Đề cương ôn tập HK2 môn Hóa 12 năm 2019 - Trung tâm GDNN-GDTX Ứng Hòa

- Khái niệm chung: Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hay hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường. - Ăn mòn hóa học: Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hoá – khử, trong đó [r]

TRUNG TÂM GDNN-GDTX ỨNG HÒA

TỔ GDTX

ĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HỌC KÌ II MÔN HÓA HỌC NĂM HỌC 2018 - 2019

A KIẾN THỨC TRỌNG TÂM

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

I SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

a) Sự ăn mòn kim loại

- Khái niệm chung: Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hay hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường

- Bản chất của sự ăn mòn kim loại là sự oxi hóa kim loại thành ion kim loại:

M → Mn+ +ne

b) Phân loại: Ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa

- Ăn mòn hóa học: Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hoá – khử, trong đó các electron của kim loại được

chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường

- Đặc điểm:

+ Không phát sinh dòng điện

+ Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh

- Ăn mòn điện hóa: Ăn mòn điện hóa là quá trình oxi hóa –khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng

của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng điện

-* Dòng điện chuyển dời từ cực âm sang dương

+ Điều kiện có ăn mòn điện hóa:

* Các điện cực phải khác nhau về bản chất

* Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau

* Các điện cực phải cùng tiếp xúc với dd chất điện li

c) Cách chống ăn mòn kim loại:

- Nguyên tắc chung: Hạn chế hay triệt tiêu ảnh hưởng của môi trường đối với kim loại

- Phương pháp:

* Phương pháp bảo vệ bề mặt: Dùng các chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại

* Dùng phương pháp điện hoá

Nguyên tắc: Gắn kim loại có tính khử mạnh với kim loại cần được bảo vệ (có tính khử yếu hơn)

II ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

- NGUYÊN TẮC: Khử ion kim loại thành nguyên tử: M n+ + ne → M

- PHƯƠNG PHÁP:

+ Phương pháp nhiệt luyện: Dùng các chất khử như CO, H2, C, NH3, Al,… để khử các ion kim loại

trong oxit ở nhiệt độ cao

VD: Fe2O3 + 3CO t0 2Fe + 3CO2

 Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại có độ hoạt động trung bình (sau Al)

+ Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung

dịch muối VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

 Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại hoạt động yếu (sau H)

+ Phương pháp điện phân:

* Điện phân hợp chất nóng chảy: Dùng dòng điện để khử ion kim loại trong hợp chất nóng chảy (oxit,

hidroxit, muối halogen)

Vd 1: 2Al2O3

dpnc

  4Al + 3O2

Vd 2: 4NaOHdpnc 4Na + O2 + 2H2O

 Phương pháp này dùng để điều chế kim loại có độ hoạt động mạnh (từ đầu đến Al)

* Điện phân dung dịch: Dùng dòng điện để khử ion trong dung dịch muối

Vd1: CuCl2 dpdd Cu + Cl2

Vd2: CuSO4 + H2O dpdd Cu + 1/2O2+ H2SO4

 Phương pháp này dùng điều chế các kim loại trung bình, yếu (sau Al)

* Tính lượng chất thu được ở các điện cực: m = A.I.t/(n.F)

m: Khối lượng chất thoát ra ở điện cực (gam)

A: Khối lượng mol của chất đó

n: Số electron trao đổi

Ví dụ: Cu2+ + 2e → Cu, thì n = 2 và A = 64

2OH- → O2 (+ 2H+ + 4e, thì n = 4 và A = 32

t: Thời gian điện phân (giây, s)

I: Cường độ dòng điện (ampe, A)

F: Số Faraday (F = 96500)

CHƯƠNG 6: KIM LOẠI KIỀM - KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM

I KIM LOẠI KIỀM (KLK)

1 Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu tạo nguyên tử:

- Kim loại kiềm thuộc nhóm IA gồm Li, Na, K, Rb, Cs Đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1)

- Cấu hình e ngoài cùng tổng quát: ns 1 (Có 1e lớp ngoài cùng, số oxihóa +1 trong hợp chất, hóa tị i trong các hợp chất)

* Đặc biệt Na + O 2 (khô) ( Na 2 O 2 (natri peoxit)

- Tác dụng với axit: Với axít HCl, H2SO4 loãng

2M + 2HCl → 2MCl + H2

- Tác dụng với nước: 2M + 2H2O → 2MOH + H2

*Lưu ý:

+ Để bảo quản các KL kiềm ta phải ngâm chìm trong dầu hỏa

+ Tác dụng với dung dịch muối:

VD: Na + d2 CuSO4 (hiện tượng: sủi bọt khí và kết tủa màu xanh.)

