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。

1．22种非金属元素，有6种是稀有气体；除H外均处于周期表右上方；除第一周期外，每周期非金属元素数目=8-周期序数。

3．以结构为主线，以元素周期律为指导，联系类型、掌握递变。

落实存在、性质、制备、用途四要点。

(1)从位置出发，以Cs为例。位置：第六周期，IA族。→结构特点：最外层只有一个电子，原子半径大。→比Na、K更活泼的金属元素，具强的金属性。→应隔绝空气保存；与水反应剧烈，可能发生爆炸；与氧气迅速反应，主要产物肯定不是Cs₂O。

(2)从结构出发：已知某元素原子有六个电子层，最外层2个电子→最外层电子数少，电子层数多，应是活泼金属，金属性大于钙→与水剧烈反应；氢氧化物是可溶性强碱；碳酸盐、硫酸盐均不溶于水。

(3)从性质出发：某单质能从水中置换出O2。→非金属性大于氧，应为最活泼的非金属元素F→在周期表的右上角，第二周期ⅦA族→可与绝大多数金属、非金属甚至某些稀有气体直接反应；化合价只有-1价；几乎无法用氧化剂将F-氧化成F2。

分析：

归纳：

2．总结规律、串联比较，使知识系统化、网络化。

归纳思维过程：位置→最外层电子数→成键情况→实际价态→化学式

即：位置→结构→性质

21．(本小题满分14分)如图，设的面积为，已知．

　 (1)若，求向量与 的夹角的取值范围；

　 (2)若，且，当取最小值时，建立适当的直角坐标系，求

以为中心，为一个焦点且经过点的椭圆方程．