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高考化学书籍折页
高考化学熟记知识
一、物理性质
1、有色气体:
F2(淡黄绿色)、Cl2(黄绿色)、Br2(g)(红棕色)、I2(g)(紫红色)、NO2(红棕色)、O3(淡蓝色),其余均为无色气体。
其它物质的颜色见会考手册的颜色表。
2、有刺激性气味的气体:
HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭鸡蛋气味的气体:
H2S。
3、熔沸点、状态:
①同族金属从上到下熔沸点减小,同族非金属从上到下熔沸点增大。
②同族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大,含氢键的NH3、H2O、HF反常。
③常温下呈气态的有机物:
碳原子数小于等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。
④熔沸点比较规律:
原子晶体>离子晶体>分子晶体,金属晶体不一定。
⑤原子晶体熔化只破坏共价键,离子晶体熔化只破坏离子键,分子晶体熔化只破坏分子间作用力。
⑥常温下呈液态的单质有Br2、Hg;呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常温呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。
⑦同类有机物一般碳原子数越大,熔沸点越高,支链越多,熔沸点越低。
同分异构体之间:
正>异>新,邻>间>对。
⑧比较熔沸点注意常温下状态,固态>液态>气态。
如:
白磷>二硫化碳>干冰。
⑨易升华的物质:
碘的单质、干冰,还有红磷也能升华(隔绝空气情况下),但冷却后变成白磷,氯化铝也可;三氯化铁在100度左右即可升华。
⑩易液化的气体:
NH3、Cl2,NH3可用作致冷剂。
4、溶解性
①常见气体溶解性由大到小:
NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。
极易溶于水在空气中易形成白雾的气体,能做喷泉实验的气体:
NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的气体:
CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。
极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。
②溶于水的有机物:
低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。
苯酚微溶。
③卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。
④硫与白磷皆易溶于二硫化碳。
⑤苯酚微溶于水(大于65℃易溶),易溶于酒精等有机溶剂。
⑥硫酸盐三种不溶(钙银钡),氯化物一种不溶(银),碳酸盐只溶钾钠铵。
⑦固体溶解度大多数随温度升高而增大,少数受温度影响不大(如NaCl),极少数随温度升高而变小[如Ca(OH)2]。
气体溶解度随温度升高而变小,随压强增大而变大。
5、密度
①同族元素单质一般密度从上到下增大。
②气体密度大小由相对分子质量大小决定。
③含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水),含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。
④钠的密度小于水,大于酒精、苯。
6、一般,具有金属光泽并能导电的单质一定都是金属。不一定:
石墨有此性质,但它却是非金属。
二、结构
1、半径
①周期表中原子半径从左下方到右上方减小(稀有气体除外)。
②离子半径从上到下增大,同周期从左到右金属离子及非金属离子均减小,但非金属离子半径大于金属离子半径。
③电子层结构相同的离子,质子数越大,半径越小。
2、化合价
①一般金属元素无负价,但存在金属形成的阴离子。
②非金属元素除O、F外均有最高正价。
且最高正价与最低负价绝对值之和为8。
③变价金属一般是铁,变价非金属一般是C、Cl、S、N、O。
④任一物质各元素化合价代数和为零。
能根据化合价正确书写化学式(分子式),并能根据化学式判断化合价。
3、分子结构表示方法
①是否是8电子稳定结构,主要看非金属元素形成的共价键数目对不对。
卤素单键、氧族双键、氮族叁键、碳族四键。
一般硼以前的元素不能形成8电子稳定结构。
②掌握以下分子的空间结构:
CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。
4、键的极性与分子的极性
①掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键、分子间作用力、氢键的概念。
②掌握四种晶体与化学键、范德华力的关系。
③掌握分子极性与共价键的极性关系。
④两个不同原子组成的分子一定是极性分子。
⑤常见的非极性分子:
CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多数非金属单质。
三、基本概念
1.区分元素、同位素、原子、分子、离子、原子团、取代基的概念。