2NaOH + CuSO4→ Na2SO4 + Cu(OH)2↓xanh

4 Ứng dụng của kim loại kiềm

- Hợp kim Na, K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân

- Cs dùng để chế tạo tế bào quang điện

5 Điều chế kim loại kiềm

* Nguyên tắc:

- Khử ion kim loại kiềm trong hợp chất: M+ + 1e → M

* Phương pháp: đpnc muối halogenua hoặc hiđroxit

MCl đpnc  2M + Cl 2; 4MOH  đpnc 4M + O 2 ↑ + 2H 2 O

II KIM LOẠI KIỀM THỔ (KLKT):

1 Vị trí và cấu tạo:

- Thuộc nhóm IIA gồm: Be, Mg, Ca, Sr, Ba

- Là nguyên tố s có cấu hình e ngoài cùng tổng quát là ns 2

+ Ca, Sr, Ba phản ứng ở nhiệt độ thường (Ca, Sr, Ba tan trong nước)

III HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ:

1 Canxi oxit: CaO (còn gọi là vôi sống)

- Là chất rắn màu trắng, tan trong nước

- Là oxit bazơ: H2O + CaO → Ca(OH)2

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

- Điều chế từ đá vôi (CaCO3) CaCO3 → CaO + CO2

2 Canxi hidroxit: (còn gọi là vôi tôi):

- Là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước

- Dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi trong) là một bazơ mạnh

Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH

Dung dịch Ca(OH)2 có những tính chất của một dung dịch kiềm

VD: Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + CuSO4 → CaSO4 + Cu(OH)2↓

3 Canxicacbonat: (còn gọi là đá vôi):

- Là chất rắn màu trắng không tan trong nước

- Là muối của axit yếu nên phản ứng với những axit mạnh hơn

VD: CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2 

CaCO3 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Ca + H2O + CO2 ( (1)

- Phản ứng với CO2 và H2O: CaCO3 +CO2 +H2O Ca(HCO3)2 (2)

 Phản ứng (1) giải thích sự xâm thực đá vôi và tạo thạch nhũ trong các hang động

Phản ứng (2) giải thích sự tạo cặn trong ấm đun nước

4 Canxi sunfat: CaSO4

- Là chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước

- Tuỳ theo lượng nước kết tinh mà ta có 3 loại:

- CaSO4.2H2O: thạch cao sống

- CaSO4 H2O (hoặc CaSO4.0,5H2O): thạch cao nung

- CaSO4: thạch cao khan

5 Nước cứng:

- Khái niệm: + Nước có chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ gọi là nước cứng

VD: Nước sông, suối, ao, hồ, giếng,…

+ Nước có chứa ít hoặc không chứa các ion trên gọi là nước mềm

VD; Nước mưa, nước cất

- Phân loại nước cứng:

+ Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion HCO3-

Ví dụ: Nước có chứa muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2

+ Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các ion Cl-, SO42- hoặc cả 2

Ví dụ: Nước có chứa muối CaCl2, CaSO4,

+ Nước cứng toàn phần: Là nước cứng chứa cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu

a) Đối với nước cứng tạm thời:

- Đun sôi trước khi dùng: M(HCO3)2 t0 MCO3 ↓ + CO2↑ + H2O

lọc bỏ kết tủa được nước mềm

- Dùng nước vôi trong vừa đủ:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  CaCO3↓+ 2H2O

Mg(HCO3)2 +2Ca(OH)2  2CaCO3↓+ Mg(OH)2↓+ 2H2O

Hay Mg2+ +Na2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3↓+ Mg(OH)2↓+ 2Na+

b) Đối với nước cứng vĩnh cữu và toàn phần: dùng các dung dịch Na2CO3, Na3PO4 để làm mềm M2+ +

- Trong hợp chất nhôm có số oxi hoá +3 (ví dụ: Al2O3, AlCl3 )

1.Tính chất vật lí của nhôm: Màu trắng bạc, mềm, nhẹ

2.Tính chất hoá học:

Al là kim loại có tính khử mạnh (yếu hơn KLK, KLK thổ)

a) Tác dụng với phi kim: tác dụng trực tiếp và mãnh liệt với nhiều phi kim

Pt ion: 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2

- Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc:

