HF几乎不具有还原性，除电流外，任何强氧化剂都不能氧化它。
其他氢卤酸通常被氧化为卤素单质。
例如，强氧化剂KMnO4可氧化HCl：
2KMnO4＋16HCl＝KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2
而HI甚至可被空气中的O2氧化为I2，故HI溶液放置在空气中会慢慢变成黄到棕色。
氢卤酸中以盐酸的工业产量最大，盐酸为一种重要的工业原料和化学试剂。
商品浓盐酸的相对密度为1.19，含37%左右的HCl（浓度约为12mol·L－1）。
氢碘酸是一种强酸，具有强烈的腐蚀作用，有还原性。
（3）卤化氢的制备
卤化氢的制备可采用单质直接合成、复分解和卤化物水解等方法。
（3.1）单质直接合成
卤素与氢可以直接化合制备卤化氢。
只有氯化氢的直接合成法具有工业意义。
（3.2）复分解反应
制备氟化氢以及少量氯化氢时，可用浓硫酸与相应的卤化物（如萤石CaF2、NaCl等）作用，加热使卤化氢气体从混合物中逸出：
NaCl＋H2SO4（浓）ΔNaHSO4＋HCl↑
NaCl＋NaHSO4>500℃Na2SO4＋HCl↑
实验室能够达到的加热温度一般仅能利用第一步反应，生成酸式硫酸盐。
浓硫酸和溴化物、碘化物作用虽然有类似反应，但由于HBr、HI的还原性增强，能被浓硫酸氧化成单质溴或碘，同时生成SO2或H2S：
2HBr＋H2SO4（浓）＝SO2＋Br2＋2H2O
8HI＋H2SO4（浓）＝H2S＋4I2＋4H2O
因此不能用浓硫酸和溴化物或碘化物的反应来制备HBr或HI，须改用非氧化性的酸，如磷酸，代替浓硫酸：
NaBr＋H3PO4＝NaH2PO4＋HBr
（3.3）卤化磷的水解反应
实验室中还常用非金属卤化物水解的方法制备溴化氢和碘化氢：
PBr3＋3H2O＝H3PO3＋3HBr
在实际应用时，只须将溴或碘与红磷混合，再将水逐渐加入该混合物中，就可制得HBr或HI：
3Br2＋2P＋6H2O＝2H3PO3＋6HBr
3I2＋2P＋6H2O＝2H3PO3＋6HI
（4）HF的特殊性
由于氟原子半径特别小，且HF分子之间易形成氢键而缔合成（HF）n，故出现一些反常的性质，如：
（4.1）反常高的熔、沸点，氟化氢的熔、沸点在卤化氢中为最高；
（4.2）HF可以通过氢键与活泼金属的氟化物形成各种“酸式盐”，如KHF2（KH·HF）等；
（4.3）氢氟酸是弱酸，在0.1mol·L－1的溶液中，电离度仅为10%；
（4.4）与其他氢卤酸不同，氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应，一般生成气态的SiF4：
SiO2＋4HF＝SiF4↑＋2H2O
CaSiO3＋6HF＝SiF4↑＋CaF2＋3H2O
因此，氢氟酸不能贮于玻璃容器中，应该盛于塑料容器里。
上述反应说明Si－F键比Si－O键有更大的键能。
该反应可利用来蚀刻玻璃，溶解硅酸盐。
HF能侵蚀皮肤，并且难以治愈，故在使用时须特别小心。
8.1.4卤化物
卤素和电负性较小的元素形成的化合物称为卤化物（halides），可以分为离子型卤化物和共价型卤化物二类。
卤素与活泼的碱金属、碱土金属形成离子型卤化物，它们的熔沸点高，大多可溶于水并几乎完全解离。
卤素和非金属或氧化数较高的金属形成共价型卤化物。
非金属卤化物的熔沸点低，不溶于水（如CCl4），或遇水立即水解（如PCl5、SiCl4），水解常生成相应的氢卤酸和该非金属的含氧酸：
PCl5＋4H2O＝5HCl＋H3PO4
SiCl4＋3H2O＝4HCl＋H2SiO3
大多数金属氯化物易溶于水，而AgCl、Hg2Cl2、PbCl2难溶于水。
金属氟化物与其他卤化物不同，碱土金属的氟化物（特别是CaF2）难溶于水，而碱土金属的其他卤化物却易溶于水；AgF易溶于水，而银的其他卤化物则不溶于水。
8.1.5含氧酸及含氧酸盐
除氟外，氯、溴、碘都可以与氧化合，生成氧化数为＋1、＋3、＋5、＋7的各种含氧化合物（氧化物、含氧酸和含氧酸盐），但它们都不稳定或不很稳定。
比较稳定的是含氧酸盐，最不稳定的是氧化物。
