精品高考化学总复习资料讲解学习.docx
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精品高考化学总复习资料讲解学习
碱金属
（一）钠
1.物理性质：
银白色金属、硬度小、比水轻、熔点低、易传热、导电
2.化学性质：
（1）与氧气反应
常温：
4Na+O2
2Na2O
点燃：
2Na+O2
Na2O2
（2）与卤素、硫等非金属反应
2Na+Cl2
2NaCl
2Na+S
Na2S
（3）与水反应（加酚酞）：
①现象：
浮、熔、游、响、红。
②表明：
比水轻、反应放热、钠易熔化、反应激烈，生成H2和碱。
③实质：
钠置换水中的氢
（4）与酸反应：
直接与H+发生氧化还原反应（置换）
（5）与盐反应：
①水溶液：
先与水反应，生成的碱再与盐发生复分解反应。
2Na+2H2O+CuSO4=
↓+Na2SO4+H2↑
②熔融：
直接发生置换反应
4Na+TiCl4（熔融）
Ti+4NaCl
3.存在：
只以化合态存在，以NaCl为主，还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等
4.保存：
密封保存，通常保存在煤油中
5.用途：
制取Na2O2等化合物，钠钾合金（常温下为液体）作原子反应堆导热剂，还原金属，用于电光源
6.制法：
2NaCl
2Na+Cl2↑
7.钠在空气中放置发生的变化
钠放置在空气中，首先被氧气氧化成Na2O；Na2O进一步与空气中的水蒸气反应生成NaOH；NaOH吸收空气中的水蒸气和CO2生成碳酸钠晶体；碳酸钠晶体会逐渐风化而成Na2CO3。
即其变化过程是
这里发生的反应有：
①4Na+O2=2Na2O
②Na2O+H2O=2NaOH
③2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
④2NaOH+CO2+9H2O=Na2CO3·10H2O
⑤Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O
（二）钠的氧化物
1.Na2O：
白色，具有碱性氧化物的通性，不稳定，可继续氧化成Na2O2
2.Na2O2：
淡黄色固体
①淡黄色，跟水反应放出O2→供氧剂、漂白剂。
2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑
②跟CO2反应放出O2→供氧剂、漂白剂。
2Na2O2+2CO2═2Na2CO3+O2↑
（三）氢氧化钠
1.俗名：
烧碱、火碱、苛性钠
2.物理性质：
白色固体、易溶于水且放热，有强腐蚀性，易潮解（可作干燥剂）
3.化学性质：
①具有强碱通性；与羧酸、酚等酸性有机物反应；②提供碱性环境，使某些有机物发生反应，如卤代烃水解、消去反应，酯类水解，油脂皂化等
4.制法：
①电解食盐水法：
2NaCl+2H2O
2NaOH+Cl2↑+H2↑
②石灰纯碱法：
+Na2CO3＝CaCO3↓+2NaOH
5.用途：
用于肥皂、石油、造纸、纺织、印染等工业
6.保存：
（1）盛装烧碱的试剂瓶不能用玻璃塞，应该用橡胶塞。
因为玻璃的主要成分是二氧化硅（SiO2），二氧化硅是酸性氧化物，能与烧碱反应：
2NaOH+SiO2＝Na2SiO3+H2O生成有粘性的Na2SiO3，故不可用磨口玻璃塞，否则瓶塞与瓶口粘结在一起。
（2）盛装烧碱的试剂瓶不能敞口存放。
因为烧碱易潮解，易与空气中的二氧化碳反应而变质。
（四）钠盐
1.Na2CO3：
（1）物理性质：
易溶于水的白色粉末
（2）化学性质：
①与酸反应放出CO2，与
反应生成NaOH；②Na2CO3·10H2O易风化，水解显碱性
（3）用途：
制玻璃、造纸、制皂、洗涤剂
（4）制法：
氨碱法（索尔维法）、侯氏制碱法
2.NaHCO3：
（1）物理性质：
易溶于水的白色细小晶体，溶解度比Na2CO3小（相同温度下）
