氧族元素 课件.ppt

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1、1,第16章 氧族元素 (Elements of the Oxygen Family),16.1 氧及其化合物,16.2 硫单质及硫化物,16.5 硒和碲,16.3 硫的氧化物,16.4 硫的含氧酸(盐)及衍生物,2,基本要求： 理解氧族元素的通性； 了解氧、臭氧、硫及其化合物在自然界的 分布以及制备方法，了解水的结构和性质； 理解氧、臭氧、氧化物、过氧化氢的结构， 掌握其性质和应用； 理解硫及其化合物的结构，掌握其性质和应 用； 了解硒、碲的单质和化合物的性质。,3,重点： 过氧化氢的氧化还原性； 硫化氢和硫化物的性质； 硫的氧化物及其含氧酸的化学性质。难点： 过氧化氢的氧化还原性； 硫的氧

2、化物及其含氧酸的化学性质。,4,VIIA,VIA,VA,IVA,IIIA,0,电子层,第VIA族,5,1. 元素,氧族元素通性,6,非金属,半金属,金属,O,S,Se,Te,Po,7,2. 价电子层结构及氧化态,8,最高氧化数为6，与族数相一致。,9,3. 电子亲和能 (Electronic Affinity), A、 A元素电子亲和能 ( kJmol-1),氧族元素的非金属性不及卤素,10,4. 键能 (Bond Energy),氧分子反常，具有较低的键能，原因是：,氧原子半径小，电子云密度较大，孤电子对之间有较大的排斥力。氧原子没有d轨道，它不能形成d-pp键，所以O-O单键较弱。,r=7

3、3pm,11,5.氧族元素基本性质,12,16.1 氧及其化合物,16.1.1 氧的成键特征,1、一般键型：离子键和共价键。,离子键：形成O2-阴离子，如M2O、MO等离子型 氧化物。共价键：呈0、+2、-2、-1等氧化态，如O2、OF2、 H2O、H2O2等,2、离域键：氧原子未参与杂化的p轨道上的电子 与其他原子形成多中心的离域键。,13,配键：p轨道上的电子进行配位，如H3O+。配键：p轨道上的电子与其他原子空的p轨道形成 配键，如CO中的CO。d-p 配键: p轨道上的电子向中心原子d轨道配位。 如H3PO4、SOCl2等。,3、配键,4、以分子为基础的化学键,O2分子结合电子、共用电

4、子、失去电子或以孤对电子进行配位等方式形成超氧化物、过氧化物、二氧基离子或氧分子配合物。,14,单质氧的同素异形体,自然界中的氧有三种同位素：,O16、O17、O18,O18稳定同位素常作为示踪原子。,氧在自然界中的分布： O2 O3 （同素异形体）,16.1.2 氧 O2 (Oxygen)的单质,15, 结构,分子轨道电子排布式：,一个键，两个三电子 p 键, 氧的制备和空气液化,1、氧气,16, 性质,在酸性介质中有强氧化性：,Fe Fe3O4, FeO, Fe2O3 S SO2(g) H2S S 或 SO2(g) O2 + NH3 H2O + N2 或 NO HI I2 CH4 CO2、

5、CO 或 C ,17,人血红蛋白中的血红素Hb是卟啉衍生物与Fe(II)形成的配合物，具有与O2络合的功能： HbFe(II) + O2 = HbFe(II) O2,在生物体中有重要的配位性：,18,2. 臭氧 O3 (Ozone),暗蓝色液体,黑色晶体,19, 结构,O3分子中，中心O原子采取sp2 杂化，V型，唯一有极性的单质。,20, 性质,性质一：不稳定性,O3不稳定，常温下就可分解，紫外线或催化剂（MnO2、PbO2、铂黑等）存在下会加速分解。,21,性质二：强氧化性,O3是一种极强的氧化剂，氧化能力仅次于F2。,22,例1 油画处理,PbS(s)+3O3(g)=PbSO4(s)+O

6、2(g),例2 含氰废水处理,例3 O3的定量分析(碘量法),黑 白,CN+O3=OCN+O2(g)2OCN+3O3=CO32+CO2(g)+3O2(g),2KI+O3(g)+H2O=I2+2KOH+O2(g)I2+2S2O32=2I +S4O62,23, 用途,微量的O3能消毒杀菌，并作为空气净化剂和高能燃料的氧化剂等。,但空气中O3含量超过百万分之一时，不仅对人体有害，对农作物等物质也有害，它的破坏性也是基于它的氧化性。,24,知识介绍,25,大气中的还原性气体污染物如氟利昂、SO2、CO、H2S、NO等越来越多，它们同大气高层中的O3发生反应，导致了O3浓度的降低。,氟利昂化学性质稳定易

