稳定（BeCO3例外），但加热可分解。
热稳定性由Mg 到Ba 顺序增强。
三、p 区元素1273~1423K1473K真空1、通性（1）外层电子结构ns2np5，很容易得到一个电子呈八电子稳定结构，所以卤族元素显强氧化性。
（2）氧化能力 F2＞Cl2＞Br2＞I2F2、Cl2可与所有金属作用，Br2、I2可与除贵金属外所有金属作用。
F2是最强的氧化剂，能与稀有气体反应生成XeF2、XeF4、XeOF4；与水猛烈反应放出O2。
（3）化合价：由卤素电子层结构ns2np5决定，除了易获得一个电子显– 1价外，氯、溴、碘的原子最外层电子结构中存在空的nd轨道，当这些元素与电负性更大的元素化合时，它们的nd轨道可以参加成键，原来成对的p电子拆开进入nd轨道中，因此这些元素可以表现更高的氧化态 +1、+3、+5、+7。
这一类化合物主要是卤素含氧化合物和卤素互化物，主要形成共价键。
氟原子外层电子结构是2s22p5，价电子是在L层上，没有空d轨道，而且F的电负性最大，仅显 +1价。
2、卤化氢制备：在实验室里由浓H2SO4与NaCl作用制得少量HCl。
而HBr、HI不能由浓H2SO4与NaBr、NaI作用制得，这是因为浓H2SO4对所生成的HBr及HI有氧化作用，使其中一部分被氧化成单质Br2及I2析出。
H2SO4(浓) + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2OH2SO4(浓) + 8HI = 4I2 + H2S + 4H2O可由H3PO4代替H2SO4制备HBr、HI，避免以上氧化作用。
性质：HF最稳定，高温下不分解，而HI在300℃即大量分解为I2与H2。
HF有强腐蚀性，并能腐蚀玻璃。
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O △Go = – 75.2 kJ·mol－13、卤化物及多卤化物（1）氯化物AgCl、Hg2Cl2、PbCl2，CuCl难溶于水，其它易溶于水。
（2）由于氟的氧化性强，元素在氮化物中可呈高氧化态。
例如一般卤素银盐为AgX，但有AgF2存在。
由于碘离子还原性强，碘化物中元素呈低价氧化态，如FeI2较稳定。
（3）卤化物可和相同或不相同的卤素分子形成多卤化物，最常见的多卤化物是KI3，是由I2溶于KI中形成。
多卤化物所含的卤素可以是一种，也可以是两种或三种，如RbBrCl2、CsBrICl。
只有半径大，电荷少的金属离子适于形成多卤化物。
4、卤素的含氧酸卤素的含氧酸以氯的含氧酸最为重要。
因素含氧酸和含氧酸盐的许多重要性质，如酸性、氧化性、热稳定性、阴离子碱的强度等都随分子中氧原子数的改变而呈规律性的变化。
以氯的含氧酸和含氧酸盐为代表将这些规律总结在表中。
卤素含氧酸及其盐的稳定性与它们的氧化能力有相应的关系。
稳定性较差，氧化能力较1、通性（1）价电子层结构ns2np4，氧化态–2、+2、+4、+6，氧仅显–2价（除H2O2及OF2外）。
（2）氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属（钋除外），但不及卤素活泼。
（3）随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。
氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。
2、过氧化氢制备：电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2↑性质：①不稳定性：H2O2 = H2O + 1/2O2 （光照及少量金属离子存在都能促进分解）②氧化还原性：由于H2O2氧化数处于中间，所以既显氧化性又显还原性，以氧化性为主。
③弱酸性：H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+2H2O3、硫化氢和硫化物（1）硫化氢制备： FeS + 2HCl = FeCl2 + H2SH2S是一种有毒气体，需在通风橱中制备。
