氧族元素归纳

元素讲义4 氧族元素氧族元素：n s 2 n p 4 O 、S 、Se 、Te 、Po 一、氧1．最常见的氧化数为-2，还有+2 (OF 2)，+4 [O(O 2)]，+1 (O 2F 2)，-1 (H 2O 2) ，-1/2 (KO 2) ，-1/3(RbO 3) 2．氧的单键离解能为142kJ·mol -1，而硫的单键离解能为268kJ·mol -1。

解释：(1) 氧的原子半径小，孤对电子对之间有较大的排斥作用；(2) 氧原子没有空的d 轨道，不能形成d -pπ键，所以O －O 单键较弱。

对于O 2分子而言，除了σ键外，还有二个三电子π键，)(O 2D =494 kJ·mol -1所以O 2→2O 比较困难，要求加热到2000℃ ，且要求紫外光照射。

二、化合物：1．[-2]化合物：最重要的化合物是水。

2．[ -1 ] 化合物H 2O 2(1) H 2O 2：H 2O 2是极性分子，即两个氢原子不在同一个平面 (2) 性质： a ．它是一个极好的离子性溶剂，与水互溶，这是由于与水能形成新的氢键。

在实验室中常用的3% ～30%的过氧化氢水溶液称为双氧水。

b ．H 2O 2是一种弱酸： H 2O 2 + H 2O H 3O + + -2HO K a1 = 2.24×10-12 H 2O 2 + HF + MF 5[H 3O 2]+[MF 6]－H 2O 2 + HF + 2SbF 5[H 3O 2]+[Sb 2F 11]－2[H 3O 2][SbF 6]45℃2[H 3O]+[SbF 6]－+ O 2 NH 3(l) + H 2O 2NH 4OOH↓（白色）但在熔融态只有H 3NH OOH 氢键c ．在酸性条件下，H 2O 2是极好的氧化剂，但遇到强氧化剂时显还原性。

⎪⎩⎪⎨⎧+−−→−+↓−−−→−+−→−+---+---+224OH22OH O H 22H 224O MnO O MnO O Mn O H MnO 2d ． H 2O 2不稳定，易歧化。

非金属及其化合物第三节氧族元素一、O2和O31.O为8号元素，非金属性仅次于F，一般认为无正价，但有时题目中会出现OF2，OF2中O为+2价。

2. O2为非极性分子，O3是极性分子；O3在水中的溶解度比O2大。

3. O2可以氧化大多数金属(除Au、Pt)和大多数非金属(除F2、Cl2、Br2、I2)，在溶液中可以氧化Fe2+、I－、S2－、SO32－等。

O3的氧化性比O2强，但往往同时有生成O2，一个O3分子生成一个O2分子，如2KI+ O3+ H2O = I2+2KOH+ O2。

4. O3因有强氧化性而能杀菌、消毒、漂白。

5.空气中微量的O3能使人精神振奋，但含量过多时对人体有害，光化学烟雾中就有较高浓度的O3。

大气O3层能吸收太阳辐射向地球的大部分紫外线，因此O3层是保护地球的一道屏障。

6. O2在放电的条件下能生成O3，而氯原子和NO x是O3分解为O2的催化剂。

7. O2的工业制法是液化分离空气法，实验室制法是加热KMnO4或KClO3和MnO2的混合物，其他可行的方法还有将H2O逐滴滴到Na2O2上或将双氧水逐滴滴到MnO2上。

二、H2O21.结构式为H-O-O-H，其中O为-1价，既有氧化性又有还原性，主要表现氧化性，可用于杀菌、消毒、漂白，其水溶液俗称双氧水。

2.不稳定性：只存在于溶液中，受热或在催化剂作用下发生分解2H2O22H2O+O2↑.3.氧化性和还原性：①氧化性，如氧化Fe2+、I－、S2－、SO32－、SO2等，2Fe2++ H2O2+ 2H+=2Fe3++2H2O或6Fe2++ 3H2O2=4Fe3++2Fe(OH)3，H2O2+ 2I－=2OH－+I2或H2O2+ 2I－+2H+= I2+2H2O，H2O2+ SO32－= H2O + SO42－，HO2+ SO2= H2SO4；2②还原性，如还原Cl2、KMnO4等，H2O2+ Cl2= O2+ 2HCl，2MnO4－+5H2O2+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O。