含氧酸及其盐的化学性质主要为热稳定性、氧化性，含氧酸还有酸性。
它们的制备采用氧化还原或复分解的方法。
卤素的含氧酸（oxyacidsofhalogen）及其盐都是氧化剂。
氟和氧的化合物叫氟化物（如二氟化氧OF2），因为氟的电负性最大，其氧化数总为负值，在此氧的氧化数为＋2。
因此氟不能形成含氧酸或含氧酸盐。
在卤素的含氧酸及其盐中，以次氯酸（hypochloricacid）及次氯酸盐（hypochlorite）和氯酸盐（chlorate）为最重要，将重点进行讨论。
（1）次氯酸及次氯酸盐
Cl2与水作用，发生下列可逆反应：
Cl2＋H2O
HClO＋H＋＋Cl－
Cl2在水中的溶解度不大，在反应中又有强酸生成，所以上述歧化反应进行的不完全。
HClO是很弱的酸，K
＝3.98×10－8，它只能存在于溶液中。
HClO性质不稳定，有三种分解方式：
①2HClO光2HCl＋O2
②2HClO脱水剂Cl2O＋H2O
③3HClOΔ2HCl＋HClO3
三种分解方式同时独立进行，称为平行反应。
它们的相对反应速率取决于反应的条件。
例如，日光或催化剂（如CoO、NiO）的存在，有利于反应①的进行。
HClO具有杀菌和漂白能力就是基于这个反应。
而Cl2之所以有漂白作用，就是由于它和水作用生成HClO的缘故，干燥的Cl2是没有漂白能力的。
把Cl2通入冷的碱溶液中，可生成次氯酸盐，反应如下：
Cl2＋2NaOH＝NaClO＋NaCl＋H2O
2Cl2＋2Ca（OH）2<40℃Ca（ClO）2＋CaCl2＋2H2O
漂白粉是Ca（ClO）2和CaCl2、Ca（OH）2、H2O的混合物，其有效成分是Ca（ClO）2。
次氯酸盐（或漂白粉）的漂白作用也主要基于HClO的氧化性。
漂白粉遇酸放出Cl2：
Ca（ClO）2＋4HCl＝CaCl2＋2Cl2↑＋2H2O
漂白粉在潮湿空气中受CO2作用逐渐分解释出HClO：
Ca（ClO）2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO
漂白粉是强氧化剂，作为价廉的消毒、杀菌剂，广泛用于漂白棉、麻、纸浆等。
（2）氯酸及氯酸盐
氯酸（chloricacid）HClO3可利用次氯酸加热使之发生歧化反应而制得，也可用Ba（ClO3）2与稀H2SO4反应得到：
Ba（ClO3）2＋H2SO4＝BaSO4↓＋2HClO3
HClO3仅存在于水溶液中，若将其浓缩到40％以上，即爆炸分解。
HClO3是强酸、强氧化剂，能将浓盐酸氧化为氯：
HClO3＋5HCl＝3CI2＋3H2O
HClO3作为氧化剂氧化HCl时，本身可能被还原为HClO2、HClO、Cl2（由于反应中的还原剂是HCl，所以HClO3不可能被还原到Cl－），但HClO2、HClO均不稳定，故HClO3的还原产物为Cl2。
HCl作为还原剂还原HClO3时，本身可能被氧化为Cl2、HClO、HClO2（由于本反应中氧化剂是HClO3，所以HCl不可能被氧化到HClO3），而HClO2、HClO均不稳定，故HCl的氧化产物也是Cl2。
把次氯酸盐溶液加热，发生歧化反应，得到氯酸盐：
3ClO－
ClO3－＋2Cl－
因此将Cl2通入热的碱溶液，可制得氯酸盐：
3Cl2＋6KOH＝5KCl＋KClO3＋3H2O
这也是一个歧化反应。
由于KClO3在冷水中的溶解度不大，当溶液冷却时，就有KClO3白色晶体析出。
固体KClO3加热分解，有两种方式：
①2KClO3
2KCl＋3O2↑
②4KClO3400℃3KClO4＋KCl
当有催化剂MnO2存在时，200℃时就开始按①式分解，如没有催化剂存在，在400℃左右时主要按②式分解，同时，还有少量O2生成。
固体氯酸盐是强氧化剂，和各种易燃物（如S、C、P）混合时，在撞击时发生剧烈爆炸，因此氯酸盐被用来制造炸药、火柴和烟火等。
氯酸盐在中性（或碱性）溶液中不具有氧化性，只有在酸性溶液中才具有氧化性，且是强氧化剂。
例如，KClO3在中性溶液中不能氧化KCl、KI，但溶液一经酸化，即可发生下列氧化还原反应：