正确书写常见元素的名称、符号、离子符号,包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有气体元素、1~20号元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。
2.物理变化中分子不变,化学变化中原子不变,分子要改变。
常见的物理变化:
蒸馏、分馏、焰色反应、胶体的性质(丁达尔现象、电泳、胶体的凝聚、渗析、布朗运动)、吸附、蛋白质的盐析、蒸发、分离、萃取分液、溶解除杂(酒精溶解碘)等。
常见的化学变化:
化合、分解、电解质溶液导电、蛋白质变性、干馏、电解、金属的腐蚀、风化、硫化、钝化、裂化、裂解、显色反应、同素异形体相互转化、碱去油污、明矾净水、结晶水合物失水、浓硫酸脱水等。
(注:
浓硫酸使胆矾失水是化学变化,干燥气体为物理变化)
3.理解原子量(相对原子量)、分子量(相对分子量)、摩尔质量、质量数的涵义及关系。
4.纯净物有固定熔沸点,冰水混和、H2与D2混和、水与重水混和、结晶水合物为纯净物。
混合物没有固定熔沸点,如玻璃、石油、铝热剂、溶液、悬浊液、乳浊液、胶体、高分子化合物、漂白粉、漂粉精、天然油脂、碱石灰、王水、同素异形体组成的物质(O2与O3)、同分异构体组成的物质C5H12等。
5.掌握化学反应分类的特征及常见反应:
a.从物质的组成形式:
化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
b.从有无电子转移:
氧化还原反应或非氧化还原反应
c.从反应的微粒:
离子反应或分子反应
d.从反应进行程度和方向:
可逆反应或不可逆反应
e.从反应的热效应:
吸热反应或放热反应
6.同素异形体一定是单质,同素异形体之间的物理性质不同、化学性质基本相同。
红磷和白磷、O2和O3、金刚石和石墨及C60等为同素异形体,H2和D2不是同素异形体,H2O和D2O也不是同素异形体。
同素异形体相互转化为化学变化,但不属于氧化还原反应。
7.同位素一定是同种元素,不同种原子,同位素之间物理性质不同、化学性质基本相同。
8.同系物、同分异构是指由分子构成的化合物之间的关系。
9.强氧化性酸(浓H2SO4、浓HNO3、稀HNO3、HClO)、还原性酸(H2S、H2SO3)、两性氧化物(Al2O3)、两性氢氧化物[Al(OH)3]、过氧化物(Na2O2)、酸式盐(NaHCO3、NaHSO4)
10.酸的强弱关系:
(强)HClO4、HCl(HBr、HI)、H2SO4、HNO3>(中强):
H2SO3、H3PO4>(弱):
CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>C6H5OH>H2SiO3
11.与水反应可生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物,只生成酸的氧化物"才能定义为酸性氧化物
12.既能与酸反应又能与碱反应的物质是两性氧化物或两性氢氧化物,如SiO2能同时与HF/NaOH反应,但它是酸性氧化物
13.甲酸根离子应为HCOO-而不是COOH-
14.离子晶体都是离子化合物,分子晶体不一定都是共价化合物,分子晶体许多是单质
15.同温同压,同质量的两种气体体积之比等于两种气体密度的反比
16.纳米材料中超细粉末粒子的直径与胶体微粒的直径在同一数量级,均为10-100nm
17.油脂、淀粉、蛋白质、硝化甘油、苯酚钠、明矾、Al2S3、Mg3N2、CaC2等一定条件下皆能发生水解反应
18.过氧化钠中存在Na+与O-为2:
1;石英中只存在Si、O原子,不存在分子。
19.溶液的pH值越小,则其中所含的氢离子浓度就越大,数目不一定越多。
20.单质如Cu、Cl2既不是电解质也不是非电解质
21.氯化钠晶体中,每个钠离子周围距离最近且相等的氯离子有6个
22.失电子多的金属元素,不一定比失电子少的金属元素活泼性强,如Na和Al。
23.在室温(20C)时溶解度在10克以上——易溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——难溶。
24.胶体的带电:
一般说来,金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电,非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。
25.氧化性:
MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S
26.能形成氢键的物质:
H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。
27.雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。
28.取代反应包括:
卤代、硝化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等
29.胶体的聚沉方法:
(1)加入电解质;
(2)加入电性相反的胶体;(3)加热。
30.常见的胶体:
液溶胶:
Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等;气溶胶:
雾、云、烟等;固溶胶:
有色玻璃、烟水晶等。
31.氨水的密度小于1,硫酸的密度大于1,98%的浓硫酸的密度为:
1.84g/cm3,
浓度为18.4mol/L。
32.碳水化合物不一定是糖类,如甲醛。
四、基本理论
1、掌握一图(原子结构示意图)、五式(分子式、结构式、结构简式、电子式、最简式)、六方程(化学方程式、电离方程式、水解方程式、离子方程式、电极方程式、热化学方程式)的正确书写。
2、最简式相同的有机物:
①CH:
C2H2和C6H6②CH2:
烯烃和环烷烃 ③CH2O:
甲醛、乙酸、甲酸甲酯 ④CnH2nO:
饱和一元醛(或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯;举一例:
乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)
3、一般原子的原子核是由质子和中子构成,但氕原子(1H)中无中子。
4、元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始,如第一周期是从氢元素开始。
5、ⅢB所含的元素种类最多。
碳元素形成的化合物种类最多,且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体,如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、质量数相同的原子,不一定属于同种元素的原子,如18O与18F、40K与40Ca
7.ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体,且其单质不能与氧气直接化合。
8、活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物,但AlCl3却是共价化合物(熔沸点很低,易升华,为双聚分子,所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构)。
9、一般元素性质越活泼,其单质的性质也活泼,但N和P相反,因为N2形成叁键。
10、非金属元素之间一般形成共价化合物,但NH4Cl、NH4NO3等铵盐却是离子化合物。
11、离子化合物在一般条件下不存在单个分子,但在气态时却是以单个分子存在。
如NaCl。
12、含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物,如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。
13、单质分子不一定是非极性分子,如O3是极性分子。
14、一般氢化物中氢为+1价,但在金属氢化物中氢为-1价,如NaH、CaH2等。
15、非金属单质一般不导电,但石墨可以导电,硅是半导体。
16、非金属氧化物一般为酸性氧化物,但CO、NO等不是酸性氧化物,而属于不成盐氧化物。
17、酸性氧化物不一定与水反应:
如SiO2。
18、金属氧化物一般为碱性氧化物,但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物,如:
Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物,2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。
19、非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8,但氟无正价,氧在OF2中为+2价。
20、含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子,如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。
21、离子晶体不一定只含有离子键,如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。
22.稀有气体原子的电子层结构一定是稳定结构,其余原子的电子层结构一定不是稳定结构。
23.离子的电子层结构一定是稳定结构。
24.阳离子的半径一定小于对应原子的半径,阴离子的半径一定大于对应原子的半径。
25.一种原子形成的高价阳离子的半径一定小于它的低价阳离子的半径。
如Fe3+26.同种原子间的共价键一定是非极性键,不同原子间的共价键一定是极性键。
27.分子内一定不含有离子键。
题目中有“分子”一词,该物质必为分子晶体。
28.单质分子中一定不含有极性键。
29.共价化合物中一定不含有离子键。
30.含有离子键的化合物一定是离子化合物,形成的晶体一定是离子晶体。
31.含有分子的晶体一定是分子晶体,其余晶体中一定无分子。
32.单质晶体一定不会是离子晶体。
33.化合物形成的晶体一定不是金属晶体。
34.分子间力一定含在分子晶体内,其余晶体一定不存在分子间力(除石墨外)。
35.对于双原子分子,键有极性,分子一定有极性(极性分子);键无极性,分子一定无极性(非极性分子)。
36、氢键也属于分子间的一种相互作用,它只影响分子晶体的熔沸点,对分子稳定性无影响。
37.微粒不一定都指原子,它还可能是分子,阴、阳离子、基团(如羟基、硝基等)。
例如,具有10e-的微粒:
Ne;O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+;OH-H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。
38.失电子难的原子获得电子的能力不一定都强,如碳,稀有气体等。
39.原子的最外电子层有2个电子的元素不一定是ⅡA族元素,如He、副族元素等。
40.原子的最外电子层有1个电子的元素不一定是ⅠA族元素,如Cr、ⅠB族元素等。
41.ⅠA族元素不一定是碱金属元素,还有氢元素。
42.由长、短周期元素组成的族不一定是主族,还有0族。
43.分子内不一定都有化学键,如稀有气体为单原子分子,无化学键。
44.共价化合物中可能含非极性键,如过氧化氢、乙炔等。
45.含有非极性键的化合物不一定是共价化合物,如过氧化钠、二硫化亚铁、乙酸钠、CaC2等是离子化合物。
46.对于多原子分子,键有极性,分子不一定有极性,如二氧化碳、甲烷等是非极性分子。
47.含有阳离子的晶体不一定是离子晶体,如金属晶体。
48.离子化合物不一定都是盐,如Mg3N2、金属碳化物(CaC2)等是离子化合物,但不是盐。
49.盐不一定都是离子化合物,如氯化铝、溴化铝等是共价化合物。
50.固体不一定都是晶体,如玻璃是非晶态物质,再如塑料、橡胶等。
51.原子核外最外层电子数小于或等于2的一定是金属原子。不一定:
氢原子核外只有一个电子。
52.原子核内一般是中子数≥质子数,但普通氢原子核内是质子数≥中子数。
53.金属元素原子最外层电子数较少,一般≤3,但ⅣA、ⅤA族的金属元素原子最外层有4个、5个电子。
54.非金属元素原子最外层电子数较多,一般≥4,但H原子只有1个电子,B原子只有3个电子。
55.稀有气体原子的最外层一般都是8个电子,但He原子为2个电子。
56.一般离子的电子层结构为8电子的稳定结构,但也有2电子,18电子,8─18电子,18+2电子等稳定结构。
“10电子”、“18电子”的微粒查阅笔记。
57.主族元素的最高正价一般等于族序数,但F、O例外。
58.同周期元素中,从左到右,元素气态氢化物的稳定性一般是逐渐增强,但第二周期中CH4很稳定,1000℃以上才分解。
59.非金属元素的氢化物一般为气态,但水是液态;ⅥA、ⅦA族元素的氢化物的水溶液显酸性,但水却是中性的。
60.同周期的主族元素从左到右金属性一定减弱,非金属性一定增强。不一定:
第一周期不存在上述变化规律。
61.第五、六、七主族的非金属元素气态氢化物的水溶液都一定显酸性。不一定:
H2O呈中性,NH3的水溶液显碱性。ⅥA、ⅦA族元素的氢化物化学式氢写左边,其它的氢写右边。
62.甲烷、四氯化碳均为5原子构成的正四面体,但白磷为4个原子构成分子。
63.书写热化学方程式三查:
①检查是否标明聚集状态:
固(s)、液(l)、气(g)
②检查△H的“+”“-”是否与吸热、放热一致。
(注意△H的“+”与“-”,放热反应为“-”,吸热反应为“+”)
③检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配(成比例)
64.“燃烧热”指1mol可燃物燃烧,C生成CO2,H生成液态水时放出的热量;“中和热”是指生成1mol水放出的热量。
65.升高温度、增大压强无论正逆反应速率均增大。
66.优先放电原理
电解电解质水溶液时,阳极放电顺序为:
活泼金属阳极(Au、Pt除外)>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-。
阴极:
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
67.电解熔融态离子化合物冶炼金属的:
NaCl、MgCl2、Al2O3;热还原法冶炼的金属:
Zn至Cu;热分解法冶炼金属:
Hg和Ag。
68.电解精炼铜时,粗铜作阳极,精铜作阴极,硫酸铜溶液作电解液。
69.工业上利用电解饱和食盐水制取氯气,同时得到氢气、氢氧化钠。
电解时阳极为石墨,阴极为铁。
70.优先氧化原理
若某一溶液中同时含有多种还原性物质,则加入一种氧化剂时,优先氧化还原性强的物质。
如还原性:
S2->I->Fe2+>Br->Cl-,在同时含以上离子的溶液中通入Cl2按以上顺序依次被氧化。
71.优先还原原理
又如Fe3+、Cu2+、Fe2+同时存在的溶液,加入Zn粉,按氧化性最由强到弱的顺序依次被还原,即Fe3+、Cu2+、Fe2+ 顺序。
72.优先沉淀原理
若某一溶液中同时存在几种能与所加试剂形成沉淀的离子,则溶解度(严格讲应为溶度积)小的物质优先沉淀。
如Mg(OH)2溶解度比MgCO3小,除Mg2+尽量用OH_ 。
73.优先中和原理
若某一溶液中同时含有几种酸性物质(或碱性物质),当加入一种碱(或酸)时,酸性(或碱性)强的物质优先被中和。
给NaOH、Na2CO3的混合溶液中加入盐酸时,先发生:
NaOH十HCl=NaCl十H2O,再发生:
Na2CO3十HCI=NaHCO3十NaCl最后发生:
NaHCO3+HCl=NaCl十CO2十H2O
74.优先排布原理
在多电子原子里,电子的能量不相同。
离核愈近,能量愈低。
电子排布时,优先排布在能量较低的轨道上,待能量低的轨道排满之后,再依次排布到能量较高的轨道上去。
75.优先挥发原理
当蒸发沸点不同的物质的混合物时:
低沸点的物质优先挥发(有时亦可形成共沸物)。
将100克36%的盐酸蒸发掉10克水后关于盐酸浓度变小,因为HCl的沸点比水低,当水被蒸发时,HCl已蒸发掉了。
石油的分馏,先挥发出来的是沸点最低的汽油,其次是煤油、柴油、润滑油等。
76、优先鉴别原理
鉴别多种物质时:
先用物理方法(看颜色,观状态,闻气味,观察溶解性),再用化学方法:
固体物质一般先溶解配成溶液,再鉴别;用试纸鉴别气体要先润湿试纸。
78、增大反应物A的浓度,那么A的转化率不一定降低。
对于有多种反应物参加反应的可逆反应,增加A的量,A的转化率一定降低;但对于反应:
2NO2(气)==N2O4(气)当它在固定容积的密闭容器中反应时,若增大NO2的浓度时,因体系内压强增大,从而时平衡向着气体体积减小的方向移动,及平衡向右移动。
那么此时NO2的转化率不是减小,而是增大了。
79、可逆反应按反应的系数比加入起始量,则反应过程中每种反应物的转化率均相等。
80、同分异构体
通式符合CnH2nO2的有机物可能是羧酸、酯、羟基醛
通式符合CnH2n-2的有机物可能是二烯烃、炔烃
五、化学性质
1、SO2能作漂白剂。
SO2虽然能漂白一般的有机物,但不能漂白指示剂如石蕊试液。
SO2使品红褪色是因为漂白作用,SO2使溴水、高锰酸钾褪色是因为还原性,SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因为溶于不生成酸。
2、SO2与Cl2通入水中虽然都有漂白性,但将二者以等物质的量混合后再通入水中则会失去漂白性,
3、往某溶液中逐滴加入稀盐酸,出现浑浊的物质:
第一种可能为与Cl-生成难溶物。
包括:
①AgNO3
第二种可能为与H+反应生成难溶物。
包括:
①可溶性硅酸盐(SiO32-),离子方程式为:
SiO32-+2H+=H2SiO3↓
②苯酚钠溶液加盐酸生成苯酚浑浊液。
③S2O32- 离子方程式:
S2O32- +2H+=S↓+SO2↑+H2O
④一些胶体如Fe(OH)3(先是由于Fe(OH)3的胶粒带负电荷与加入的H+发生电荷中和使胶体凝聚,当然,若继续滴加盐酸至过量,该沉淀则会溶解。
)若加HI溶液,最终会氧化得到I2。
⑤AlO2- 离子方程式:
AlO2- +H++H2O==Al(OH)3当然,若继续滴加盐酸至过量,该沉淀则会溶解。
4、浓硫酸的作用:
①浓硫酸与Cu反应——强氧化性、酸性②实验室制取乙烯——催化性、脱水性
③实验室制取硝基苯——催化剂、吸水剂④酯化反应——催化剂、吸水剂
⑤蔗糖中倒入浓硫酸——脱水性、强氧化性、吸水性
⑥胆矾中加浓硫酸——吸水性
5、能发生银镜反应的有机物不一定是醛.可能是:
①醛;②甲酸;③甲酸盐;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麦芽糖(均在碱性环境下进行)
6、既能与酸又能与碱反应的物质
①显两性的物质:
Al、Al2O3、Al(OH)3
②弱酸的铵盐:
(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S等。
③弱酸的酸式盐:
NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。
④氨基酸。
⑤若题目不指定强碱是NaOH,则用Ba(OH)2,Na2CO3、Na2SO3也可以。
7、有毒的气体:
F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2(g)、HCN。
8、常温下不能共存的气体:
H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。
9、其水溶液呈酸性的气体:
HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2(g)。
10、可使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体:
NH3。
有漂白作用的气体:
Cl2(有水时)和SO2,但两者同时使用时漂白效果减弱。
检验Cl2常用淀粉碘化钾试纸,Cl2能使湿润的紫色石蕊试纸先变红后褪色。
11、能使澄清石灰水变浑浊的气体:
CO2和SO2,但通入过量气体时沉淀又消失,鉴别用品红。
12、具有强氧化性的气体:
F2、Cl2、Br2(g)、NO2、O2、O3;具有强或较强还原性的气体:
H2S、H2、CO、NH3、HI、HBr、HCl、NO,但其中H2、CO、HCl、NO、SO2能用浓硫酸干燥;SO2和N2既具有氧化性又具有还原性,。
13、与水可反应的气体:
Cl2、F2、NO2、Br2(g)、CO2、SO2、NH3;其中Cl2、NO2、Br2(g)与水的反应属于氧化还原反应(而且都是歧化反应),只有F2与水剧烈反应产生O2。
14、能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝的气体:
Cl2、NO2、Br2(g)、O3。
15、能使溴水和酸性高锰酸钾溶液褪色的气体:
H2S、SO2、C2H4、C2H2、其它不饱和有机气体。
16、可导致酸雨的主要气体:
SO2;NO2。
导致光化学烟雾的主要气体:
NO2等氮氧化物和烃类;
导致臭氧空洞的主要气体:
氟氯烃(俗称氟利昂)和NO等氮氧化物;
导致温室效应的主要气体:
CO2和CH4等烃;
能与血红蛋白结合导致人体缺氧的气体是:
CO和NO。
17、可用作致冷剂或冷冻剂