（2）化学性质：
①与酸反应放出CO2（剧烈）HCO3－+H+=H2O+CO2↑
碳酸氢钠、碳酸钠分别与同浓度、同种酸作用时前者反应速率快
②与NaOH反应生成Na2CO3
HCO3－+OH－＝CO32－+H2O
③受热易分解
2NaHCO3
Na2CO3+H2O+CO2↑
一般说来，碳酸和碳酸盐的热稳定性有下列规律：
<1>H2CO3＜MHCO3＜M2CO3（M为碱金属）
<2>同一主族元素（如碱金属元素）的碳酸盐：
Li2CO3＜Na2CO3＜K2CO3＜Rb2CO3
<3>碱金属的碳酸盐＞碱土金属的碳酸盐＞过渡元素的碳酸盐。
④水解显弱碱性CO32－+H2O
HCO3－+OH－
（3）用途：
发酵粉、灭火剂、治胃酸过多
3.Na2SO4：
（1）晶体Na2SO4·10H2O，俗名芒硝
（2）用途：
制玻璃、造纸、染色、纺织、制水玻璃、缓泻剂
4.常见碳酸盐及碳酸氢盐溶解性规律
（1）易溶于水的碳酸盐其溶解度大于相应碳酸氢盐。
例：
Na2CO3溶解度大于NaHCO3的溶解度。
（2）难溶于水的碳酸盐其溶解度小于相应碳酸氢盐。
例：
CaCO3的溶解度小于
的溶解度。
（五）碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）
1.原子结构：
（1）相似性：
最外层均为1个电子
（2）递变性：
核电荷数依次增多，电子层数依次增多，原子半径依次增大
2.元素性质：
（1）相似性：
均为活泼金属元素，最高正价均为+1价
（2）递变性：
失电子能力依次增强，金属性依次增强
3.单质性质：
（1）相似性：
均具强还原性，均具轻、软、易熔的特点
（2）递变性：
还原性依次增强，密度趋向增大，熔沸点依次降低，硬度趋向减小
由锂到铯熔点逐渐降低，与卤素单质等恰恰相反。
这是因为碱金属中存在金属键，金属键随原子半径的增大而减弱。
卤素单质中存在分子间作用力，分子间作用力随相对分子质量的增大而增强。
4.化合物性质：
（1）相似性：
氢氧化物都是强碱
（2）递变性：
氢氧化物的碱性依次增强
（六）焰色反应
许多金属或它们的化合物在燃烧时火焰呈特殊的颜色，这在化学上叫做焰色反应，是一种物理变化，是元素的性质而不仅属化合物。
钠是黄色；钾是紫色（透过蓝色钴玻璃）；钙是砖红色。
1.焰色反应原理
电子在原子核外不同的轨道上运动，当其受热时，处在能量较低轨道的电子会吸收能量从低能级跃迁到能量较高的轨道。
这些处于高能量轨道的电子不稳定，又会跃迁到能量较低的轨道，并释放出能量，这些能量以一定波长的光的形式释放。
而且不同的元素产生不同波长的光，故此原理常用于光谱分析。
按此理论，任何元素的原子灼烧时都应呈现一定的焰色，但我们所说的焰色实际为可见光，故只有部分金属元素才有特殊的焰色。
焰色反应指的是元素的性质，相应金属不管是离子还是单质灼烧时都会呈现其焰色。
做焰色反应的实验时应注意：
①火焰本身尽可能无色，②铂丝要洁净，③焰色反应鉴定物质的方法，一般是在其他化学方法无效时才采用。
2.焰色反应的操作步骤：
①铂丝放在酒精灯上灼烧至与铂的原来颜色相同；
②蘸取待测溶液；
③在酒精灯上灼烧，观察焰色；
④用稀盐酸洗净铂丝，在酒精灯上灼烧。
进行焰色反应之前，灼烧铂丝是为了防止操作之前铂丝上的残留物对实验产生影响。
用盐酸洗铂丝灼烧可除去铂丝上的残留物对后面实验的干扰。
不用硫酸是由于盐酸盐比硫酸盐更易挥发，对实验的影响小。
焰色反应所用铂丝昂贵，实验室常用光洁的铁丝、铬丝、钨丝等无焰色的金属代替。
卤族元素
一、卤族元素的“原子结构——性质”的关系
结论：
结构决定性质，性质反映结构。
二、卤族元素的“性质——制备”的关系
卤族元素的化学性质活泼，所以在自然界中以化合态的形式存在。
1、卤素单质的制备（Cl2）——氧化还原法
⑴工业制法：
电解饱和食盐水
电解熔融氯化钠
⑵实验室制法：
强氧化剂＋浓盐酸反应制取氯气：
原理与装置：
2、卤化氢的制备——难挥发酸制挥发性酸