2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素1．复习重点1．氧族元素得物理性质与化学性质得递变规律;２.硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢得物理性质与化学性质;３.重点就是硫得化学性质及氧族元素性质递变规律。

２.难点聚焦（二）臭氧与过氧化氢臭氧与氧气就是氧得同素异形体,大气中臭氧层就是人类得保护伞过氧化氢不稳定分解，可作氧化剂、漂白剂。

归纳知识体系1、 硫及其化合物得性质(一)硫及其重要化合物间得相互转化关系(见上图）注意:1、氧化性酸与酸得氧化性得区别酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸酸得氧化性应包括H +得氧化性(酸所共有得)与酸根得氧化性(氧化性酸得特点)两种类型 ２、根据氯气、硫等非金属单质性质得学习,掌握非金属单质性质得一般方法应从下列几个方面分析:与氢气得反应;与金属得反应;与氧气得反应;与非金属得反应;与水得反应;与氧化物得反应;与碱得反应;与酸得反应;与盐得反应；(与有机物反应)等。

３、掌握化合物性质得一般方法应从下列几个方面分析:稳定性;可燃性;酸碱性;氧化性与还原性;特殊性等。

３.例题精讲[例1］哪些实验事实说明氯元素得非金属性比硫元素强,并用原子结构知识加以解释。

解析:目前,已学习过多种非金属元素，通过卤族、氧族元素得学习可得出,比较两种非金属元素得非金属性相对强弱一般可根据以下几方面得实验事实:①非金属单质与H2化合得难易以及氢化物得稳定性大小;②最高价氧化物对应水化物得酸性强弱；③非金属单质间得置换反应。

答案:可以说明氯元素非金属性比硫元素强得主要实验事实有:①氯气与氢气反应时光照可发生爆炸,反应剧烈,硫单质加热变为蒸气才可与Ｈ２化合,且H2S不如HCｌ稳定;②H２SO ４得酸性不如HＣlO4强;③Ｈ2Ｓ与Ｃl2反应可生成硫单质;④铁与Ｃｌ２反应生成ＦeCｌ3,而硫与铁反应生成FeS。

S、Cl两原子电子层数相同,但Cl原子最外层电子数较多,且Cｌ原子半径比Ｓ原子小,最外层电子受原子核得引力较大,故氯元素非金属性应比硫元素强。

氧族元素知识复习总结相同点：最低化合价为-2价，正价为+4、+6价(氧元素除外)。

不同点：随着原子序数的递增元素原子获得电子的能力在减弱，非金属性依次减弱，金属性依次增强。

都能与多数金属反应。

(2)单质性质的异同：相同点：单质均可作氧化剂，每个原子可获得2个电子。

均有同素异形体。

不同点：单质颜色不同，密度依次增大，熔、沸点依次升高。

单质与2H 化合依次变难；单质氧化性依次减弱，还原性依次增强。

(3)氧化物有两种，3624O R O R ++和，其对应的水化物为含氧酸，均有酸的通性。

气态氢化物H 22R -；H 2S 、H 2Se 、H 2Te 其水溶液都显酸性，除H 2Ｏ外，氢化物都具有恶臭，有毒，溶于水形成无氧酸，具有还原性。

2.递变规律随着元素核电荷数的增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对外层电子的引力逐渐减弱，使原子得电子的能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。

表现在性质上的递变规律是：单质的颜色由无色、淡黄、浅灰至呈银白色。

状态由气态到固态，熔、沸点也依次升高。

元素非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

单质的氧化性依次减弱。

含氧酸的酸性依次减弱，H 24R +Ｏ3、612R H ++O 4顺序氧化性增强。

气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性增强。

二、臭氧1．结构：含有非极性键的极性分子，V 型结构2．物理性质：常温、常压下，O 3是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水，液态呈深蓝色，沸点的－112.4℃，固态为紫黑色，熔点为－251℃3．化学性质：①不稳定性：常温下分解较慢，在受热、光照和MnO2等作用下迅速分解。