ClO3－＋5Cl－＋6H＋＝3CI2＋3H2O
ClO3－＋6I－＋6H＋＝3I2＋Cl－＋3H2O
（3）高氯酸及高氯酸盐
用KClO4同浓H2SO4反应，然后减压蒸馏，即可得到高氯酸（perchloricacid）：
KClO4＋H2SO4＝KHSO4＋HClO4
HClO4是已知无机酸中最强的酸。
无水HClO4是无色液体。
浓的HClO4不稳定，受热分解。
HClO4在贮藏时必须远离有机物质，否则会发生爆炸。
但HClO4的水溶液在氯的含氧酸中是最稳定的，其氧化性也远比HClO3弱。
高氯酸盐（perchlorate）是氯的含氧酸盐中最稳定的，不论是固体还是在溶液中都有较高的稳定性。
固体高氯酸盐受热时都分解为氯化物和O2：
KClO4525℃KCl＋2O2↑
因此，固态高氯酸盐在高温下是强氧化剂，但氧化能力比氯酸盐为弱，可用于制造较为安全的炸药。
Mg（ClO4）2和Ba（ClO4）2是很好的吸水剂和干燥剂。
NH4ClO4用作火箭的固体推进剂。
（4）含氧酸及其盐性质的递变规律
现将氯的含氧酸及其盐的酸性、热稳定性和氧化性变化的一般规律总结如下：
（4.1）含氧酸酸性的变化规律
含氧酸的酸性变化规律可用ROH模型加以分析。
含氧酸都含有R—O—H结构，其中R代表含氧酸的中心原子。
R—O—H可看成由Rn＋、O2－和H＋三种离子组成，R—O—H在水中不同的离解方式，产生酸碱两类不同的物质：
Rn+和H＋对O2－都有吸引力。
H＋的半径小，与O2＋之间的吸引力很强。
如果Rn＋的电荷较少，半径较大，则它与O2－的吸引力不大，还不能与H＋、O2－之间的吸引力相抗衡，在水分子的作用下，ROH将按碱式离解，元素R的氢氧化物ROH便是碱。
Rn+的电荷越少，半径越大，ROH的碱性就越强。
如果Rn＋的电荷较多，半径较小，它对O2－的吸引力及对H＋的排斥力都较大，超过了O2－和H＋之间的吸引力，则ROH将按酸式离解，元素R的氢氧化物ROH便是酸。
Rn＋的电荷越多，半径越小，ROH的酸性就越强。
如果Rn＋对O2－的吸引力与H＋对O2－的吸引力相差不多，则可按两种方式离解，这时ROH就是两性氢氧化物。
根据这一模型的分析，氯的含氧酸从HClO→HClO2→HClO3→HClO4，随着中心原子Rn＋氧化数的升高，Rn＋电荷增多、半径减小，Rn＋对O2－的吸引力及对H＋的排斥力都增大，因此酸性依次增加。
其他元素的含氧酸酸性也有类似的变化规律。
由ROH模型还可以得出另外二条结论：
①同一周期中，不同元素的含氧酸的酸性自左向右逐渐增强。
例如：
H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
②同一主族中，不同元素的含氧酸的酸性自上而下逐渐减弱。
例如：
HClO3＞HBrO3＞HIO3
（4.2）含氧酸及其盐热稳定性和氧化还原性的变化规律
氯的含氧酸中，随着氯氧化数的增加，氯和氧之间的化学键（Cl－O键）数目增加，它们受热分解或参加反应时需要断开的Cl－O键的数目随之增多，因此热稳定性随之增加，氧化性随之减弱。
其中HClO只需破坏一个Cl－O键，它的热稳定性最小，最易分解引起氧化数的降低，故氧化性最强。
利用下面所示的氯的元素电势图，可以进一步阐明氯的各种含氧酸及其盐的氧化还原性：
由元素电势图可以看出，氯的各种含氧酸和盐在酸性溶液中都是较强的氧化剂，Cl2在酸性溶液中不发生歧化反应，但在碱性溶液中很容易发生歧化，生成ClO－、Cl－。
（5）溴和碘的含氧酸及其盐
溴和碘也可以形成与氯类似的含氧化合物。
它们的性质按Cl－Br－I的顺序呈现规律性的变化。
（5.1）次溴酸、次碘酸及其盐
次溴酸和次碘酸都是弱酸，酸性按HClO－HBrO－HIO的顺序减弱。
它们都是强氧化剂，都不稳定，易发生歧化反应：
3HXO＝2HX＋HXO3
溴和碘与冷的碱液作用，也能生成次溴酸盐和次碘酸盐，而且比次氯酸盐更容易歧化。
只有在0℃以下的低温才可得到BrO－，在50℃以上产物几乎全部是BrO3－。
IO－在所有温度下的歧化速率都很快，所以，实际上在碱性介质中不存在IO－。
