研究非金屬的通性用什麼方法

『壹』 判斷金屬性，非金屬性強弱有什麼試驗方法

金屬性:
1.與水或猜豎酸反應劇烈程度
2.氫氧化物鹼性
3.置換辨別等
非金屬性:
1.與氫氣反應劇烈程度
2.氫化物穩定性
3.高價昌困非金屬水化物酸耐兆念性
4.置換

『貳』 判斷元素非金屬性強弱常用的四種實驗方法

1、單質與氫氣反應的難易程度（容易，非氏返金屬性強）
2、生成氫化物的穩定性（穩定性簡核胡強，非金屬性強）
3、最高價氧化物水化物的酸性強弱（酸性強，非金屬性強）
4、相互之間的置換反應（強置換弱）攔攔

『叄』 判斷元素非金屬性強弱常用的四種實驗方法

（1）根據周期表判斷：在同一周期中，從左向右金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強；在同一主族中，從上向下，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
（2）根據最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱判斷：若該水化物的酸性越強，則元素的非金屬性越強；反之，則越弱。如酸性：hclo4
(最強酸)>h2so4
(強酸)>h3po4
(中強酸)>h4sio4(弱酸)，則非金屬性：cl
>
s
>
p
>
si
（3）根據單質跟氫氣生成氣態氫化物的難易程度判斷：若容易生成氣態氫化物，則元素的非金屬性越強；反之，則越弱。
（4）根據元素的氫化物的穩定性判斷：若氫化物越穩定，則元素的非金屬性越強；反之，則越弱。
（5）根據氧化還原反應判斷：在同一個氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物
（6）根據和同一種金屬反應的產物不同：如，
氯氣和鐵反應，能夠生成氯化鐵,3cl2＋2fe=2fecl3,即，氯氣可以把鐵氧化成+3價的
但是，如果是s和鐵反應，只能生成fes,也就是說s只能把鐵氧化成+2價的
所以，非金屬性：cl2>s

『肆』 非金屬單質的化學通性

(1)大多數金屬在常溫下是不透明固體(除汞外)
(2)大多數金屬呈
銀白色
，有金屬光澤
(3)大多數金屬具有
延展性
，是電和熱的良導體
(4)大多數金屬可以與氧氣、氯氣等非金屬單質反應，還能酸、部分鹽等物質反應，在反應中金屬原子失去電子顯示還原性。
金屬鈉與水反應劇烈，反應釋放出氫氣並同時生成氫氧化鈉。反應產生的熱，使金屬鈉熔化，還使它在水面上著火燃燒。金屬+非金屬--無氧
鹽酸
金升衡世屬+
氧氣
--金屬氧化物
較活潑的金屬+酸--鹽攔早+氫氣
較吵肢活潑的金屬+較不活潑的金屬的鹽溶液--較不活潑的金屬+較活潑的金屬鹽溶液
較活潑的金屬+水--氫氣+鹼（或氧化物）