三、卤族元素的“一般——特殊”的归纳
卤族元素的单质及其化合物有许多共性，但也存在诸多特殊之处。
（一）单质
1、物理性质
化学式
F2
Cl2
Br2
I2
颜色
淡黄绿色
黄绿色
深红棕色
紫黑色
状态
气体
气体
液体
固体
密度
逐渐增大
熔沸点
逐渐升高
水溶液
浅黄绿色
橙色
黄色
CCl4溶液
黄绿色
橙红色
紫红色
毒性
剧毒
有毒
剧毒
有毒
Cl2、Br2、I2在水中的溶解能力比较小，但较易溶于有机溶剂中，常见的有机溶剂有：
汽油、苯、四氯化碳、酒精等。
2、化学性质（主要体现强氧化性）
⑴与金属反应：
Fe、Cu等，但由于氧化能力不同，产物不完全相同
、
、
⑵与非金属反应：
H2、P等
都可以与氢化合生成相应的氢化物HX，但卤族元素按原子序数递增的顺序从上至下，与氢化合的难易程度逐渐增大，产生的气态氢化物的稳定性逐渐减弱，其水溶液的酸性逐渐增强。
⑶与水作用：
（X＝Cl、Br、I）
⑷与碱作用：
漂白粉的制备，成分及漂白原理：
氯气通入石灰乳中：
主要成分：
、
，有效成分：
漂白原理：
⑸与Fe2＋、SO2、Na2SO3、Na2S等还原性物质反应，如：
X2＋SO2＋2H2O＝H2SO4＋2HX；2Fe2＋＋Cl2＝2Cl－＋2Fe3＋，但：
可Fe3＋氧化I－：
2I－＋2Fe3＋＝I2＋2Fe2＋
⑹与有机物发生加成、取代反应等。
注意反应条件、反应产物。
；
⑺卤素单质间的相互置换
（二）化合物：
1、卤化氢：
卤化氢均为无色有刺激性气味的气体，易溶于水，易挥发与空气中水蒸气
结合形成白雾。
HF有剧毒，能腐蚀玻璃：
性质比较：
①热稳定性：
HF＞HCl＞HBr＞HI
②酸性：
HF（弱）＜HCl＜HBr＜HI
③还原性：
HF＜HCl＜HBr＜HI
2、卤化银
卤化银
AgF
AgCl
AgBr
AgI
水溶性
可溶
难溶
颜色
白色
浅黄色
黄色
性质
感光性，例：
用途
制作感光材料
胶卷
人工降雨
3、卤离子的检验：
用硝酸酸化的硝酸银溶液，观察产生沉淀的颜色。
若有CO32－、SO32－、SO42－等离子干扰，应先加入足量的硝酸钡溶液，取上层清液继续实验。
四、卤族元素及其重要化合物间的转化关系
说明：
1、新制氯水的成分：
含有Cl2、H2O和HClO以及Cl－、ClO－、H＋及极少量的OH－。
久置氯水中由于HClO分解为HCl和O2，因此，久置氯水相当于稀盐酸。
液氯属于纯净物，它具有氯气的性质，不具有漂白性，而氯水属于混合物，它既具有盐酸的性质，又具有氯气和次氯酸的性质，有很强的氧化性和漂白性。
氯水与石蕊试液时先变红再褪色（氯水显酸性，使紫色石蕊试液变红，次氯酸有强氧化性，使有色物质氧化而褪色）
氯水遇湿润淀粉－KI试纸先变蓝再褪色，是由于氯气氧化I－制得单质I2，当氯气过量时，继续氧化单质碘，生成无色的IO3－。
2、在不同条件下，新制氯水溶液中起作用的物质（或微粒）有所不同。
抓住诸因素对平衡：
Cl2＋H2O
HCl＋HClO的影响，合理解释某些具体问题：
⑴当加入可溶性氯化物时，c（Cl－）增大，平衡左移，因此可用排饱和食盐水的方法收集Cl2，也可以用排饱和食盐水的方法除去Cl2中的杂质HCl；
⑵当加入浓盐酸时，c（Cl－）和c（H＋）都增大，平衡左移，因此，可用氯酸盐和次氯酸盐与浓盐酸反应制取或测漂白粉中的“有效氯”，当加入CaCO3和Na2CO3时，c（H＋）减少，平衡右移，可使氯水中的c（HClO）增大，增强漂白效果；
⑶当加入碱溶液时，溶液中c（HClO）和c（H＋）都减少，平衡右移，实验室常用浓碱液来吸收未反应完的Cl2，防止环境污染；
⑷氯水光照后，因HClO见光分解，平衡右移，故新制氯水须避光保存，且须现做现配，而久置的氯水就是盐酸。
3、关于NO2和Br2的鉴别：
⑴不能用KI，要用硝酸银溶液；
⑵不能用pH试纸，可用浓氨水；
⑶不能用NaOH或水，可用CCl4等有机溶剂。
