高中化学非金属元素及其重要化合物性质
第11讲 常见非金属及其重要化合物(课件)-2023届高考化学二轮复习(全国通用)
化学
2023
二轮精准复习45讲
第11讲
常见非金属及其重要化合物
有关非金属元素单质及其化合物的性质和用途的思维途径
1.硅及其化合物
(1)硅及其化合物的“价类二维”转化。
理清知识主线:
-
H4
-
H4
+
O
+
+
O2
+
O2(H2 O3)
(2)重要反应的方程式。
ClO-+Cl-+2H+═Cl2↑+H2O
⑦将SO2和Cl2混合,漂白性减弱的原因(用离子方程式表示)。
SO2+Cl2+2H2O
+
4H +S +2Cl
(3)扫除易忘知识盲点。
①液氯密封在钢瓶中,而氯水、次氯酸应保存在棕色试剂瓶中。
②酸性KMnO4溶液应用硫酸酸化。
酸化KMnO4溶液不能用盐酸,也不能用硝酸
③ClO-不论在酸性环境中还是在碱性环境中均能体现强氧化性,如ClO-与
-、Fe2+均不能大量共存。
、I
SO23
④当Fe与Cl2在加热条件下反应时,不论Fe过量还是不足,由于Cl2的强氧化
性,产物一定是FeCl3。
⑤“84”消毒液的有效成分为NaClO,漂粉精的有效成分为Ca(ClO)2。“84”消
3S↓+3H2O
④书写下列反应的化学方程式。
a.将 SO2 通入 H2S 溶液中。
2H2S+SO2
3S↓+2H2O
b.Cu 与浓硫酸混合加热。
Cu+2H2SO4(浓)
高中化学必修一必修二知识点汇总
非金属及其化合物一、硅及其化合物 Si硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。
硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。
1、单质硅（Si）：（1）物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。
（2）化学性质：①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。
Si＋2F2＝SiF4Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。
（3）用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。
（4）硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。
SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4SiCl4＋2H2＝Si(纯)＋4HCl2、二氧化硅（SiO2）：（1）SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。
（2）物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。
（3）化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：①与强碱反应：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。
②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。
③高温下与碱性氧化物反应：SiO2＋CaO CaSiO3（4）用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。
3、硅酸（H2SiO3）：（1）物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。
【高中化学】非金属元素化合物复习ppt
3 、氮气化学性质：
N2+3H2=2NH3 N2+O ===2NO N2+3Mg=Mg3N2 4、单质硅化学性质： Si+2F2==SiF4 Si+4HF==SiF4+2H2↑ 高温 Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑ Si+O2== SiO2
工业制硫酸
2H2SO4 2Na2SO4
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
2、氮氧化物： 2NO+O2==2NO2 3NO2+H2O==2HNO3+NO
综合方程式：
4NO+3O2 +2H2O =4HNO3 4NO2+ O2 +2H2O =4HNO3
3、二氧化硅：
1：SiO2 + CaO == CaSiO3 2：SiO2 + NaOH ==Na2SiO3＋Ｈ2O ３：SiO2 与水不不反应，不与酸反应（HF外）
高温 2 放电
点燃
二、非金属氧化物主要化学性质：
1、二氧化硫：
（1）酸性氧化物：SO2 + H2O = H2SO3(亚硫酸)弱酸， （2）氧化性： 2H2S+SO2 == 3S +2H2O （3）还原性：
催化剂 加热
2SO2 + O2
2SO3 H2SO4
SO3 + H2O 2H2SO3+O2 2Na2SO3+O2
高中化学一轮复习非金属知识总结
高中化学一轮复习非金属知识总结非金属是指在常温常压下不具有金属性质的元素。
氯、硫和氮是化学中较为常见的非金属元素之一、下面是关于氯、硫和氮元素的一轮复习知识总结。
一、氯元素1.基本性质氯元素的原子序数为17，原子量为35.5、它是一种黄绿色的有刺激性气味的气体，在常温常压下是一种二原子分子，符号为Cl22.物理性质氯气可以被液化，其液态为黄绿色。