『伍』 比較非金屬性強弱的方法都有哪些啊

比較非金屬性強弱的方法有：

1、根據元素周期律比較。同一周期元素從左到右，非金屬性增強，而同主族元素從上到下，非金屬性減弱；

2、根據元素原子的氧化性比較。一般來說，元素原子氧化性越強，其非芹散金屬性越強；

3、根據單質和水生成酸的反應程度比較。反應越劇烈的非金屬性越強；

4、根據最高價氧化物對應水化物的酸性來比較。一般來說，酸性越強，非金屬性越強；

5、根據對應陰離子的還原性比較。一般來說，還原性越強，對應非金屬性越弱；

6、根據對應氫化物的穩定性比較臘茄。一般來說，氫化物越穩定，非金屬性越強；

7、根據和氫氣化合的難易嫌局氏程度比較。化合越容易，非金屬性越強。

『陸』 非金屬單質的化學通性

1.與金屬反應：生成無氧酸鹽或其他AB型化合物
S+2Na==Na2S（爆炸）
Cl2+Na=點燃=NaCl（劇烈燃燒）
F2+2K===2KF（常溫下激烈燃燒）
O2+Cu==加熱==CuO
注意：並不是任意一個非金屬都能和任意一個金屬反應，
這里要求雹胡它們至友森少其中之一要活潑些。
比如：金屬Au就不能和O2反應，因為Au很不活潑（真金不怕火煉）。
而Au在微熱的條件下就能在F2中燃燒生成AuF3。
2.與H2反應：除了B等少數非金屬不與H2化合
F2+H2=暗處=2HF（爆炸）
Cl2+H2==光照==2HCl（爆炸）
Br2+H2==500度==2HBr（反應較慢）
I2+H2==加熱，催化劑==2HI（可逆反應）
O2+2H2==點燃==2H2O（激烈燃燒或爆炸）
O3+3H2===零下78度===3H2O（爆炸）
S+H2==300度==H2S（較順利，但H2S會同時少量分解）
C+2H2==高溫==CH4（反應困難）
Si+2H2==高溫==SiH4(相當困難)
2P+3H2==高溫===2PH3（反應困難，可逆）
3.某些很活潑的非金屬還會和別的非金屬反應源告攔：如O2，F2，Cl2，S等，這幾個非金屬單質的的電離能力很強，會和得到別的非金屬失去的電子而使之氧化，從而顯負價。
O2+S==點燃==SO2（O顯負-2價）
Cl2+S==加熱==SCl2（Cl顯-1價）
F2+S===SF6（F顯-1價）
5S+2P==加熱==P2S5（S顯-1價）
總之的電子能力強的顯負價，失電子能力強的顯正價！
4.除O2外的大多數非金屬單質可以和鹼反應：
2F2+2NaOH（2%）===2NaF+OF2+H2O
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
3Br2+6KOH==5KBr+KBrO3+3H2O
3S+6NaOH=加熱=2Na2S+Na2SO3+3H20
Si+2NaOH+H2O=加熱=Na2SiO3+2H2