4、当溶液中存在多种还原性物质时，加入氧化剂，还原性强的物质应先被氧化。
如：
在FeBr2溶液中通入少量Cl2气体：
在FeBr2溶液中通入足量Cl2气体：
在FeI2溶液中加入少量溴水：
在FeI2溶液中加入足量溴水：
5、使溴水褪色的物质有：
⑴因萃取作用而使溴水褪色的物质：
苯、CCl4、直馏汽油等有机溶剂；
⑵能与溴水发生氧化还原反应的还原性无机化合物：
H2S、SO2、Fe2＋、I－等；能与溴水发生氧化还原反应的还原性有机化合物：
含有醛基的化合物等；
⑶能与溴水发生反应的金属，如：
Na、Mg、Al等；
⑷能与溴水发生加成反应的不饱和有机化合物；
⑸能与溴水反应的碱性物质，如：
NaOH、Na2CO3等。
6、氯气的制取：
装置适用于：
固体（或液体）和液体反应；在实验前必须检查装置的
气密性：
在装入药品前，小火加热，看烧杯中导管口是否有气泡冒出。
产生气体后，由于气体中可能含有挥发出的HCl和水蒸气，欲得到纯净干燥的氯气，防止环境污染，可采用如下的方法处理：
①除杂：
Cl2（HCl）：
饱和食盐水
②干燥：
浓硫酸、P2O5（s）、无水CaCl2等
③收集：
向上排空气法、排饱和食盐水法
④检验是否集满：
湿润的淀粉－KI试纸（变蓝色）或湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色）
⑤尾气处理：
碱液吸收（常用NaOH溶液）
7、在制取HBr和HI气体时，由于浓硫酸可将Br－、I－氧化，所以不能用浓硫酸和NaBr、NaI反应制备HBr、HI。
应用难挥发的浓磷酸代替浓硫酸。
8、特殊性质归纳：
⑴常温下溴是唯一的液态非金属单质，极易挥发，保存时用水封；
⑵碘易升华，碘单质遇淀粉变蓝。
碘单质与铁反应生成FeI2；
⑶CaCl2、CaBr2溶于水，但CaF2（俗称萤石）不溶于水；
⑷F2和水剧烈反应，所以F2不能将溶液中的
、
、
氧化，将F2通入某溶液中，应先考虑它和水的反应，再考虑生成的HF能否和溶液中的其它成分反应；
⑸卤素单质中，只有F2可与稀有气体反应；
⑹卤化氢的水溶液中只有氢氟酸是弱酸，但它能腐蚀玻璃，只能保存在塑料瓶中。
9、“类卤素”如（CN）2、（SCN）2、（OCN）2以及卤素互化物如IBr、BrCl3等性
质与卤素单质的氧化性、与碱溶液反应生成卤化物和次卤酸盐、与Ag＋结合的生成物的难溶性等性质相似，但由于上述物质不是由一种元素组成，其组成元素的化合价有差别，以致在参加化学反应时价态的变化与卤素单质不完全相同。
氧族元素
一）氧族元素（O、S、Se、Te）
1.氧族元素性质的相似性和递变性
（1）相似性：
①氧族元素原子结构最外层都为6个电子，均为典型非金属元素（钋Po除外）
②最高正价为+6，负价为
③均可形成气态氢化物H2R
④最高价氧化物（RO3）对应水化物均为H2RO4，其水溶液呈酸性（氧O除外）
（2）递变性
①周期表中从上到下O→S→Se→Te，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱，氧化性逐渐减弱
②O→S→Se→Te，与H2化合能力逐渐减弱，生成的气态氢化物的稳定性逐渐减弱，即稳定性H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te
③最高价氧化物对应水化物的水溶液酸性逐渐减弱。
（二）氧气（O2）
1.分子组成和结构：
氧分子是由两个氧原子通过非极性共价键结合成非极性分子；固态时为分子晶体。
2.物理性质：
氧气是无色、无嗅的气体，密度比空气大，微溶于水、沸点-183℃、熔点
℃。
3.化学性质：
具有强的氧化性
（1）与金属发生反应：
3Fe+2O2（纯）
Fe3O4
（2）与非金属发生反应：
2H2＋O2
2H2O
N2＋O2
2NO
S＋O2
SO2
2H2S＋3O2
2SO2＋2H2O
4FeS2＋11O2
2Fe2O3＋8SO2
4.制法：
2KMnO4
K2MnO4＋MnO2＋O2↑
工业制法：
从液化空气中分离出O2（蒸馏原理）
5.用途：
液氧为高能燃料，制炸药、制氧炔焰焊接或切割金属，医疗等方面都有重要用途。
（三）臭氧（O3）
1.同素异形体：
同一种元素形成的几种性质不同的单质。
2.物理性质：
特殊臭味的淡蓝色气体。
比氧气易溶于水。
熔点－251℃，沸点－112.4℃。
3.化学性质：
不稳定，强氧化性。
（1）易分解（高温迅速）生成O2
（2）跟银、汞反应生成Ag2O、HgO
4.用途：
强氧化剂、脱色剂和消毒剂。
臭氧层对人类和生物的保护。
5.制法：
3O2
2O3
（四）过氧化氢
1.物理性质：
无色粘稠液体，弱酸性。
俗称双氧水，常见为30％。
2.化学性质：
良好的氧化还原性，易分解（MnO2有催化作用）放出O2
3.用途：
氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂，实验室制取氧气。
（五）硫
1.分子组成和结构：
硫分子是由多个硫原子构成Sx单质，硫单质为分子晶体。
2.物理性质：
硫单质为淡黄色晶体，密度为水的两倍，难溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS2，熔点112.8℃，沸点444.6℃。
3.化学性质：
硫既具有氧化性，又具有还原性。
（1）与金属发生反应：
Cu＋S
Cu2S Fe＋S
FeS
（2）与非金属发生反应
S＋O2
SO2（S表现还原性）
（3）与化合物反应
Na2SO3＋S
Na2S2O3（S表现还原性）
6KOH＋3S=2K2S＋K2SO3＋3H2O（S既表现氧化性，又表现还原性）
（4）与氧化性酸浓HNO3、浓H2SO4发生反应
S＋6HNO3（浓）
H2SO4+6NO2↑+2H2O（S表现还原性）
S＋2H2SO4（浓）
3SO2↑+2H2O（S表现还原性）
（5）硫单质、氧气、氯气氧化性比较：
氧化性：
O2＞Cl2＞S
O2＋4HCl=2Cl2＋2H2O（氧化性：
O2＞Cl2）
2H2S＋O2（不足）
2S＋2H2O（氧化性：
O2＞S）
H2S＋Cl2=2HCl＋S（氧化性：
Cl2＞S）
4.用途：
硫单质制硫酸，做橡胶制品的硫化剂，制黑火药、火柴、农药等。
（六）硫化氢（H2S）
1.分子组成和结构：
硫化氢分子是由一个硫原子和两个氢原子，通过极性共价键结合成折线型的极性分子；固态时为分子晶体。
2.物理性质：
硫化氢是无色、带有腐蛋气味、剧毒的气体，密度比空气略大，可溶于水（常温下1∶2.6），其水溶液叫氢硫酸。
3.化学性质：
（1）热不稳定性：
受热发生分解反应
H2S
H2＋S（H2S既表现氧化性，又表现还原性）
（2）具有还原性：
与氧化剂发生反应
2H2S＋3O2（足）
2SO2+2H2O
2H2S＋O2（不足）
2S＋2H2O
2H2S＋SO2=3S+2H2O
H2S＋Cl2=2HCl＋S
H2S＋2FeCl3=2FeCl2＋2HCl＋S
4.实验室制法：
FeS＋H2SO4（稀）=FeSO4＋H2S↑
FeS＋2HCl=FeCl2＋H2S↑
5.硫化氢检验：
（1）硫化氢气体遇湿润的醋酸铅试纸，使之变为黑色，其原因是Pb（Ac）2＋H2S=PbS↓+2HAc，有PbS黑色沉淀生成。
（2）将硫化氢气体通入CuSO4溶液中或AgNO3溶液中，生成黑色沉淀物CuS或Ag2S，其离子方程式为Cu2++H2S=CuS↓+2H+、2Ag++H2S=Ag2S↓+2H+。
（七）氢硫酸（H2S）
1.组成和制法：
硫化氢溶于水，得到的水溶液叫氢硫酸。
氢硫酸挥发可得到硫化氢气体，氢硫酸为混合物。
2.物理性质：
氢硫酸是无色，带有腐蛋气味、有毒的液体，氢硫酸不易长期存放（在空气中易氧化生成淡黄色浑浊物（S），而发生变质）。
3.化学性质：
（1）溶液具有弱酸性，发生部分电离
H2S
HS－＋H+