2O3 == 3O2②强氧化性：就氧化能力而言，它介于氧原子和氧分子之间。

能氧化在空气中不能氧化的金属。

臭氧分子与其它物质反应时，常产生氧气。

2Ag + 2O3 ＝Ag2O2 + 2O2 (常温下反应)O3 + 2KI + H2O = 2KOH + I2注：臭氧能使湿润的KI淀粉试纸变蓝，利用此性质可测定微量O3的含量，也可检验O3。

氧元素化学知识点总结氧是化学元素周期表中第8号元素，原子序数为8，原子量为15.9994。

氧元素是地球上最丰富的元素之一，占地壳中的总质量的约46.6%，是地球上第一丰度的元素，化学性质非常活泼，是一种重要的氧化剂。

1. 氧元素的基本性质氧元素是一种无色、无味、无臭的气体，密度为1.429 g/L，沸点为-183°C，熔点为-218.79°C。

它在常温下是一种双原子分子氧气(O2)，并且在地球大气中占比约为21%。

2. 氧元素的化合物氧元素是一种非金属元素，它可以和大多数元素形成化合物，其中最常见的是水(H2O)和二氧化碳（CO2）。

水是生命活动以及地球上广泛应用的一种化合物，二氧化碳则是一种重要的温室气体。

3. 氧元素的氧化性氧元素是一种强氧化剂，它能够和大多数元素形成氧化物，例如金属氧化物、非金属氧化物等。

氧化反应是一种常见的化学反应类型，大多数氧化反应都伴随着释放热量、火焰等现象。

4. 氧元素的生物化学作用氧元素在生物体内起着至关重要的作用，它是细胞呼吸的必需气体，参与了生物体内能量合成的过程。

在人类医学上，氧气能够被用于治疗缺氧相关的疾病，比如高原反应、窒息等。

5. 氧元素的工业应用氧气是一种重要的工业气体，被广泛应用于冶金、化工、医药、环保等领域，如氧气可以作为火焰燃烧的氧化剂，用于金属加工、焊接等工艺；同时也可以制备工业氮气、氢气等气体。