7、挥发、不溶于水。进入大气层后受紫外线辐射而分解产生Cl原子，Cl原子则可引发破坏O3的循环反应。,26,16.1.3 氧化物,1、氧化物的酸碱性,（1）与水作用 溶于水但不发生化学作用 生成可溶性氢氧化物 生成难溶性氢氧化物 不溶于水且不与水反应,27,（2）酸碱性 酸性氧化物：与水反应生成含氧酸 碱性氧化物：与水反应生成可溶性碱 两性氧化物：与酸和碱均发生反应 中性氧化物：与酸和碱均不发生反应,28,2、氧化物的生成,(1) 单质与O2直接化合(2) 金属氢氧化物或含氧酸盐的热分解(3) 高价氧化物被还原(3) 单质被硝酸氧化,参见P598的反应方程式。,29,1、水的偶极矩为1.87D，表

8、现了很大的极性2、水的比热容为4.1868 103J kg -1 K-13、绝大多数物质有热胀冷缩的现象，温度越低体 积越小，密度越大。而水在277K密度最大。,水（H2O）,不同的水分子,水的物理性质,以氧的同位素和氢的的同位素为基础可以形成9种形式的水。,30,水的化学性质,(1) 羟基水：水在化合物中以OH-形式存在， 如 Mg(OH)2、A1(OH)3，它们是氧化物的水合物。,NH3(g) + nH2O NH3(aq) 若水与离子发生水合作用，则形成水合离子， 如： HCl(g) + nH2O H+ (aq) + Cl- (aq) 含水的晶态物质称为结晶水合物，其中的水叫结晶水。,在结

9、晶水合物中，水以以下不同形式存在：, 水合作用,31,(3) 阴离子水：水通过氢键与阴离子相结合。 如 CuSO45H2O。,(4) 晶格水：水分子位于水合物的晶格中，不与 阳、阴离子直接联接。 如 MgSO47H2O；,(2) 配位水：水在化合物中以配体形式存在， 如 BeSO44H2O、NiSO46H2O。,32,(5) 沸石水：这种水分子在某种物质 (如沸石)的晶 格中占据相对无规律的位置，当加热脱除这种 水分子时，物质的晶格不被破坏。, 形成缔合分子,键型：分子间氢键现象：放热 密度发生改变,33,16.1.4 过氧化氢（H2O2）(Hydrogen Peroxide),1、结构和制备

10、,34, 制备,实验室:,工业上:异丙醇氧化法、电解法和蒽醌法,电解法:,异丙醇氧化法:,CH3CH(OH) + O2 CH3COCH3 + H2O2,35,蒽醌法：,H2O2,在 Pd 催化下，通入 H2，醌又变成醇。可以反复通入 O2 和 H2 ，制得H2O2 。,36,性质四：不稳定性,性质二：强氧化性,性质三：还原性,2、性质和用途,性质一：二元弱酸,37,性质一：二元弱酸,38,性质二：强氧化性,酸性溶液,碱性溶液,39,H2O2能将碘化物氧化成单质碘，这个反应可用来定性检出或定量测定H2O2或过氧化物的含量：,40,在碱性介质中H2O2的氧化性虽不如在酸性溶液中强，但与还原性较强的

11、亚铬酸钠NaCrO2等反应时，仍表现出一定的氧化性。,41,性质三：还原性,H2O2 + Cl2 2Cl- + O2 + 2H+,工业除氯,42,2H+O2+2e H2O2 EA=0.68V,2Fe3+2e 2Fe2+ EA=0.77V,2Fe3+H2O2 2Fe2+2H+O2,2H+H2O2+2e 2H2O EA=1.776V,2Fe2+2H+H2O2 2Fe3+2H2O,净结果：2H2O2 2H2O+O2,凡电位在0.681.78V之间的金属电对均可催化H2O2分解,43,性质四：不稳定性,H2O2在低温和高纯度时还比较稳定，但若受热到426K（153）以上时便会猛烈分解，它的分解反应就是