『柒』 非金屬物質的通性

非金屬單質的通性
1．概述
(1) 位置及其原子結構
位置：位於元素周期表的右上角.把6種稀有氣體除外,一般所指的非金屬元素就只有16種.
原子結構：最外層電子數較多,原子半徑較小,化學反應中容易結合電子,顯示負化合價.
(2) 單質的晶體類型
分子晶體：H2、X2、O2、O3、S8、N2、P4、稀有氣體.
原子晶體：金剛石、Si、B.
(3) 單質的同素異形體
氧族、鹵族及氮沒有同素異形體.
由同種原子組成的晶體,晶格不同,形成不同的單質.如金剛石和石墨.
由同種原子組成的分子,其原子個數不同,形成不同的單質.如O2、O3.
由同種原子組成的分子,其晶格不同,原子個數也不同而形成不同的單質.如白磷和紅磷.
2．單質的物理性質
(1) 常溫常壓下非金屬單質的狀態
屬於分子晶體的,在同類單質中分子正御櫻量較小(范氏力較小)為氣態(F2、Cl2、O2、N2、H2),較大的為液態(Br2),固態(S、P、I2).
屬於原子晶體的是固態(金剛石、硅、硼).
(2) 單質的熔、沸點
屬於分子晶體的由於分子間力較小,故熔、沸點較低.具有相似結構的同類晶體中,一般是分子量越大,其熔、沸點較高.
屬於原子晶體的由於共價鍵的鍵能大,牢固,所以熔點很高,如金剛石,硬度大.
(3) 水溶性
氟能與水劇烈反應生成HF和O2；氯能溶於水(歧化反應),難溶於飽和食鹽拆賀水；其它單質的水溶性都很小.
(4) 非金屬單質呈固態時有熱脆性,可能透明或半透明.
比重較小,無金屬光澤((石墨例外).導電、導熱性差.
3．非金屬單質的化學性質
(1) 化學惰性：稀有氣體；
強氧化性：F2、Cl2、Br2、O2；
以還原性為主：H2、C、Si、B、P、As.
(2) 典型的非金屬較易跟金屬化合,一般形成離子鍵,非金屬元素得電子,呈負價.
(3) 典型的非金屬能跟氫氣以極性共價鍵化合生成氣態氫化物(ⅣA—ⅦA),共用電子對偏向非金屬元素,非金屬元素顯負價.
(4) 不同非金屬間通過極性鍵形成化合物,共用電子對偏向吸電子能力強的非金屬.
(5) 非金屬氧化物一般為酸性氧化物,其對應的水化物是酸,最高價氧化物對應的水化物酸性越強,則其元素的非金屬性也越強.
具體化學性質是：
(1) 與金屬反應
絕大多數非金屬能與金屬直接化合生成鹽、氧化舉叢物、氮化物和碳化物.反應的難易是：強強易,弱弱難.典型的金屬與典型的非金屬化合形成離子化合物.
2Na＋Cl2＝2NaCl
3Fe＋2O2 →Fe3O4
3Mg＋N2→Mg3N2
金屬活動順序表裡的金屬都能與F2、Cl2反應,除Ag、Pt、Au外都能與Br2、I2反應,除Pt、Au外都能與S反應,以上均生成無氧酸鹽.
注意：2Na＋S＝Na2S,Hg＋S＝HgS較易.
(2) 與非金屬反應
① 與H2反應生成氣態氫化物(以極性鍵形成氣態氫化物,水是液態).反應的難易是：強易弱難,強穩定.
即使在溫度
H2＋Cl2→2HCl
非金屬氣態氫化物大多具有還原性,其規律是：強者弱.
② 與O2反應生成非金屬氧化物,除NO、CO外,皆為成鹽氧化物.反應規律是強難弱易,鹵素不與氧氣直接化合,具有強還原性的非金屬與氧氣反應容易.大多數非金屬氧化物是酸性氧化物,其最高氧化物中除CO2為氣體外,其餘皆為固體.
S＋O2＝2SO2 4P＋5O2＝2P2O5
非金屬單質形成氧化物的由易到難的程度：P、S、C、Si、N、I、Br、Cl.
40℃左右白磷燃燒,300℃左右煤(C)著火.C、Si可在空氣中燒盡,N2在2000℃左右才和氧氣化合.I2、Br2、Cl2不與氧氣直接化合.
③ 與其它非金屬反應
2P＋3Cl2＝2PCl3
2P＋5Cl2＝2PCl5
Si＋2F2＝SiF4
C＋2S→CS2
(3) 與水反應
2F2＋2H2O＝4HF＋O2­(置換)
Cl2＋H2O＝HCl＋HClO(Br2、I2相同)(歧化)
C＋H2O(g)→CO＋H2 (水煤氣)
(4) 與鹼溶液反應
X2＋2NaOH(稀)＝NaX＋NaXO＋H2O(注意：F2例外)
3X2＋6NaOH(濃)＝5NaX＋NaXO3＋3H2O(注意：F2例外)
3S＋6KOH(濃)＝2K2S＋K2SO3＋3H2O
Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2­
P4＋3NaOH＋3H2O→3NaH2PO2＋PH3­
(5) 與氧化性酸反應
不太活潑的非金屬C、S、P、I2等具有較強還原性,可被硝酸和濃硫酸等強氧化性酸氧化.
C＋2H2SO4(濃)→CO2­＋2SO2­＋2H2O
C＋4HNO3(濃)→CO2­＋4NO2­＋2H2O
S＋2H2SO4(濃)→3SO2­＋2H2O
S＋6HNO3(濃)→H2SO4＋6NO2­＋2H2O
P＋5HNO3(濃)→H3PO4＋5NO2­＋H2O
3P(白磷)＋5HNO3(稀)＋2H2O＝3H3PO4＋5NO­
I2＋10HNO3(濃)＝2HIO3＋10 NO2­＋4H2O
(6) 與氧化物反應
① 與金屬氧化物反應(具有還原性的非金屬與具有氧化性的金屬氧化物發生氧化還原反應.)
C＋2CuO→CO2↑＋2Cu
C＋FeO→CO↑＋Fe
Si＋2FeO→SiO2＋2Fe
H2＋CuOH2→O↑＋Cu
Na2O＋O2＝Na2O2
② 與非金屬氧化物反應
C＋H2O→CO＋H2
2C＋SiO2 →2CO↑＋Si
3C＋SiO2→2CO↑＋SiC
2F2＋2H2O＝4HF＋O2­
C＋CO2→2CO
2SO2＋O2＝2SO3
2NO＋O2＝2NO2
(7) 與無氧化酸及無氧酸鹽反應
按非金屬的活動順序發生置換反應(強代弱).
2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2
Br 2＋2NaI＝2NaBr＋I2
Cl2＋Na2S＝2NaCl＋S¯
2H2S＋O2＝2H2O＋2S
2H2S＋3O2→2H2O＋2SO2
4．非金屬單質的制備方法
(1) 氧化陰離子法
電解法(可製取Cl2、F2、O2等)
2NaCl→2Na＋Cl2
(電解KHF2,Cu作容器、陰極,石墨作陽極,2KHF2 2KF＋H2­＋F2­)
用強氧化劑氧化
2KMnO4(濃)＋16HCl(濃) 2KCl＋2MnCl2＋Cl2­＋8H2O
4HCl(濃)＋MnO2 MnCl2＋Cl2­＋2H2O
2NaI＋Cl2＝2NaCl＋I2 H2S＋Br2＝2HBr＋S¯
(2) 氧化負價原子(熱分解法)
2KMnO4→KMnO4＋MnO2＋O2­
2H2S＋O2(不足)→2S＋2H2O
CH4＋O2→(不足)C＋2H2O

(3) 還原正價元素：用強還原劑將不太活潑的非金屬從它們的化合物中還原出來,這種反應需要在高溫下進行.
SiCl4＋2H2→Si＋4HCl­
B2O3＋3H2→2B＋3H2O
P2O5＋C→2P＋5CO
2C＋SiO2→2CO↑＋Si
2Mg＋SiO2→2MgO＋Si
Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2­
其它：
NH4Cl＋NaNO2→NaCl＋2H2O＋N2­

­＋2H2O
S＋6HNO3(濃)→H2SO4＋6NO2­＋2H2O
P＋5HNO3(濃)→H3PO4＋5NO2­＋H2O
3P(白磷)＋5HNO3(稀)＋2H2O＝3H3PO4＋5NO­
I2＋10HNO3(濃)＝2HIO3＋10 NO2­＋4H2O
(6) 與氧化物反應
① 與金屬氧化物反應(具有還原性的非金屬與具有氧化性的金屬氧化物發生氧化還原反應.)
C＋2CuO→CO2↑＋2Cu
C＋FeO→CO↑＋Fe
Si＋2FeO→SiO2＋2Fe
H2＋CuOH2→O↑＋Cu
Na2O＋O2＝Na2O2
② 與非金屬氧化物反應
C＋H2O→CO＋H2
2C＋SiO2 →2CO↑＋Si
3C＋SiO2→2CO↑＋SiC
2F2＋2H2O＝4HF＋O2­
C＋CO2→2CO
2SO2＋O2＝2SO3
2NO＋O2＝2NO2
(7) 與無氧化酸及無氧酸鹽反應
按非金屬的活動順序發生置換反應(強代弱).
2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2
Br 2＋2NaI＝2NaBr＋I2
Cl2＋Na2S＝2NaCl＋S¯
2H2S＋O2＝2H2O＋2S
2H2S＋3O2→2H2O＋2SO2
4．非金屬單質的制備方法
(1) 氧化陰離子法
電解法(可製取Cl2、F2、O2等)
2NaCl→2Na＋Cl2
(電解KHF2,Cu作容器、陰極,石墨作陽極,2KHF2 2KF＋H2­＋F2­)
用強氧化劑氧化
2KMnO4(濃)＋16HCl(濃) 2KCl＋2MnCl2＋Cl2­＋8H2O
4HCl(濃)＋MnO2 MnCl2＋Cl2­＋2H2O
2NaI＋Cl2＝2NaCl＋I2 H2S＋Br2＝2HBr＋S¯
(2) 氧化負價原子(熱分解法)
2KMnO4→KMnO4＋MnO2＋O2­
2H2S＋O2(不足)→2S＋2H2O
CH4＋O2→(不足)C＋2H2O

(3) 還原正價元素：用強還原劑將不太活潑的非金屬從它們的化合物中還原出來,這種反應需要在高溫下進行.
SiCl4＋2H2→Si＋4HCl­
B2O3＋3H2→2B＋3H2O
P2O5＋C→2P＋5CO
2C＋SiO2→2CO↑＋Si
2Mg＋SiO2→2MgO＋Si
Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2­
其它：
NH4Cl＋NaNO2→NaCl＋2H2O＋N2­

『捌』 金屬性與非金屬性的判斷方法

金屬性與非金屬性的判斷方法

金屬性與非金屬性的判斷方法，在學習化學的過程中，多多少少會接觸到金屬性與非金屬性方面的知識，相信大家不知道如何判斷金屬性與非金屬性，今天為大家分享幾個金屬性與非金屬性的判斷方法。

金屬性與非金屬性的判斷方法

一、根據元素周期表的知識進行判斷

1、同一周期，從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。元素周期表中最活潑的金屬是Fr，天然存在的最活潑的金屬是Cs；最活潑的非金屬元素是F。

2、同一主族，從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。元素周期表左邊為活潑的金屬元素，右邊為活潑的非金屬元素；中間的第VIA、VA族則是從非金屬元素過渡到金屬元素的完整的族，它們的同族相似性甚少，但具有十分明顯的遞變性。

二、根據元素的單質及其化合物的性質進行判斷。

金屬性強弱判斷原則

1、由單質與水（或酸）反應轉換出氫的難易程度判斷，單質與水（或酸）置換出氫越容易，元素的金屬性越強。

2、由最高價氧化物的水化物－－氫氧化物的鹼性強弱來判斷。最高價氫氧化物鹼性越強，元素的金屬性越強。

3、由金屬活動性順序表進行判斷。按金屬活動性順序，金屬元素的金屬性依次減弱。

4、由單質的還原性判斷。或單質的還原性越強，則對應元素的金屬性越強。

非金屬性強弱判斷原則

1、由元素原子的氧化性判斷：一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越強。

2、由單質和水生成酸的反應程度判斷：反應越劇烈，非金屬性越強。

3、由對應氫化物的穩定性判斷：氫化物越穩定，非金屬性越強。

4、由和氫氣化合的難易程度判斷：化合越容易，非金屬性越強。

5、由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷：酸性越強，非金屬性越強。

6、由對應陰離子的還原性判斷：還原性越強，對應非金屬性越弱。

元素金屬性強弱判斷依據

1、根據常見金屬活動性順序表判斷

金屬元素的金屬性與金屬單質的活動性一般是一致的.，即越靠前的金屬活動性越強，其金屬性越強。

。。。。。。Na Mg Al Zn Fe。。。。。。

單質活動性增強，元素金屬性也增強

需說明的是這其中也有特殊情況，如 Sn 和 Pb，金屬活動性 Sn﹥Pb，元素的金屬性是 Sn﹤Pb，如碰到這種不常見的元素一定要慎重，我們可採用第二種方法。

2、根據元素周期表和元素周期律判斷

同周期元素從左到右金屬性逐漸減弱，如第三周期 Na﹥Mg﹥Al；同主族元素從上到下金屬性增強，如 1 中所述，Sn 和 Pb 同屬 Ⅳ 主族，Sn 在 Pb 的上方，所以金屬性 Sn﹥Pb。

3、根據物質之間的置換反應判斷

通常失電子能力越強，其還原性越強，金屬性也越強，對於置換反應，強還原劑和強氧化劑生成弱還原劑和弱氧化劑，因而可由此進行判斷。如：Fe+Cu2+===Fe2++Cu 說明鐵比銅金屬性強。這里需說明的是 Fe 對應的為 Fe2+，如：Zn+Fe2+===Zn2++Fe 說明金春祥屬性 Zn﹥Fe，但 Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，卻不說明金屬性 Cu﹥Fe，而實為 Fe﹥Cu。

4、根據金屬單質與水或酸反應的劇烈程度或置換氫氣的難易判斷

某元素扒喊搏的單質與水或酸反應越容易、越劇烈，其原子失電子能力越強，其金屬性就越強。

如 Na 與冷水劇烈反應，Mg 與熱水緩慢反應，而 Al 與沸水也幾乎不作用，所以金屬性有強到弱為 Na﹥Mg﹥Al；再如：Na、Fe、Cu 分別投入到相同體積相同濃度的鹽酸中，鈉劇烈反應甚至爆炸，鐵反應較快順利產生氫氣，而銅無任何現象，根本就不反應，故金屬性強弱：Na﹥Mg﹥Al。

5、根據元素最高價氧化物對應水化物的鹼性強弱判斷

如從 NaOH 為強鹼，Mg(OH)2 為中強鹼，Al(OH)3 為兩性氫氧化物可得知金屬性：Na﹥Mg﹥Al。

6、根據組成原電池時兩電極情況判斷

通常當兩種不同的金屬構成原電池的兩極時，一般作負極的金屬性較強。如 Zn 和 Cu 比較時，把 Zn 和 Cu 用導線連接後滲殲放入稀硫酸中，發現銅片上有氣泡，說明鋅為負極，故金屬性 Zn﹥Cu。但也應注意此方法判斷中的特殊情況，如鋁和銅用導線連接後放入冷濃硝酸中，因鋁鈍化，銅為負極，但金屬性卻為 Al﹥Cu。

7、根據金屬陽離子氧化性強弱判斷

一般來說對主族元素而言最高價陽離子的氧化性越弱，則金屬元素原子失電子能力越強，即對應金屬性越強。

8、根據在電解過程中的金屬陽離子的放電順序判斷

放電順序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

在電解過程中一般先得到電子的金屬陽離子對應金屬的金屬性比後得到電子的金屬陽離子對應金屬的金屬性弱，即位置越靠前的對應金屬的金屬性越弱。如含有 Cu2 + 和 Fe2 + 的溶液電解時 Cu2 + 先得電子，所以金屬性 Fe﹥Cu。其實這一方法同 7 本質上是一樣的。

9、根據金屬失電子時吸收能量多少判斷

元素原子或離子失去或得到電子時必然伴隨有能量變化，就金屬元素原子失電子而言，在一定條件下，失電子越容易，吸收的能量越少金屬性越強；失電子越難，吸收的能量越多，金屬性越弱。如兩金屬原子 X、Y，當它們分別失去一個電子後，都形成稀有氣體原子電子層結構 X 吸收的能量大於 Y，故金屬性 Y>X。

『玖』 非金屬性強弱的比較方法有哪些

比較方法如下：

一、從元素原子結構判斷:

1、比較元素非金屬性的強弱,其實質是比較元素原子得到電子的難易程度,越易得電子,非金屬性越強。當最外層電子數相同時,電子層數越多,原子半徑越大,越不易得到電子,非金屬性越弱。

二、從元素單質及其化合物的相關性質判斷:

1、單質越易跟氫氣化合,生成的氫化物也就越穩定,氫化物的還原性也就越弱,其兄老非金屬性也就越強。

2、羨枝升最高價氧化物的水化物的酸性越強,其非金屬性越強。如硫酸的酸性強於磷酸,說明硫的非金屬性比磷強。

3、非金屬單質間的置換反應。

4、元素的原子對應陰離子的還原性越強,元素的非金屬性越弱。如硫離子的還原性比氯離子強,說明氯的非金屬性比硫強。

(9)研究非金屬的通性用什麼方法擴展閱讀

常見非金屬性的比較規律：

1、由元素原子的氧化性判斷：一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越強。（反例：氮原子氧化性弱於氯原子）

2、由單質和水生成酸的反應程度判斷：反應越劇烈，非金屬性越強。

3、由對應氫化物的穩定性判斷：氫化物越穩定，非金屬性越強。（反例：甲烷比氨穩定）

4、由和氫氣化合的難易程度判斷：化合越容易，非金屬性越強。

5、由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷：酸性越強，非金屬性越強。（反例：硝酸的酸性弱於硫酸和高氯酸，硒酸的酸性搭世強於硫酸）

值得注意的是：氟元素沒有正價態，氧目前無最高正價，硝酸則因分子內氫鍵導致酸性較弱，所以最高價氧化物對應水合物的酸性最強的是高氯酸，而不是非金屬性高於氯的氮氧氟。

『拾』 非金屬性的判斷方法

非金屬性的比較規律激塌：
1、由元素原子的氧化性判斷：一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越明純圓強。
2、由單質和水生成酸的反應程度判斷：反應越劇褲慧烈，非金屬性越強。
3、由對應氫化物的穩定性判斷：氫化物越穩定，非金屬性越強。
4、由和氫氣化合的難易程度判斷：化合越容易，非金屬性越強。
5、由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷：酸性越強，非金屬性越強。
值得注意的是：氟元素沒有正價態，故沒有氟的含氧酸，所以最高價氧化物對應水合物的酸性最強的是高氯酸，而不是非金屬性高於氯的氟元素！故規律5隻適用於氟元素之外的非金屬元素。
6、由對應陰離子的還原性判斷：還原性越強，對應非金屬性越弱。
7、由置換反應判斷：強置弱。〔若依據置換反應來說明元素的非金屬性強弱，則非金屬單質應做氧化劑，非金屬單質做還原劑的置換反應不能作為比較非金屬性強弱的依據〕
8、按元素周期律，同周期元素由左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；同主族元素由上到下，隨電子層數的增加，非金屬性減弱。