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高中的化学分为必修和选修两个部分，对于理科的学生来说，选修课本的知识点也要求必须要掌握，想知道选修四的化学知识有哪些吗?下面是百分网小编为大家整理的高二化学选修四必备的知识，希望对大家有用!
选修四化学知识
一、焓变、反应热
1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2.焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
(1)符号：△H
(2)单位：kJ/mol
3.产生原因：
化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0
常见的放热反应：
①所有的燃烧反应
②酸碱中和反应
③大多数的化合反应
④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应
⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
常见的吸热反应：
① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl
② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应
④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1.概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。(ΔH<0，单位kJ/mol)
四、中和热
1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)
ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4.中和热的测定实验
高二化学知识重点
1、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子
2、简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
A：电子对给予体
B：电子对接受体
其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。
(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键，即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。
(2)①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物
②形成条件：
a.中心原子(或离子)必须存在空轨道
b.配位体具有提供孤电子对的原子
③配合物的组成
④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。
3、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。
范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
4、分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰。
5、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
6、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高。
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。
7、几种比较：
(1)离子键、共价键和金属键的比较
化学键类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼的非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
(2)非极性键和极性键的比较
非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
(3)物质溶沸点的比较
①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
②同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
③常温常压下状态
a.熔点：固态物质>液态物质
b.沸点：液态物质>气态物质
选修四化学考点知识
化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1.化学反应速率(v)
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间)单位：mol/(L·s)
⑷ 影响因素：
① 决定因素(内因)：反应物的性质(决定因素)
② 条件因素(外因)：反应所处的条件
2.注意：
(1)参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
(2)惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
(一)1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是可逆反应)
等(同一物质的正逆反应速率相等)
动(动态平衡)
定(各物质的浓度与质量分数恒定)
变(条件改变，平衡发生变化)
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据:
(二)影响化学平衡移动的因素
1. 浓度对化学平衡移动的影响
(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：
(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理(平衡移动原理)：如果改变影响平衡的条件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
选修四的化学内容是十分零散、复杂的，高二的学生想要学好这个部分的知识，难度是比较大的。具体有哪些知识点需要把握呢?下面是百分网小编为大家整理的高二化学选修四知识归纳，希望对大家有用!
选修四化学知识
一、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：
水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;
KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定。KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)
2、水电离特点：
(1)可逆
(2)吸热
(3)极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：抑制水的电离
②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)
③易水解的盐：促进水的电离
4、溶液的酸碱性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：
甲基橙 3.1~4.4(橙色)
石蕊5.0~8.0(紫色)
酚酞8.2~10.0(浅红色)
pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸;
②广泛pH试纸只能读取整数值或范围。
二 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它)
[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它)
[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)
(注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)
高二化学基础知识
一、化学反应速率
1、化学反应速率
(1)化学反应速率的概念
化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
(2)化学反应速率的表示方法
对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为
式中某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。某段时间间隔，常用单位为s,min,h。υ为物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
(3)化学反应速率的计算规律
①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系
同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律
同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
(4)化学反应速率的特点
①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：
①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。通常是通过增大该物质的表面积(如粉碎成细小颗粒、 充分搅拌、 振荡等)来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。
2、化学反应速率的测量
(1)基本思路
化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。
(2)测定方法
①直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。
②依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
高中化学考点知识
物质的化学变化
1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。
(1)根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A 化合反应(A+B=AB)
B 分解反应(AB=A+B)
C 置换反应(A+BC=AC+B)
D 复分解反应(AB+CD=AD+CB)
(2)根据反应中是否有离子参加可将反应分为：
A 离子反应：有离子参加的一类反应。【主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。】
B 分子反应(非离子反应)
(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A 氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或偏移)的反应
实质：有电子转移(得失或偏移)
特征：反应前后元素的化合价有变化
B 非氧化还原反应
2、离子反应
(1)电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。非电解质是指在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。 注意：
①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。
③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有机物为非电解质。
(2)离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。书写方法：
写：写出反应的化学方程式
拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去
查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等
(3)离子共存问题
所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
A 结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
B 结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等
C 结合生成难电离物质(水)的离子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D 发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存
注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等离子，酸性(或碱性)则应考虑所给离子组外，还有大量的H+(或OH-)。
(4)离子方程式正误判断(六看)
A 看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确
B 看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式
C 看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实
D 看离子配比是否正确
E 看原子个数、电荷数是否守恒
F 看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量)
3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：
失去电子——化合价升高——被氧化(发生氧化反应)——是还原剂(有还原性) 升失氧化还原剂
得到电子——化合价降低——被还原(发生还原反应)——是氧化剂(有氧化性) 降得还原氧化剂
高中的理科生在学习化学的时候，也要重视选修四的化学学习，随时回归教材，找到知识在教材中的落脚点和延伸点。下面是百分网小编为大家整理的高中化学重要的知识点，希望对大家有用!
选修四化学基础知识
一、焓变、反应热
1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2.焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
(1)符号：△H
(2)单位：kJ/mol
3.产生原因：
化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0
常见的放热反应：
①所有的燃烧反应
②酸碱中和反应
③大多数的化合反应
④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应
⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
常见的吸热反应：
① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl
② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应
④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1.概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。(ΔH<0，单位kJ/mol)
选修四化学知识重点
一、化学反应速率
1.化学反应速率(v)
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间)单位：mol/(L·s)
⑷ 影响因素：
① 决定因素(内因)：反应物的性质(决定因素)
② 条件因素(外因)：反应所处的条件
2.
注意：
(1)参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
(2)惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
(一)1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是可逆反应)
等(同一物质的正逆反应速率相等)
动(动态平衡)
定(各物质的浓度与质量分数恒定)
变(条件改变，平衡发生变化)
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据:
(二)影响化学平衡移动的因素
1. 浓度对化学平衡移动的影响
(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：
(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理(平衡移动原理)：如果改变影响平衡的条件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
高中化学必背知识点
硫及其化合物
1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易得到2个电子呈-2价或者与其他非金属元素结合成呈+4价、+6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。(如火山口中的硫就以单质存在)
2、硫单质：
①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。
②化学性质：S+O2 ===点燃 SO2(空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色)
3、二氧化硫(SO2)
(1)物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。
(2)SO2的制备：S+O2 ===点燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
(3)化学性质：①SO2能与水反应SO2+H2OH2SO3(亚硫酸，中强酸)此反应为可逆反应。
可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。(关键词：相同条件下)
②SO2为酸性氧化物，是亚硫酸(H2SO3)的酸酐，可与碱反应生成盐和水。
a、与NaOH溶液反应：
SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O)
SO2(过量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-)
b、与Ca(OH)2溶液反应：
SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O
2SO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶)
对比CO2与碱反应：
CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O
2CO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶)
将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。
③SO2具有强还原性，能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还原性(不是SO2的漂白性)。
(催化剂：粉尘、五氧化二钒)
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。)
④SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黄色沉淀生成)
⑤SO2的漂白性：SO2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO2的存在。
SO2
Cl2
漂白的物质
漂白某些有色物质
使湿润有色物质褪色
原理
与有色物质化合生成不稳定的无色物质
与水生成HClO，HClO具有漂白性，将有色物质氧化成无色物质
加热
能恢复原色（无色物质分解）
不能复原
⑥SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。