氯气可溶于水，形成盐酸(HCl)。
3.化学性质氯元素是一种强氧化剂，可以与许多物质发生反应。
例如，它能与金属反应，生成相应的氯化物。
氯气也能与非金属直接反应，生成氯化物。
氯气可以使蓄电池中的氢气爆炸，因此具有剧毒性。
4.应用氯气的重要应用之一是用于消毒和净化水源。
氯化氢(HCl)是一种具有很强腐蚀性的气体，用于制备其他化学品。
二、硫元素1.基本性质硫元素的原子序数为16，原子量为32.1、硫是一种黄色固体，符号为S。
2.物理性质硫在常温下呈现为黄色晶体，不溶于水，但溶于苯等有机溶剂。
在加热下，硫会熔化和汽化，形成紫色的蒸汽。
3.化学性质硫是一种相对不活泼的元素，但它可与氧、氯和碱金属等反应。
例如，硫和氧反应形成二氧化硫(SO2)和三氧化硫(SO3)等化合物。
硫也能与金属反应，形成硫化物。
4.应用硫有许多重要的应用，例如制造硫酸，生产硫酸肥料，用作消毒剂，以及在橡胶工业中用作硫化剂。
三、氮元素1.基本性质氮元素的原子序数为7，原子量为14.0。
氮是一种无色、无味、无毒的气体，在常温常压下是一种双原子分子，符号为N22.物理性质氮气具有惰性，不易与其他物质反应。
它可以被液化并成为液态氮。
液态氮具有极低的温度(-196℃)，被广泛用于冷冻保存食物和生物样本。
3.化学性质氮气在高温高压下可以与氧气反应生成一氧化二氮（N2O）或氮氧化物（NOx）。
另外，氮气也能与一些金属反应，生成氮化物。
4.应用氮气常用于工业中，尤其是在电子行业中，用来清洗和保护电子设备。
此外，氮气还广泛用于化学实验、灭火等领域。
高中化学非金属及其化合物知识点
高中化学非金属及其化合物知识点高中化学非金属及其化合物知识点一、非金属的基本性质在化学中，非金属是指不具有金属特性的元素，如碳、氮、氧、硫、氢等。
非金属具有以下基本性质。
1.电负性大由于非金属原子的外层电子数量比金属多，且基态下外层电子通常处于不稳定状态，因此非金属原子对电子的亲和力非常强，具有较大的电负性。
2.不良导电由于其电子亲和力强，非金属原子能够很容易地吸收外部电子，但又由于其电子结构松散，因此不良导电。
3.易受氧化剂氧化非金属由于其电子结构不稳定，容易被氧化剂氧化。
例如硫化氢（H2S）与氧（O2）反应，可以发生氢氧化氧化反应生成硫酸（H2SO4）。
二、非金属化合物的分类1.酸性氧化物酸性氧化物是指在水中可与水形成酸的氧化物。
这类化合物的特点是含有更高的氧化态元素，能够和水反应形成酸性溶液。
例如，二氧化硫（SO2）在水中形成亚硫酸（H2SO3），亚硫酸的酸性可以中和碱性氧化物。
2.碱性氧化物碱性氧化物是指在水中可与水形成碱的氧化物。
这类化合物的特点是含有更低的氧化态元素，能够和水反应形成碱性溶液。
例如，钙氧化物（CaO）在水中形成氢氧化钙（Ca(OH)2），氢氧化钙的碱性可以中和酸性氧化物。
3.中性氧化物中性氧化物是指在水中无法形成酸碱反应的氧化物。
这类化合物的特点是在完全化合物的状态下，没有任何电荷转移，且在水中不会有任何反应。
例如，氧气（O2）即为中性氧化物。
4.卤素化合物卤素化合物是指非金属元素与卤素元素化合生成的化合物。
这类化合物在实验室中常用于进行化学反应和中和反应。
例如，氯化氢（HCl）是由氢气和氯气通过电解反应得来的。
5.含氧酸化物含氧酸化物是指非金属元素与氧元素化合生成的化合物，它们具有不同的物理和化学性质。
例如，硫酸（H2SO4）和硝酸（HNO3）是常见的含氧酸化物。
三、非金属物质的重要性非金属化合物广泛应用于工业、农业、医学和科学研究等领域。
以下是一些非金属物质的重要性。
高中化学——非金属及化合物知识点总结
高中化学——非金属及化合物知识点总结一、硅及其化合物（一）硅1、硅的存在和物理性质（1）存在：只以化合态存在，主要以SiO2和硅酸盐的形式存在于地壳岩层里，在地壳中含量居第二位。
（2）物理性质：晶体硅是一种灰黑色固体，具有金属光泽，硬而脆的固体，熔沸点较高，能导电，是良好的半导体材料。
2、硅的化学性质3、用途：制造半导体、计算机芯片、太阳能电池。
（二）CO2和SiO2的比较（三）硅酸及硅酸盐1、硅酸（1）物理性质：与一般的无机含氧酸不同，硅酸难溶于水。
（2）化学性质：①弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，与NaOH溶液反应的化学方程式为：②. 不稳定性：受热易分解，化学方程式为：（3）制备：通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：（4）用途：硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。
2、硅酸盐定义：硅酸盐是由硅、氧、金属所组成的化合物的总称。
（1）硅酸盐结构复杂，一般不溶于水，性质很稳定。
通常用氧化物的形式来表示其组成。
例如：硅酸钠Na2SiO3（Na2O·SiO2），高岭石Al2Si2O5(OH)4（Al2O3·2SiO2·2H2O）。
书写顺序为：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。
注意事项：① 氧化物之间以“·”隔开；②计量数配置出现分数应化为整数。
（2）硅酸钠：Na2SiO3，其水溶液俗名水玻璃，是一种无色粘稠液体，是一种矿物胶，用作黏合剂和木材防火剂。
（四）常见无极非金属材料及其主要用途（五）总结提升1、硅（1）硅的非金属性弱于碳，但碳在自然界中既有游离态又有化合态，而硅却只有化合态。
（2）硅的还原性强于碳，但碳能还原SiO2产生，但Si能跟碱溶液作用放出（3）非金属单质跟碱溶液作用一般无H2H：2（4）非金属单质一般不跟非氧化性酸反应，但硅能跟氢氟酸反应。