+ Al không phản ứng với HNO 3 đặc nguội, H 2 SO 4 đặc nguội

+ Với các axit HNO3 đặc nóng, HNO3 loãng, H2SO4 đặc nóng: Al khử được

5

N và

6

S xuống những mức

oxi hoá thấp hơn

Al + 6HNO3 đ t0 Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

c) Tác dụng với H 2 O:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3+ 3H2

(Do có lớp màng oxit không tan bảo vệ nên coi như Nhôm không tan trong nước)

d) Tác dụng với oxit kim loại: (phản ứng nhiệt nhôm)

Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều ion kim loại kém hoạt động hơn trong oxit (FeO, CuO, ) thành kim loại tự do

Ví dụ: Fe2O3 + 2Al t0 Al2O3 + 2Fe

e) Tác dụng với dd kiềm: nhôm tác dụng với dung dịch bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)2

VD: 2Al +2NaOH +6H2O → 2Na[Al(OH)4] +3H2 (Nhôm tan trong dung dịch kiềm)

* Nguyên liệu: Quặng boxit

* pp: điện phân nóng chảy

Al2O3 đpnc  2Al + 3/2 O2

V HỢP CHẤT CỦA NHÔM:

1 Nhôm oxit: Al2O3

- Là chất rắn màu trắng, không tan trong nước

- Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh:

VD: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O

3 Nhôm sunfat: Al2(SO4)3

- Quan trọng là phèn chua:

Công thức hoá học: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O

- dd Al2(SO4)3 có pH< 7, môi trường axit

CHƯƠNG 7: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC

I Sắt (Fe):

1 Vị trí và cấu tạo Fe

- Fe có số hiệu nguyên tử 26, Chu kì 4, Nhóm VIIIB

- Cấu hình e: [Ar] 3d64s2 hay 1s22s22p63s23p63d64s2+

- Trong hợp chất, sắt có số oxi hoá là +2, +3 Vd: FeO, Fe2O3

2 Tính chất vật lí

- Là kim loại màu trắng hơi xám, dễ rèn Sắt có tính nhiễm từ nên được dùng làm lõi của động cơ điện

3 Tính chất hoá học

- Sắt là một kim loại có tính khử trung bình

- Fe có thể bị oxi hoá thành Fe +2 hoặc Fe +3 tuỳ thuộc vào chất oxi hoá tác dụng với Fe

a Tác dụng với phi kim

- Tác dụng với O2: Sắt cháy sáng trong không khí:

- HNO 3 và H 2 SO 4 đặc nguội làm cho Fe bị thụ động (không tác dụng tương tự Al và Cr)

- HNO3 loãng oxi hoá Fe0 lên Fe+3

- HNO3 và H2SO4 đặc nóng đều oxi hoá Fe0 lên Fe+3

Ví dụ: Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO+ 2H2O

2Fe + 6H2SO4 đ, nóng  Fe2(SO4)3 + 3SO2 (+ 6H2O

c Tác dụng với muối:

Ví dụ: Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu

4 Trạng thái tự nhiên – phương pháp điều chế và ứng dụng

a Trạng thái tự nhiên

- Là kim loại phổ biến nhất sau Al Tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất

- Những quặng quan trọng nhất của Fe là:

b Điều chế

3H2 + Fe2O3 t0 2Fe + 3H2O

2Al + Fe2O3 t0 Al2O3 + 3Fe

II Hợp chất sắt (II): gồm muối, hiđroxit, oxit của Fe2+.

Vd: FeO, Fe(OH)2, FeCl2

1 Tính chất hoá học chung của hợp chất sắt (II):

* Tính chất hoá học đặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử :

+ Fe(OH)2: Dùng phản ứng trao đổi ion giữa dd muối sắt (II) với dung dịch bazơ

Ví dụ: FeCl2 + 2 NaOH  Fe(OH)2 + 2 NaCl

1 Tính chất hoá học của hợp chất sắt (III):

- Hợp chất sắt (III) có tính oxi hoá: khi tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử thành hợp chất sắt (II) hoặc kim loại sắt tự do

Trong pư hoá học: Fe3+ + 1e  Fe2+

a Fe(OH)3: Chất rắn, màu nâu đỏ

- Điều chế: phản ứng trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (III) với dung dịch kiềm

Ví dụ:Fe(NO3)3 + 3NaOH→ Fe(OH)3 + 3NaNO3

- Gang là hợp kim của sắt – cacbon và một số nguyên tố khác, trong đó % hàm lượng cacbon từ 2% – 5%

b Phân loại: Có 2 loại gang: gang trắng và gang xám

c Sản xuất gang:

- Nguyên liệu : quặng sắt hematit đỏ, than cốc và chất chảy (CaCO3, SiO2)

- Nguyên tắc luyện gang : dùng chất khử CO để khử các oxit sắt thành sắt

2 Thép:

a Khái niệm: Thép là hợp kim của sắt với cacbon và một lượng rất ít nguyên tố Si, Mn Hàm lượng

cacbon trong thép chiếm 0,01 – 2%

b Phân loại: Có 2 loại thép:

- Thép thường hay thép cacbon chứa ít cacbon, silic, mangan và rất ít S,P

- Thép đặc biệt là thép có chứa thêm các nguyên tố khác như Si, Mn, Ni, W, Vd …

c Sản xuất thép:

- Nguyên tắc để sản xuất thép là loại bớt tạp chất có trong gang

- Nguyên liệu để sản xuất thép là:

* Gang trắng hoặc gang xám, sắt thép phế liệu

* Chất chảy là CaO

* Chất oxihoá là oxi nguyên chất hoặc không khí giàu oxi

* Nhiên liệu là dầu mazút, khí đốt hoặc dùng năng lượng điện

V CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM:

1 Crom:

a Vị trí của crôm trong BTH: Crôm là kim loại chuyển tiếp, vị trí: STT: 24, Chu kì: 4, Nhóm: VIB

b Cấu tạo của crôm: 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

-Trong hợp chất, crôm có số oxi hoá biến đổi từ +1 đến +6 Số oxi hoá phổ biến là +2,+3,+6 (crôm có e hoá trị nằm ở phân lớp 3d và 4s)

c Tính chất vật lí:

- Crôm có màu trắng bạc, rất cứng (độ cứng thua kim cương)

- Khó nóng chảy, là kimloại nặng, d = 7,2 g/cm3

d, Tính chất hoá học:

* Tác dụng với phi kim:

Chú ý: Crôm thụ động trong axit H 2 SO 4 và HNO 3 đặc,nguội

VI HỢP CHẤT CỦA CROM

1 Hợp chất crôm (III)

a Crôm (III) oxit: Cr2O3 (màu lục thẫm) Cr 2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc

Vd: Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O (1)

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2+ H2O (2)

b Crôm (III) hidroxit: Cr(OH)3 là chất rắn màu lục xám

- Cr(OH)3 là hidroxit lưỡng tính:

Vd: Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2+ 2H2O (1)

Natri crômit

Cr(OH)3 + 3HCl  CrCl3 + 3H2O (2)

c Muối crôm (III): vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá

- Trong môi trường axit Cr+3 có tính oxi hóa

- CrO3 là một oxit axit, tác dụng với H2O tạo ra hỗn hợp 2 axit

CrO3 + H2O ( H2CrO4: axit crômic

2 CrO3 + H2O ( H2Cr2O7: axit đicrômic

b Muối cromat và đicromat:

- Là những hợp chất bền

- Muối cromat: Na2CrO4, là những hợp chất có màu vàng của ion CrO42-

- Muối đicromat: K2Cr2O7 là muối có màu da cam của ion Cr2O72-

- Giữa ion CrO42- và ion Cr2O72- có sự chuyển hoá lẫn nhau theo cân bằng

Cr2O72- + H2O  2 CrO42- + 2H+ (da cam) (vàng)

* Tính chất hóa học của muối cromat và đicromat: tính oxi hoá mạnh đặc biệt trong MT axit

Vd: K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O

CHƯƠNG 8: PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ

I PHÂN BIỆT MỘT SỐ ION TRONG DUNG DỊCH

Nguyên tắc: Người ta thêm vào dung dịch một thuốc thử tạo với ion đó một sản phẩm đặc trưng như:

một chất kết tủa, một hợp chất có màu hoặc một chất khí khó tan sủi bọt, bay khỏi dung dịch

BẢNG 1: NHẬN BIẾT ION DƯƠNG (CATION)

CATION Thuốc thử Hiện tượng Giải thích

chất trên ngọn lửa vô sắc

Ngọn lửa màu vàng tươi

NH + OH- →NH3  + H2O

Ba2+

dd H2SO4

loãng Tạo kết tủa trắng không

tan trong thuốc thử dư

Al3+ + 3 OH- → Al(OH)3  trắng Al(OH)3+ OH-→[Al(OH)4]- trong suốt

Cr3+ + 3 OH- → Cr(OH)3  xanh Cr(OH)3 + OH- →[Cr(OH)4]- xanh

kiềm (OH-) hoặc

SCN-

tạo kết tủa màu nâu đỏ hoặc

Màu đỏ máu

tạo kết tủa màu nâu đỏ hoặc

Fe2+ + 2OH- Fe(OH)2  trắng 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3  nâu đỏ