HS－
S2－＋H+
分步电离，且一步比一步电离困难。
（2）具有酸的通性
与指示剂、与金属、与碱、与碱性氧化物、与盐等物质都可发生反应。
NaOH＋H2S=NaHS＋H2O
2NaOH＋H2S＝Na2S＋2H2O
Zn＋H2S=ZnS↓＋H2↑
CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4
（3）具有还原性，与氧化剂发生反应：
2FeCl3＋H2S=2FeCl2＋S↓＋2HCl
H2S＋Br2=2HBr＋S
2KMnO4＋5H2S＋3H2SO4=2MnSO4＋K2SO4+5S↓＋8H2O
（八）二氧化硫（SO2）
1.分子组成和结构：
二氧化硫分子是由一个硫原子和两个氧原子通过极性共价键结合成折线型的极性分于；固态时为分子晶体。
2.物理性质：
二氧化硫是无色、带有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水（常温下1:
40），易液化，沸点－10℃。
二氧化硫为大气的主要污染物之一。
3.化学性质：
（1）与水发生反应：
SO2+H2O
H2SO3
H+＋HSO3－，HSO3－
H+＋SO32－
生成中强酸亚硫酸（H2SO3），溶液中H2SO3部分发生电离，呈酸性。
（2）SO2为酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性：
能与碱、与碱性氧化物等物质发生反应。
2NaOH＋SO2＝Na2SO3＋H2O
CaO＋SO2＝CaSO3
（3）二氧化硫既具有氧化性，又具有还原性。
SO2＋Br2＋2H2O=H2SO4＋2HBr（SO2表现还原性）
SO2＋2H2S=3S↓＋2H2O（SO2表现氧化性）
（4）具有漂白性：
红色品红试液中通入SO2，溶液由红色变为无色，即发生褪色变化；若将溶液再加热，又出现红色。
其原因是SO2与有色物质结合成不稳定的无色物质，无色物质见光或受热易发生分解，使原来有色物质恢复原来颜色。
4.制法：
实验室制法：
Na2SO3（固）+H2SO4（较浓）=Na2SO4+H2O＋SO2↑使用“较浓”H2SO4原因：
若用浓H2SO4含水少，使离子反应进行缓慢，若用稀H2SO4含水多，生成SO2易溶于水，不易使SO2逸出，所以用较浓H2SO4。
工业制法：
煅烧黄铁矿（硫铁矿）
4FeS2＋11O2
2Fe2O3＋8SO2
（九）三氧化硫（SO3）
1.分子组成和结构：
三氧化硫分子是由一个硫原子和三个氧原子通过极性共价键结合成平面三角型的非极性分子；固态时为分子晶体。
2.物理性质：
三氧化硫熔点16.8℃，沸点44.8℃，常温下为无色液体，标准状况下为无色晶体，高温下为无色气体。
3.化学性质：
（1）与水发生反应：
SO3+H2O=H2SO4，并放出大量热，SO3易被水吸收，若高温下，易与水蒸汽形成酸雾，反而不利于SO3的吸收，故用98％H2SO4来吸收SO3。
（2）三氧化硫为酸性氧化物，能与碱、与碱性氧化物等发生反应：
SO3+2NaOH＝Na2SO4＋H2O，CaO+SO3=CaSO4
（3）三氧化硫具有强氧化性：
SO3＋2KI=K2SO3＋I2
5SO3＋2P＝P2O5＋5SO2
4.工业制法：
（十）硫酸（H2SO4）
1.物理性质：
硫酸是无色粘稠液体，98.3％的硫酸密度是1.84g/cm3、沸点为338℃，硫酸是一种难挥发的强酸。
2.化学性质：
硫酸是二元强酸、高沸点酸（难挥发性酸），稳定酸及强氧化性酸。
（1）具有强酸性；溶液中发生电离：
H2SO4=2H+＋SO42－（完全电离），溶液呈强酸性，H2SO4为强电解质。
（2）具有酸的通性：
与指示剂、与金属、与碱、与碱性氧化物、与盐等物质发生反应。
如：
Zn＋H2SO4=Z
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