（5）非金属单质一般为非导体，但硅为半导体。
2、二氧化硅（1）非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的熔点却很高。
高一化学硫及其化合物知识点总结
高一化学硫及其化合物知识点总结
硫及其化合物是高中化学中一个重要的知识点，本文将从硫的性质、制备、用途以及硫化物的性质和应用等方面进行总结。
1. 硫的性质
硫是一种非金属元素，存在于自然界中的硫矿石、石膏等物质中。
硫的物理性质包括颜色、形态和密度等方面，其中最常见的是黄色的硫粉，它具有脆性和易于破碎的特点。
在化学反应中，硫可以与氧气、氢气、氮气等元素发生反应。
此外，硫也是一种良好的还原剂，它可以将其他物质还原成更低的氧化态。
2. 硫的制备
硫的制备方法有很多种，常见的方法包括从硫矿石中提取、从天然气中提取和从工业废气中提取等。
其中，从硫矿石中提取是最常用的方法，它主要是通过高温熔炼硫矿石，然后将得到的液态硫喷到水中进行冷却，从而得到硫的固态产品。
3. 硫的用途
硫的用途非常广泛，它被广泛应用于化工、农业、制药、橡胶等行业中。
其中，硫在化工行业中被用作生产硫酸等化学品的原料，它也可以用于制造染料、橡胶加工等。
在农业领域，硫可以用于生产化肥和杀虫剂等，它可以起到保护作物和杀虫的作用。
4. 硫化物的性质和应用
硫化物是硫和其他元素形成的化合物，它们具有多种不同的性质和应用。
其中，硫化氢是一种无色、有刺激性气味的气体，它可以被用于生产硫化铵、硫化铜等材料。
硫化铁是一种黑色固体，它可以被用于生产钢铁、汽车轮胎等。
此外，硫化物还可以用于生产电池、半导体元件等。
硫及其化合物是高中化学中一个重要的知识点，它们具有多种不同的性质和应用。
对于学生来说，了解硫及其化合物的基本知识可以帮助他们更好地理解和应用化学知识，同时也可以为他们今后的学习和工作提供帮助。
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物（一）非金属元素概论1．非金属元素在周期表中的位置在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是非金属性最强的元素。
2．非金属元素的原子结构特征及化合价（1）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。
（2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1等还呈现变价。
3．非金属单质（1）组成与同素异形体非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物（1）非金属氢化物的结构特点①IVA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；VIA—H2R为“V”型，极性分子；VIIA—HR直线型，极性分子。
②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。
（2）非金属气态氢化物的稳定性一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。
因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
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—高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合一、氯及其重要化合物氯气的性质及用途1、物理性质：常温下，氯气是黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化的有毒气体。
2、化学性质：氯气的化学性质很活泼的非金属单质。
（1）与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态）如：①2Na＋Cl22NaCl（产生白烟）②Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟）!③2Fe＋3Cl22FeCl3（产生棕色的烟）注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。
（2）与非金属反应如：①H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸②2P＋3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾）2P＋5Cl22PCl5（氯气充足；产生白烟）磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾（3）与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO、（4）与碱反应Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气）2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精）Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理）注意：①若CO2过量则生成Ca(HCO3)2②若向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体,不能生成CaSO3，因能被HClO氧化。