3I2＋6OH＝5I－＋IO3－＋3H2O
（5.2）溴酸、碘酸及其盐
与氯酸相同，溴酸是用溴酸盐和H2SO4作用制得：
Ba（BrO3）2＋H2SO4＝BaSO4↓＋2HBrO3
碘酸可用浓HNO3或HClO3氧化I2来制得：
I2＋10HNO3（浓）＝2HIO3＋10NO2↑＋4H2O
2HClO3+I2＝2HIO3+Cl2
卤酸的酸性按HClO3－HBrO3－HIO3的顺序逐渐减弱，但它们的稳定性却逐渐增加。
HBrO3只存在于水溶液中，HIO3在常温时为无色晶体。
溴酸盐和碘酸盐的制备方法与氯酸盐相似。
溴酸盐和碘酸盐在酸性溶液中也都是强氧化剂。
（5.3）高碘酸
高碘酸有两种存在形式，即正高碘酸H5IO6及偏高碘酸HIO4。
H5IO6为五元酸，其结构式为：
所有H原子都能被金属原子取代而生成盐，如Ag5IO6。
高碘酸是弱酸，酸性远不如HClO4和HBrO4。
8.1.6卤素离子的鉴定
常见无机离子的鉴定是元素化合物部分的主要内容。
离子的鉴定是根据离子的化学性质，选择该离子具有的特征反应，运用定性分析化学的方法去确证该离子的存在。
离子鉴定反应的要求是：
有明显的外在特征变化（溶液颜色的改变，沉淀的生成或溶解，有气体产生等），反应迅速，有一定的灵敏度和选择性。
（1）Cl－的鉴定
氯化物溶液中加入AgNO3，即有白色沉淀生成，该沉淀不溶于HNO3，但能溶于稀氨水，酸化时沉淀重新析出：
Cl－＋Ag＋＝AgCl↓
AgCl＋2NH3＝[Ag（NH3）2]＋＋Cl－
[Ag（NH3）2]＋＋Cl－＋2H＋＝AgCl↓＋2NH＋4
（2）Br－的鉴定
溴化物溶液中加入氯水，再加CHCl3或CCl4，振摇，有机相显黄色或红棕色：
2Br－＋Cl2＝Br2＋2Cl－
（3）I－的鉴定
碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCl3溶液，即有I2生成。
I2在CCl4中显紫色，如加入淀粉溶液则显蓝色：
2I－＋Cl2＝I2＋2Cl－
2I－＋2Fe3＋＝I2＋2Fe2＋
11.2氧、硫及其化合物
周期表中的ⅥA族元素，包括氧（Oxygen）、硫（Sulfur）、硒（Selenium）、碲（Tellurium）、钋（Polonium）五个元素，通称为氧族元素。
其中氧是地壳中含量最多的元素，丰度以质量计高达46.6％。
硒、碲是稀有元素。
钋是放射性元素。
8.2.1通性
氧族元素的一些主要性质列于表8-2中。
表8-2氧族元素的性质
性质
氧
硫
硒
碲
原子序数
8
16
34
52
价层电子构型
2s22p4
3s23p4
4s24p4
5s25p4
常见氧化数
－2
－2，+2，+4，+6
－2，+2，+4，+6
－2，+2，+4，+6
熔点／℃
－218.6
112.8
221
450
沸点／℃
－183.0
444.6
685
1009
原子半径／pm
60
104
115
139
M2－离子半径／pm
140
184
198
221
第一电离能I1／kJ·mol－1
1310
1000
941
870
电负性χ
3.44
2.58
2.55
2.1
从表中可以看出，氧族元素的性质变化趋势与卤素相似。
氧和硫是典型的非金属元素，硒和碲是准金属元素，而钋是金属元素。
氧族元素原子的价层电子构型为ns2np4，有获得2个电子达到稀有气体稳定结构的趋势。
氧族元素原子和其他元素化合时，如果电负性相差很大，则可以有电子的转移。
例如，氧可以和大多数金属形成二元离子化合物，硫、硒、碲只能形成少数离子型的化合物。
氧族元素和高价态的金属或非金属化合时，所生成的化合物主要为共价化合物。
氧族元素与电负性比它们大的元素化合时，可呈现＋2、＋4、＋6氧化数。
氧族元素都有同素异形体，例如，氧有普通氧和臭氧两种单质；硫有斜方硫、单斜硫和弹性硫。
氧和硫的性质相似，都活泼。
它们对应化合物的性质也有很多相似之处。
8.2.2氢化物
（1
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