6. 氧元素的环境影响氧元素在大气中的含量和分布对地球环境起着至关重要的作用。

目前，由于工业活动、人类生活以及交通运输等原因，二氧化碳排放过多导致了全球变暖和气候变化等问题，加剧了环境问题。

7. 氧元素的制备氧气可以通过多种方法制备，其中最常见的是通过气化矿物质、水解过氧化氢等。

此外，还可以通过电解水、加热含氧化金属等方法来制备氧气。

总之，氧元素是我们生活中不可或缺的重要元素，它在生物、环境、工业等方面都发挥着至关重要的作用。

因此，了解氧元素的基本性质和化合物、生物作用、工业应用、环境影响等知识点，对于我们深入了解化学知识、保护环境、促进工业发展等都有着重要的意义。

氧族元素知识归纳一、硫及其化合物转化关系图二、本章主要内容1．与氧气有关的反应（1）有氧气参加的反应方程式①与绝大多数金属单质作用4Na+O2=2Na2O②与绝大多数非金属单质作用③与非还原性化合物作用2NO+O2=2NO24FeS2+11O22Fe2O3+8SO2④与有机物作用⑤在空气中易被氧化而变质的物质a.氢硫酸或可溶性硫化物：2H2S+O2=2S↓+2H2Ob.亚硫酸及其可溶性盐2H2SO3+O2=2H2SO4，2Na2SO3+O2=2Na2SO4c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3d.苯酚e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O2=2H2O+2I2⑥吸氧腐蚀（如：铁生锈）负极：2Fe—4e—=2Fe2+正极：O2+4e—+2H2O=4OH—Fe2++2OH—=Fe(OH)24Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O（2）生成氧气的反应方程式2．氧气和臭氧的比较3．硫元素的化学反应（1）硫单质的反应④S+Hg=HgS⑥S+2Ag=Ag2S⑦3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O⑩S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2↑+2H2O（2）H2S的反应①H2S H2+S↓②③H 2S+X 2=2HX+S ↓（X 2是指卤素单质，即Cl 2，Br 2，I 2） ④H 2S+Pb(Ac)2=PbS ↓+2HAc ⑤H 2S+CuSO 4=CuS ↓+H 2SO 4⑦FeS+2HCl=FeCl 2+H 2S ↑（H 2S 的实验室制法） （3）SO 2的反应①SO 2+2H 2S=3S ↓+2H 2O②③SO 2+Na 2O=Na 2SO 3 ④SO 2+Na 2O 2=Na 2SO 4⑤SO 2+2NaOH=Na 2SO 3+H 2O ⑥Na 2SO 3+SO 2+H 2O=2NaHSO 3⑦2NaHCO 3+SO 2=Na 2SO 3+2CO 2+H 2O⑧Na 2CO 3+SO 2=Na 2SO 3+CO 2⑨⑩SO 2+X 2+2H 2O=H 2SO 4+2HXNa 2SO 3+X 2+H 2O=Na 2SO 4+2HX(X 2=Cl 2,Br 2,I 2)2FeCl 3+SO 2+2H 2O=2FeCl 2+2HCl+H 2SO 4SO 2+NH 3·H 2O=NH 4HSO 3Na 2SO 3+H 2SO 4=Na 2SO 4+SO 2↑+H 2O2Na 2SO 3+O 2=2Na 2SO 4(亚硫酸易被氧化而变质)（4）浓H 2SO 4有关反应（稀H 2SO 4具有酸的通性）4．硫化物的溶解性5．浓硫酸的氧化性和稀硫酸的氧化性的区别浓硫酸具有强氧化性，其氧化性是由硫酸分子中处于最高价态的+6价的硫产生的，加热能氧化许多金属、非金属及某些具有还原性的化合物，浓硫酸的还原产物一般为二氧化硫。

氧族元素总结知识点1. 氧（O）氧是自然界中最常见的元素之一，占地壳中质量份额的约50%。

氧是一种无色、无味、无臭的气体，化学性质活泼，常以O2的分子形式存在于大气中。

氧气对于维持生物体的呼吸和燃烧是至关重要的。

此外，氧还是许多化合物的重要组成部分，如水（H2O）和二氧化碳（CO2）等。

2. 硫（S）硫是一种黄色固体，常见的形式有硫磺和硫化物。

硫在化学工业中应用广泛，用于合成硫酸、硫酸铅和硫酸铵等。

此外，硫还是生物体中的重要营养元素，存在于氨基酸和维生素中。

硫还具有发光性质，可以发出明亮的蓝色光。

3. 硒（Se）硒是一种银白色的非金属元素，具有半导体性质。

硒在生物体内起着重要作用，是一种必需的微量元素，对于免疫系统和生殖系统的正常运作至关重要。

硒还可以为某些蛋白质提供稳定的构象，参与脂类代谢和抗氧化过程。

4. 钋（Po）钋是一种放射性元素，具有非常高的毒性。

钋具有多种同位素，其中210Po是最稳定的同位素，半衰期约138.376天。

由于其高毒性和放射性，钋几乎没有任何实际应用价值，但它的同位素被用于天体物理学和核物理学中。

5. 波锗（Lv）波锗是一种人工合成的超重元素，目前尚未发现它的天然同位素。

波锗是一种高度放射性的元素，对人类和环境具有严重的危害。

由于波锗的产生和检测非常困难，目前对其性质和应用还知之甚少。

氧族元素的基本性质氧族元素的化学性质表现出一定的规律性，它们在原子结构和化学反应中有许多共同点。

1. 原子结构氧族元素的原子结构均为外层电子数为6个，因此它们具有相似的原子半径和化学性质。

这些元素的原子结构示意图中，外层电子分布情况类似，呈现出较高的相似性。

2. 化学性质氧族元素的化学性质主要表现为共价性和氧化性。

它们倾向于与其他元素形成共价化合物，如水（H2O）、硫化氢（H2S）等。

此外，这些元素在化学反应中往往以-2的化合价存在，如氧气中的氧原子以-2价存在，硫的主要氧化态为-2。

这一特点在它们形成化合物时也表现出来，如二氧化硫（SO2）和硫化钙（CaS）等。

高中化学知识点总结：氧族元素1．氧族元素概述（1）包括：氧（8O）、硫（16 S）、硒（34 Se）、碲（52 Te）、钋（84 Po）等几种元素。

（2）周期表中位置：VIA族；2—6周期。

（3）最外层电子数：6e。

（4）化合价：–2，0，+4，+6（O一般无正价）。

（5）原子半径：随核电荷数增大而增大，即rO＜r S＜r Se＜r Te。

（6）元素非金属性：从O→Te由强→弱。

2．氧族元素性质的相似性及递变性（1）相似性①最外层电子都有6个电子，均能获得2个电子，而达到稳定结构。

②在气态氢化物中均显2价，分子式为H2R。

③在最高价氧化物中均+6价，分子式为RO3。

④最高价氧化物对应水化物的分子式为H2 RO4。

（2）递变性（O 、S、 Se、 Te）①单质的溶沸点升高，氧化性减弱。

②气态氢化物热稳定性减小，还原性增强。

③最高价氧化物的水化物酸性减弱。

3．二氧化硫（1）二氧化硫的物理性质：无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水（与H2O化合生成H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3）（2）二氧化硫的化学性质：①具有酸性氧化物通性②还原性：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O④漂白性：SO3可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色）（3）二氧化硫的污染①SO2是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。

②形成酸雨pH＜5、6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。

③含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。

4．硫酸工业和硫酸（1）接触法制硫酸反应原理：①造气：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2②氧化：2SO2+O2=2SO3③吸收：SO3+H2O=H2SO4分别对应的设备：①沸腾炉②接触室③吸收塔具体措施：粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2 SO4吸收SO3（防止形成酸雾）、尾气处理（用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4处理，便又可生成SO2）。

氧族元素的知识归纳1.写出过氧化氢的电子式,结构式为H–O–O–H有关性质如下：(1)不稳定性2H2O2=2H2O+O2(2)氧化性SO2+H2O2==H2SO4(3)还原性2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+8H2O+5O2↑(4)弱酸性Ba(OH)2+ H2O2=BaO2+ 2H2O过氧化氢作氧化剂时,其还原产物为水,不会引入新的杂质2:硫硫主要以化合态存在于自然界中，其游离态主要存在于火山喷口附近，或地壳的岩层中。

①物理性质硫在常温下是一种淡黄色晶体，熔沸点低，难溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。

②化学性质既有氧化性又有还原性3:H2S 有臭鸡蛋气味的无色有毒气体,不稳定,具还原性,易发生氧化还原反应,水溶液有酸的通性4：SO2的性质无色、有刺激性气味有毒气体，易液化，溶水1：40，有酸性氧化物的通性；既有氧化性，又有还原性(主),有漂白性(漂白机理？)，但不能使石蕊褪色。

SO2的危害：①引起呼吸道疾病，严重时会使人死亡②空气中SO2在O2、H2O的共同作用下会形成酸雾③空气中硫的氧化物（氮的氧化物）随雨水降下形成酸雨（PH ＜5.6）。

空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧，以及含硫矿石的冶炼，硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气5：臭氧极性分子，在常温常压下，是一种有特殊气味的淡蓝色的气体，比氧气易溶于水，液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色，臭氧有极强的氧化性（是一种良好的脱色剂和消毒剂)，不稳定，臭氧层可吸收来自太阳的大部分紫外线，破坏臭氧层的是氟氯烃中的氯。

6：硫酸的性质（1）稀硫酸有酸的通性（2）浓硫酸有不挥发性（制取挥发性酸）、吸湿性（做干燥剂）、脱水性、强氧化性。

（硫酸的工业制法略）(1)SO2在反应中表现的性质。

2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑MnO 2元素氧(O ） 硫(S ） 硒(Se) 碲(T ｅ） 核电荷数 8 1６ 34 ５2 最外层电子数 6 ６ 6 ６ 电子层数 2 345化合价 -2-２,+4,+６－2，+4，+6－２,+4,+6原子半径 逐渐增大密度逐渐增大 与H 2化合难易 点燃剧烈反应 加热时化合 较高温度时化合不直接化合氢化物稳定性逐渐减弱氧化物化学式 —— SO ２ S Ｏ3 S ｅO 2SeO 3T ｅO 2 TeO 3 氧化物对应水化物化学式 —— Ｈ２SO ３ H 2ＳO 4 Ｈ2S ｅO 3 H 2SeO ４ H 2TeO 3 H 2TeO ４最高价氧化物水化物酸性 逐渐减弱 元素非金属性逐渐减弱臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞过氧化氢不稳定分解,可作氧化剂、漂白剂。

归纳知识体系3、二氧化硫的物理性质无色、有刺激性气味的有毒气体;密度比空气大;易溶于水(1∶40）；（可用于进行喷泉实验，如ＳO 2、HCl 、NH 3)；易液化（-10℃) 4、二氧化硫的化学性质 1）、酸性氧化物能和碱反应生成盐和水：ＳO 2+2N ａＯH===Na 2SO 3+H 2O与水反应生成相应的酸：SO 2+H 2O=＝＝H 2SO 3(二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫,故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。

ＳO 2+H 2ＯH 2S Ｏ32)、氧化性:SO 2气体通过氢硫酸,溶液变浑浊,有淡黄色不溶物出现。

ＳO 2+2Ｈ 2Ｓ===3S ↓+2H 2O3)、还原性:S Ｏ2使溴水和高锰酸钾溶液褪色S Ｏ2＋B ｒ2＋2Ｈ 2O ＝== H ２SO 4+２HBr5ＳＯ2+2KM ｎO ４+２H 2O==＝K 2SO 4+２MnS Ｏ4＋2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 S Ｏ3（SO ３+H 2O ＝＝=H 2SO 4,SO 3是无色固体S Ｏ３是一种无色固体，熔点是16.80C ，沸点也只有４4.８℃，易溶于水,溶于水时放出大量的热。

MnO 2专题十＊氧族元素要保护大气的臭氧层，防止臭氧层破坏。

4．过氧化氢(1)它的水溶液俗称双氧水，具有弱酸性、不稳定性、强氧化性，也可表现还原性。

①不稳定性，如：2H 2O 2 2H 2O+O 2↑②氧化性，如：2Fe 2++H 2O 2+2H +=2Fe 3++2H 2O ③还原性，如：2MnO 4–+5H 2O 2+6H +=2Mn 2++5O 2↑+8H 2O (2)用途：漂白剂、消毒剂、脱氯剂，火箭燃料(作氧化剂)。

5．二氧化硫对环境的污染二氧化硫是污染大气的主要物质之一。

空气中硫的氧化物和氮的氧化物随雨水降下形成酸雨，正常的雨水的pH 为5.6（因溶解了CO 2），酸雨的pH 小于5.6。

酸雨的危害极大，能直接破坏农作物、森林和草原，使土壤酸性增强，使湖泊酸化，加速建筑物腐蚀等。

空气中的SO 2主要来源于化石燃料燃烧，以及含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。

二．方法归纳1．漂白剂与漂白原理漂白剂与漂白原理有以下几种情况(1)氧化型漂白剂：具有强氧化性的物质，它可以将有机色氧化而褪色，这种漂白是不可逆的。

此类漂白剂有HClO 、C a (C l O )2、NaClO 、Na 2O 2、浓HNO 3等。

它们能使有色布条、品红溶液、指示剂褪色。

(2)结合型漂白剂：漂白剂能与有机色结合成不够稳定的无色物质，但若受热、光照等，它又会恢复成原来的颜色，这种漂白是可逆的。

此类漂白剂常见有SO 2，它能使品红溶液褪色。

(3)吸附型漂白剂：具有疏松、多孔、表面积较大的物质可以吸附一些有机色而使某些物质褪色。

如活性炭使红墨水褪色。

注意：①氧化型和结合型的漂白是化学变化，而吸附型是物理变化。

②各种漂白剂的漂白都是有一定范围的。

如将SO 2通入紫色石蕊溶液，只是变成红色(酸性作用)，红色不再褪去。

2．硫酸的特性浓硫酸除了具有酸的通性外，还具有吸水性、脱水性和强氧化性这三大特性。

(1)吸水性：吸收游离的水。