（5）与某些还原性物质反应如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）~③SO2＋X2＋2H2O = 2HCl + H2SO4（X＝Cl、Br、I）3、氯水的成分及性质氯气溶于水得黄绿色的溶液----氯水。
在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl2+ H2O = HCl + HClO (次氯酸)，大部分是以Cl2分子状态存在于水中。
注意：（1）在新制的氯水中存在的微粒有：H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-；久置氯水则几乎是稀盐酸①一元弱酸，比H2CO3弱光（2）HClO的基本性质②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑③强氧化性；漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色，故氯水可用作自来水消毒。
（3）几种漂白剂的比较漂白剂HClO Na2O2（H2O2）SO2活性炭氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白'漂白原理品红溶液褪色褪色。
褪色褪色紫色石蕊先变红后褪色褪色只变红不褪色褪色稳定不稳定——稳定性*稳定4、氯气的制法（1）实验室制法药品及原理：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + 2H2O + Cl2↑强调：MnO2跟浓盐酸在共热的条件下才反应生成Cl2，稀盐酸不与MnO2反应。
;收集方法：向上排空气法（或排和食盐水法）净化装置：用饱和食盐水除去HCl，用浓硫酸干燥尾气处理：用碱液吸收（2）氯气的工业制法：（氯碱工业）通电2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑氯化氢的性质和实验室制法1、物理性质: 无色、有刺激性气味的气体；极易溶于水 (1:500)其水溶液为盐酸。
￥2、盐酸的化学性质: (挥发性强酸的通性)3、氯化氢的实验室制法(1)药品及反应原理:NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl↑ (不加热或微热)NaHSO4 + NaCl Na2SO4 + HCl↑ (加热到500ºC—600ºC)总式: 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl↑[(2)装置: 与制氯气的装置相似(3)收集方法: 向上排空气法(4)检验方法: 用湿润的蓝色石蕊试纸是否变红或用玻璃棒蘸浓氨水靠近是否有白烟产生(5)尾气处理: 用水吸收(倒扣漏斗)卤族元素2、卤素元素的有关特性：（1）F2遇水发生置换反应，生成HF并放出O2。
（2）HF是弱酸、剧毒，但能腐蚀玻璃4HF + SiO2 == SiF4↑ + 2H2O；HF由于形成分子间氢键相互缔合，沸点反常的高。
（3）溴是唯一的液态非金属，易挥发，少量的液溴保存要用水封。
（4）碘易升华，遇淀粉显蓝色；碘的氧化性较弱，它与变价金属反应时生成低价化合物。
~（5）AgX中只有AgF溶于水，且不具有感光性；CaX2中只有CaF2难溶。
3、卤素间的置换反应及X-离子的检验：（1）Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-Cl2 + 2I- = I2 + 2Cl-Br2 + 2I- = I2 + 2Br-结论：氧化性：Cl2 > Br2 > I2；还原性：I- > Br- > Cl-I2深黄→褐淡紫→紫红淡紫→紫红紫→深紫密度[比水轻比水轻比水重（3）X-离子的检验Cl-白色沉淀Br- + AgNO3 + HNO3浅黄色沉淀I-黄色沉淀，二、硫及其重要化合物的主要性质及用途1、硫（1）物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。
（2）化学性质：硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。
①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）Fe+S△ FeS（黑色）@2Cu + S △ Cu2S（黑色）②与非金属反应S+O2点燃 SO2S+H2△ H2S（说明硫化氢不稳定）③与化合物的反应S+6HNO3（浓）△ H2SO4+6NO2↑+2H2OS+2H2SO4（浓）△ 2SO2↑+2H2O3S+6NaOH △ 2Na2S+Na2SO3+3H2O（用热碱溶液清洗硫）:（3）用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。
2、硫的氢化物①硫化氢的制取：Fe+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S↑（不能用浓H2SO4或硝酸，因为H2S具有强还原性）——H2S是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。
②硫化氢的化学性质A．可燃性： 2H2S+O2点燃 2S+2H2O（H2S过量）2H2S+3O2点燃 2SO2+2H2O（O2过量）'SO 2 SO 2CO 2 CO 2B ．强还原性：常见氧化剂Cl 2、Br 2、O 2、Fe 3+、HNO 3、KMnO 4等，甚至SO 2均可将H 2S 氧化成S 。
C ．不稳定性：300℃以上易受热分解 ③H 2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。
3、硫的氧化物 （1）二氧化硫：①SO 2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。
②SO 2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。
③SO 2有强还原性 常见氧化剂（见上）均可与SO 2发生氧化一还原反应 {如：SO 2 + Cl 2 +2H 2O == H 2SO 4 + 2HCl④SO 2也有一定的氧化性 2H 2S + SO 2 == 3S ↓ +2H 2O⑤SO 2具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）⑥实验室制法：Na 2SO 3 + H 2SO 4(浓) == Na 2SO 3 + H 2O +SO 2↑ 或Cu + 2H 2SO 4(浓) CuSO 4 + 2H 2O + SO 2↑（2）三氧化硫：是一种没有颜色易挥发的晶体；具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放出大量的热。
223-SO 2CO 2 SO 3主要物性 无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40) 无色、无气味气体能溶于水(1:1) 无色固体.熔点（℃）与水反应:SO 2+H 2O H 2SO 3 中强酸CO 2+H 2O H 2CO 2 弱酸 SO 3+H 2O==H 2SO 4(强酸)与碱反应Ca(OH)2 CaSO 3↓ Ca(HSO 3)2-清液 白 清液Ca(OH)2 CaCO 3↓ Ca(HCO 3)2清液 白↓ 清液SO 3+Ca(OH)2==CaSO 4(微溶),紫色石蕊 变红 变红变红品红褪色不褪色不褪色-鉴定存在 能使品红褪色 又能使清石灰变浑浊 不能使品红褪色 但能使清石灰水变浑浊氧化性SO 2+2H 2S=2S ↓+2H 2O-CO 2+2Mg 点燃2MgO+CCO 2+C ＝ 2CO还原性有无、与Na 2O 2作用Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 42Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O 22Na 2O 2+2SO 3==2NaSO 4+O 2↑（4）酸雨的形成和防治酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。
酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又以硫酸为主。
从污染源排放出来的SO 2、NO x （NO 、NO 2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO 2在光照、烟尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H 2SO 4，而NO 被空气中氧气氧化为NO 2，NO 2直接溶于水形成HNO 3，造成了雨水pH 值降低，便形成了酸雨。
高温浓H 2SO 4氧化性 Br (I 、S 、△C 、△Al(或冷、足量Zn 、△Fe 2+HBr(HI 、H 2S)SO 2+H 2O SO 2+CO 2+H 2O钝化→运装浓H 2SO 4 CuSO 4+SO 2+H 2O…Fe 3++SO 2+H 2O 只表现强 氧化性兼有 酸性脱水性吸水性去结晶水 胆矾 作干燥剂C+H 2OC 2H 4+H 2O糖等无水CuSO 4- 中性气体 无强还原性气体 可干燥1700硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO 2+O 2=2SO 3、SO 3+H 2O=H 2SO 4；液相反应：SO 2+H 2O=H 2SO 3、2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4。
总反应：232522224222Mn Fe Cu V SO H O O H SO ++++++−−−−−−−→、、、)硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O 2=2NO 2、3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。
引起硫酸型酸雨的SO 2人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等。
引起硝酸型酸雨的NOx 人为排放主要是机动车尾气排放。
酸雨危害：①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。
酸雨防治与各种脱硫技术：要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。
因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。
目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。