12、它的歧化反应。,44,能加速H2O2分解速度的因素还有：,在碱性介质中H2O2的分解速度比在酸性介质中快；,杂质的存在，如重金属离子Fe3、Cr3等都能大大加速H2O2的分解；,波长为320380nm的光（紫外光）也能促进H2O2的分解。,45, 鉴定,在酸性溶液中，H2O2能使重铬酸盐生成二过氧合铬的氧化物CrO(O2)2，这是高氧化态（6氧化态）铬形成的过氧基配位化合物：,46,过氧化物CrO(O2)2在乙醚中较稳定，在乙醚层中形成的蓝色化合物的化学式是,此反应可用来鉴定H2O2的存在,47,过氧化氢的用途主要是基于它的氧化性。稀的(3)和30的过氧化氢溶液是实验室常用的氧化剂。目前生产的

13、H2O2约有半数以上用作漂白剂，用于漂白纸浆、织物、皮革、油脂、象牙以及合成物等。化工生产上H2O2用于制取过氧化物(如过硼酸钠、过醋酸等)、环氧化合物、氢醌以及药物(如头孢菌素)等。, 用途,48,16.2 硫单质及硫化物,16.2.1 单质硫,单质硫有多种同素异形体，其中最常见的是斜方硫和单斜硫。,1、硫的同素异形体,49,斜方硫,单斜硫,50,弹性硫的形成,51, 结构,S：sp3杂化，皇冠构型,斜方硫和单斜硫都易溶于CS2中，都是由S8环状分子组成的。,52, 制备和用途自学,性质一：与许多金属直接化合,性质二：与许多非金属直接作用,性质三：与氧化性酸反应,性质四：与碱反应,2、硫的制

14、备、性质和用途, 性质,53,性质一：与许多金属直接化合,性质二：与许多非金属直接作用,性质三：与氧化性酸反应,性质四：与碱反应,54,1. 可以从电负性较小的原子接受两个电子，形 成含S2-离子的离子型硫化物2. 可以形成两个共价单键，组成共价硫化物3. 可以形成一个共价双键4. 硫原子有可以利用的3d轨道，3s和3p中的电 子可以跃迁到3d轨道参与成键，形成氧化数 高于2的正氧化态5. 从单质硫的结构特征来看，它能形成-Sn-长硫链。,硫的成键特征,55,16.2.2 硫化氢,（与H2O相似）, 结构,性质一：弱酸性,H2S的水溶液是二元弱酸，它在水中的电离：, 制备,1、硫化氢(H2S

15、，Hydrogen Sulfide)结构与制备,2、硫化氢(H2S ，Hydrogen Sulfide)性质,56,性质二：还原性,H2S中S的氧化数为-2，处于S的最低氧化态，所以H2S的一个重要化学性质是它具有还原性。,57,H2S能被I2、Br2、O2、SO2等氧化剂氧化成单质S，甚至氧化成硫酸：,可从工业废气中回收单质硫,58,指电负性小的元素与硫形成的二元化合物。,1、硫化物,H2S、Na2S、MnS、Ag2S硫化物。,易溶于水，易水解。,16.2.3 硫化物和多硫化物,（1）轻金属硫化物,（2）重金属硫化物,59,（A） 硫化物的颜色和溶解性,60,61,稀酸溶解,配位酸溶解（浓H

16、Cl）,氧化性酸溶解（HNO3）,氧化配位溶解（王水）,酸性或两性硫化物可溶于碱性硫化物（Na2S）中,62,酸性或两性硫化物可溶于碱性硫化物：,碱性硫化物不溶于硫化钠，但可溶于多硫化物：,中间发生了氧化还原反应。,63,（B） 硫化物的水解性,由于氢硫酸是个弱酸，所以所有的硫化物无论是易溶的还是难溶的，都会产生一定程度的水解，使溶液显碱性：,2、金属离子的分离（P608),64,3、 多硫化物 Sx2-, 结构,多硫离子具有链状结构，S原子通过共用电子对相连成硫链。例如多硫离子S22-、S42-、S62-的结构：,多硫离子S42-的结构,65, 制备,x = 26，最多可达9，随着x的增加，

17、多硫化物的颜色加深，由无色变为黄、橙黄、红色。,66,性质一：遇酸不稳定, 性质,性质二：氧化性,性质三：还原性,性质四：不稳定性,67,性质一：遇酸不稳定,多硫化物在酸性溶液中很不稳定，容易歧化分解生成H2S和单质S：,68,性质二：氧化性,多硫化物是一种硫化试剂，在反应中它向其它反应物提供活性硫而表现出氧化性，能氧化As2S3、Sb2S3、SnS等。,性质三：还原性,69,钠硫蓄电池,放电负极：熔融Na 2Na 2e 2Na+ 充电 放电 正极：熔融S xS+2Na+2e Na2Sx 充电,充总：2Na+xS Na2Sx 放,电解质：-Al2O3,小资料,70,问题：1. 工作温度3005

18、00，Na，S8要 处于熔融，要绝热 2.充电时间长，需1520h。,优点： 蓄电量是铅电池的5倍，质量仅是其 1/5，运行平稳，无污染，寿命长。,71,16.3.1 二氧化硫 (Sulfer Dioxide), 结构,16.3 硫的氧化物,72,性质一：还原性,性质二：氧化性, 性质,73, 制备,1、还原法 从高价到（IV）价,74,2、氧化法 从低价到（IV）价,3、置换法,75,16.3.2 三氧化硫 (Sulfer Trioxide),气态单分子SO3, 结构,76,固体 SO3 中，一种是三聚体 ，一种是链状结构 (SO3)n,77, 性质,性质一：无色，易挥发,型晶体,型晶体,固

19、体SO3有几种聚合物：,78,性质二：强氧化性, 制备方法,参见教材P611。,79, 性质,性质一：二元中强酸,性质二：还原性,性质三：氧化性,性质四：不稳定性,16.4.1 亚硫酸及盐,16.4 硫的含氧酸(盐)及衍生物,80,性质一：二元中强酸,H2SO3在水溶液中存在下列平衡：,81,酸性溶液中：,碱性溶液中：,性质二：还原性,82,性质三：氧化性,亚硫酸虽然是相当强的还原剂，但也能被比它更强的还原剂（如H2S等）还原成单质硫，而表现出氧化性：,I2 + H2SO3 + H2O H2SO4 + 2HI,2Fe3+ + H2SO3 + H2O H2SO4 + 2Fe2+ + 2H+,83

20、,具有漂白作用，可使品红褪色,性质四：不稳定性,亚硫酸及其盐受热容易分解，遇到强酸也易分解：,性质五：不稳定性,84,工业上用作除氯剂。,焦亚硫酸钠 ：,85, 结构,SO42-离子,S: sp3杂化,16.4.2 硫酸及盐,1、硫酸,86, 制备硫酸,工业上实际采用98.3%的浓硫酸吸收SO3，而成为发烟硫酸。,87, 性质,性质一：二元强酸,性质二：强吸水性,性质三：强氧化性,88,性质一：二元强酸,H2SO4是一个强的二元酸，在稀溶液中，它的第一步解离是完全的：,第二步解离程度则较低：,89,性质二：强吸水性,硫酸是SO3的水合物, 除了H2SO4(SO3H2O)和H2S2O7(2SO3

21、H2O)外,它还能生成一系列稳定的水合物, 所以浓硫酸有强烈的吸水性：,90,性质三: 强氧化性,浓硫酸是一种氧化性酸，加热时氧化性更显著。,与活泼金属反应：,与不活泼金属反应：,与非金属反应：,91,性质四: 高沸点酸。,HNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3,92,2、硫酸盐（主要指正盐）,A. 易溶性,一般较易溶于水；,SrSO4、BaSO4、PbSO4、 Hg2SO4难溶；,CaSO4、Ag2SO4微溶。,B. 易带结晶水,CuSO45H2O、 FeSO47H2O、ZnSO47H2O、 MgSO47H2O、Na2SO410H2O,结晶水在结构上不完全相同！,93,C. 易

22、形成复盐,M2SO4MSO46H2O,M2SO4M2（SO4）324H2O,94,D. 硫酸盐的热稳定性,K2SO4、Na2SO4、BaSO4等硫酸盐较稳定。,热分解温度的高低用离子极化理论解释！,95,3、 焦硫酸及其盐, 制备,焦硫酸 (Disulfuric Acid) 是一种无色的晶状固体，熔点308K，冷却发烟硫酸时，可以析出焦硫酸晶体：,96,焦硫酸可以看作是由两个分子硫酸脱去一分子水所得的产物：, 结构,S2O72-易水解，无法配制纯的焦硫酸盐溶液！,97, 性质,性质一：H2S2O7具有比浓H2SO4更强的氧化性、吸水性和腐蚀性,性质二：是良好的磺化剂，用于制造某些燃料、炸药和有

23、机磺酸化合物，它与水作用又生成硫酸,性质三：焦硫酸盐可作为熔剂,98,1、 硫代硫酸及其盐,16.4.3 硫代硫酸及其盐,即：,实际生产：,99,2、 硫代硫酸盐的性质,硫代硫酸(H2S2O3)非常不稳定，目前尚未得到纯品。,市售硫代硫酸钠Na2S2O35H2O，俗名海波或大苏打，是一种无色透明的晶体，易溶于水，其水溶液显弱碱性。,100, 结构,S2O32-离子的结构与SO42-类似，具有四面体构型。S2O32-可以看成是SO42-中的一个O原子被S原子取代后的产物。,SO42-离子,S2O32-离子,101,102,这个反应可以用来鉴定S2O32-离子的存在,Na2S2O3在中性或碱性溶液

24、中很稳定，在酸性（pH 4.6）溶液中迅速分解：, 性质,性质一：遇酸分解,103,性质二：还原性,从标准电极电势值看，Na2S2O3是一个中等强度的还原剂。,104,碘可以将 Na2S2O3 氧化成连四硫酸钠Na2S4O6 ：,这个反应是碘量法的基础,105,较强的氧化剂如氯、溴等可以把Na2S2O3氧化成硫酸钠，因此在纺织和造纸工业上用Na2S2O3作脱氯剂：,106,性质三：溶解及配位性,重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定。如：,107,不溶于水的卤化银AgX（X=Cl、Br）、CuCl等能溶解在Na2S2O3溶液中生成稳定的硫代硫酸银配离子，且不稳定遇酸即分解。,108,16.4.4 过二

25、硫酸及盐,过氧化氢H-O-O-H中一个H被HSO3-取代后得H-O-O-HSO3，即称为过一硫酸；另一个H也被HSO3-取代后得HSO3-O-O-SO3H，称为过二硫酸。,109, 结构,过氧键 -O-O-中O原子的氧化数为-1，而不同于其它的O原子，其中S原子的氧化数仍然是6。, 制备自学,110, 性质,性质一：强氧化性,所有的过硫酸及其盐都是强氧化剂，其标准电极电势为：,过二硫酸钾能把铜氧化成硫酸铜：,111,如果没有Ag作催化剂，S2O82-只能把Mn2+氧化成MnO(OH)2的棕色沉淀：,性质二：热不稳定性差,其溶液受热也会分解，得到硫酸氢盐及O2。,112,16.4.5 硫的其它含

26、氧酸及盐,通式为：H2SxO6 x = 36,1、连硫酸及其盐,连四硫酸,113,制备：,MnO2 + 2H2SO3 H2S2O6 + Mn(OH)2,4H2O2 + 2Ns2S2O3 Na2S3O6 + Na2SO4 + H2O,H2Sx + 2SO3 H2S2+xO6 (x=38),在乙醚中：,H2S3O6 H2SO4 + SO2 + S,H2S4O6 H2SO4 + SO2 + 2S,不稳定，易分解,114,亚硫酸：,二元中强酸：,H2S2O4,2、连二硫酸及其盐,115,Na2S2O4,为常用的还原剂，俗称保险粉，保护其它物质不被氧化。, 性质一：强还原性,2Na2S2O4 + O2

27、+ 2H2O 4NaHSO3,Na2S2O4 + O2 + H2O NaHSO3 + NaHSO4,吸氧剂,2NaHSO3 + Zn + H2SO3 Na2S2O4 + ZnSO3 + H2O,116,Na2S2O4 + Ag+ + 4OH- Ag + 2Na2SO3 +2H2O,Na2S2O4 + MnO4- + 4OH- MnO42- + 2Na2SO3 +2H2O, 性质二：不稳定性,2Na2S2O4 Na2S2O3 + Na2SO3 + O2,117,16.4.6 硫的含氧酸的衍生物,1、酰氯,亚硫酰基,硫酰基,亚硫酰氯, 结构,S采用sp3杂化，为三角锥, 性质,SOCl2 + H2

28、O 2HCl + SO2,（1）亚硫酰氯, 制备,118,（2）硫酰氯, 结构,S采用sp3杂化，为四面体。, 性质,猛烈水解。,SO2Cl2 + 2H2O 2HCl + H2SO4, 制备,119,2、氯磺酸,磺酸基,卤磺酸, 结构,S采用sp3杂化，为四面体。, 性质,爆炸性水解。,HSO3Cl + H2O HCl + H2SO4, 制备,SO3 + HCl HSO3Cl,120,16.5 硒、碲及其化合物,16.5.1 硒、碲的单质,Te仅有一种螺旋形链状结构的晶体。,性质与S类似，但没有S活泼。,121,16.5.2 硒、碲的氢化物, 结构,与H2O类似。, 性质,H2O H2Se H

29、2Te,酸性依次增强,还原性依次增强,热稳定性依次减弱, 制备,见教材P625。,重金属的硒化物和碲化物不溶于水。,122,16.5.3 硒、碲的含氧化合物,1、二氧化物及含氧酸, 制备,Se + O2 SeO2 Te + O2 TeO2,2H2Se + 3O2 2SeO2 + 2H2O 2H2Te + 3O2 2TeO2 + 2H2O, 性质,A、氧化物的溶解,123,B、酸性,H2SO3 H2SeO3 H2TeO3,酸性依次减弱,C、氧化还原性,SeO2、TeO2及其酸主要以氧化性为主，在强氧化剂的作用下可表现为还原性。,HI + SeO2 Se + I2 + H2O,H2SeO3 + C

30、l2 + H2O H2SeO4 + 2HCl,124,2、三氧化物及含氧酸, 制备,K2SeO4 + SO3 SeO3 + K2SnO3n+1,H6TeO6 TeO3+3H2O,H2SeO4,+H2O,14H2O + 5TeO2 + 2HClO3 5H6TeO6 + Cl2,H2SeO3 + Cl2 + H2O H2TeO4 + 2HCl,125, 性质,H2SeO4,1.酸性：与硫酸相似，强烈吸水，可使有机 物碳化。酸性与硫酸相近。,2.强氧化性：热硒酸与浓盐酸的混合液如王 水，可以溶解铂。,Cu + 2H2SeO4 CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,HCl + H2SeO4 H2S

31、eO3 + Cl2 + H2O,126,H6TeO6,2.弱酸性：酸性与硫酸相反。,1.结构：与高碘酸相似。,3.强氧化性：比硫酸还强。,H6TeO6 + 2HCl H2TeO3 + Cl2 + 3H2O,硒酸盐的许多性质与相应硫酸盐极为相似。如BaSeO4、SrSeO4、PbSeO4等不溶于水。,127,1. 由H2S的制备过程分析其性质？,2. 试用一种试剂将硫化物、多硫化物、亚硫酸盐和硫酸 盐彼此区分开来。,3. 将无色钠盐溶于水得无色溶液A，用pH试纸检验知A 为酸性。向A中滴加KMnO4溶液，则紫红色褪去，说 明A被氧化为B，向B中加入BaCl2溶液得不溶于强酸 的白色沉淀C。向A中

32、加入稀盐酸有无色气体D放出， 将D通入KMnO4 溶液又得无色的B。向含有淀粉的 KIO3溶液中滴加少许A则溶液变蓝，说明有E生成， A过量时蓝色消失得无色溶液F。 给出A、B、C、D、E、F的分子式或离子式。,128,A) O3比O2稳定性差 B) O3是非极性分子 O3比O2氧化性强 O3是顺磁性的物质,1. 下列关于臭氧的叙述中正确的是（ ）,129,A) H2O2 分子构型为直线形 B) H2O2既有氧化性又有还原性C) H2O2是弱酸 D) H2O2与K2Cr2O7的酸性溶液反应生成稳定的CrO5,2. 下列叙述中正确的是（ ）,130,A) SO2分子是非极性分子 B) SO2溶于水可制取纯H2SO3C) H2SO3可使品红褪色 D) H2SO3既有氧化性又有还原性,3、下列叙述中错误的是（ ）,131,A) H2S B) H2SO3 C) H2SO4 D) H2S2O7,4、下列物质中酸性最强的是（ ）,132,阐述了对臭氧层厚度产生影响的化学机理,莫利纳,克鲁岑,罗兰,