Cu2+ dd NH 3

↓xanh, tan trong dd NH3

BẢNG 2: NHẬN BIẾT ION ÂM (ANION)

NO3- KL Cu,

H2SO4 loang

tạo dd màu xanh, có khí không màu (NO) dễ hóa nâu trong không khí

3Cu + 8H++2NO3- → 3Cu2++ 2NO+

4H2O 2NO + O2 → 2NO2 màu nâu đỏ

HNO3 loãng dư

tạo kết tủa trắng không tan trong axit

Ag+ + Cl- →AgCl  trắng

CO32- Dung dịch axit

và nước vôi trong

tạo ra khí làm đục nước vôi trong

Nguyên tắc: Người ta có thể dựa vào tính chất vật lí hoặc tính chất hóa học đặc trưng của nó

tạo kết tủa trắng O2 + Ca(OH)2 →CaCO3  +H2O

Có màu đen trên giấy lọc

CHƯƠNG 9: HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ PHÁT TRIỂN

KINH TẾ XÃ HỘI, MÔI TRƯỜNG HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ MÔI TRƯỜNG

1 Hoá học và vấn đề ô nhiễm môi trường

a Ô nhiễm môi trường không khí: Ô nhiễm không khí là sự có mặt của các chất lạ hoặc sự biến đổi

quan trọng trong thành phần không khí, làm cho nó không sạch có bụi có mùi khó chịu làm giảm tầm nhìn

* Nguyên nhân gây ô nhiễm: Có hai nguồn cơ bản gây ô nhiễm không khí

+ Nguồn gây ô nhiễm do thiên nhiên

+ Nguồn do hoạt động của con người

+ Nguồn gây ô nhiễm do con người tạo ra từ:

VD: Do đốt nhiên liệu, rò rỉ hóa chất; Các chất gây ô nhiễm không khí như CO, CO2, SO2, H2S, CFC, các chất bụi,…

* Tác hại của ô nhiễm không khí:

- Gây hiệu ứng nhà kính do sự tăng nồng độ CO2, NO2,…

- Gây mưa axit

- Ảnh hưởng không tốt đến sức khoẻ con người

- Ảnh hưởng đến sự sinh trưởng và phát triển của động thực vật

b Ô nhiễm môi trường nước: Sự ô nhiễm môi trường nước là sự thay đổi thành phần và tính chất của

nước gây ảnh hưởng đến hoạt động sống bình thường của con người và sinh vật

* Nguyên nhân gây ô nhiễm môi trường nước:

- Ô nhiễm môi trường nước có nguồn gốc tự nhiên do mưa bão, tuyết tan, lũ lụt

- Sự ô nhiễm nước có nguồn gốc nhân tạo chủ yếu do nước thải công nghiệp, hoạt động giao thông, phân bón thuốc trừ sâu trong sản xuất nông nghiệp vào môi trường nước

* Tác nhân hoá học gây ô nhiễm môi trường nước bao gồm các ion của kim loại nặng, các anion NO3-,

PO43-, SO42-. Thuốc bảo vệ thực vật và phân bòn hoá học

* Tác hại của ô nhiễm môi trường nước: Gây tác hại đến sự sinh trưởng và phát triển của động, thực vật

và con người

c Ô nhiễm môi trường đất: Khi có mặt một số chất và hàm lượng của chúng và vượt quá giới hạn thì hệ

sinh thái đất sẽ mất cân bằng và môi trường đất bị ô nhiễm

- Nguồn gây ô nhiễm môi trường đất: Nguồn gốc do tự nhiên và nguồn gốc do con người

2 Hoá học với vấn đề phòng chống môi trường

a Nhận biết môi trường bị ô nhiễm

- Quan sát có thể nhận biết môi trường nước không khí bị ô nhiễm qua mùi màu sắc

- Xác định bằng các thuốc thử pH của môi trường nước, đất

- Xác định ô nhiễm bằng các dụng cụ đo: Dùng máy sắc kí các phương tiện đo lường để xác định thành phần khí thải nước thải từ các nhà máy

b Vai trò của hoá học trong việc sử lý chất gây ô nhiễm: Hoá học góp phần lớn trong việc sử lí chất

thải gây ô nhiễm môi trường

B CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP:

Câu 1: Kim loại nào không tac dụng với nước ở nhiệt độ thường: