تعاريف و تعاليل الكيمياء للصف 11 - الفصل الثاني

 

تلخيص الكيمياء الحرارية

اولا : التعاريف :-

1- الطاقة : القدرة على بذل شغل , أو نقل طاقة حرارية .

2- قانون حفظ الطاقة : الطاقة لا تفنى ولا تستحدث من العدم ولكنها تتحول من صورة إلى اخرى , وأن المجموع الكلي للطاقة في الكون ثابت .

3- الجول : مقدار الشغل المبذول في حركة نقطة تحت تأثير قوة مقدارها نيوتن واحد مسافة قدرها متر واحد في اتجاه تأثير القوة .

4- علم الكيمياء الحرارية : علم الكيمياء الذي يهتم بدراسة التغيرات الحرارية المصاحبة للتفاعلات الكيميائية .

5- الطاقة الكيميائية : مقدار الطاقة المختزنة داخليا في المادة .

6- المحتوى الحراري للمادة : مقدار الطاقة الكيمائية المختزنة في مول واحد من المادة عند تكوينها .

7- التفاعلات الطاردة للحرارة : التفاعلات الكيميائية التي يصاحبها انطلاق طاقة حرارية كناتج من نواتج التفاعل .

8- التفاعلات الماصة للحرارة : التفاعلات الكيميائية التي يصاحبها امتصاص طاقة حرارية أثناء التفاعل .

9- طاقة التصعيد الجزيئية : مقدار الطاقة اللازمة لتحويل مول واحد من المادة النقية من حالتها السائلة أو الصلبة عند 25 درجة سليزية وتحت ضغط يعادل 1atm  إلى الحالة الغازية عند نفس الظروف .

10- طاقة التكثيف الجزيئية : مقدار الطاقة المنطلقة عند تحويل مول واحد من المادة النقية من حالتها الغازية عند 25 درجة سليزية و تحت ضغط يعادل 1atm  إلى الحالة السائلة أو الصلبة عند نفس الظروف .

11- طاقة تفكيك الرابطة : مقدار الطاقة اللازمة لتفكيك ( كسر ) الرابطة بين ذرتين في جزيء و هو في الحالة الغازية .

12- طاقة تكوين الرابطة : مقدار الطاقة المنطلقة عند تكوين رابطة بين ذرتين في الحالة الغازية .

13- طاقة التذرية : مقدار الطاقة اللازمة لتحويل مول واحد من المادة النقية في حالتها القياسية المستقرة عند 25 درجة سليزية و تحت ضغط يعادل 1atm  الى ذرات في الحالة الغازية عند نفس الظروف .

14- طاقة التأين : مقدار الطاقة اللازمة لفصل أضعف الالكترونات ارتباطا بالذرة وهي في الحالة الغازية لتصبح كاتيونا .

15- طاقة الميل الالكتروني الاول : مقدار الطاقة التي تنطلق او تمتص عندما تكتسب الذرة المتعادلة وفي في الحالة الغازية الكترونا لتصبح انيونا .

16- طاقة تكوين البلورة : مقدار الطاقة المنطلقة عند تكوين مول من البلورة من اتحاد الكاتيونات والانيونات .

17- طاقة تفكيك البلورة : مقدار الطاقة اللازمة لتفكيك مول من البلورة الى كاتيونات وانيونات في الحالة الغازية .

18- حرارة التفاعل القياسية : كمية الحرارة المنطلقة او الممتصة عند تفاعل عدد من المولات الداخلة في التفاعل تفاعلاً تاماً عند 25 درجة سليزية وتحت ضغط يعادل 1atm .

19- حرارة الاحتراق القياسية : كمية الحرارة المنطلقة عند احتراق مول من المادة (عنصرية او مركبة) احتراقا تاما في وفرة من الاكسجين او الهواء الجوي عند 25 c وتحت ضغط 1atm.

20- حرارة التكوين القياسية : كمية الحرارة المنطلقة أو الممتصة في التفاعل الذي ينتج عنه تكوين مول واحد من المركب نتيجة تفاعل عناصره الأولية في حالاتها القياسية عند 25 درجة سليزية وتحت ضغط يعادل 1atm .

21- قانون هس للجمع الحراري : التغير في المحتوى الحراري لأي تفاعل كيميائي تحت ضغط ثابت يساوي كمية ثابتة سواء تم التفاعل في خطوة واحدة او عدة خطوات .

ثانياً : التعاليل :-

1- التغير الحراري للتفاعلات الطاردة يساوي عدد سالب .

- لأن مجموع المحتوي الحراري للنواتج اكبر من المتفاعلات .

2- طاقة التأين الثاني للكالسيوم أكبر من طاقة التأين الأول له .

- لانه يتطلب طاقة أكبر للتغلب على قوة التجاذب بين الألكترون السالب و الكاتيون الذي سينفصل عنه  والتي تزداد كلما زادت شحنة الكاتيون .

3- طاقة التذرية المولية للزئبق تساوي طاقة تصعيدة الجزيئية , بينما طاقة التذرية المولية للماء لاتساوي طاقة تصعيدة الجزيئية .

- لأن الزئبق يعتبر عنصر في حالته القياسيه لذلك طاقة تصعيدة تساوي طاقة التذرية بينما الماء مركب فطاقته الجزيئية لا تساوي طاقة التذرية .

4- طاقة الميل الإلكتروني الثاني للكبريت طاقة ممتصة .

- وذلك للتغلب على قوة التنافر بين الأيون السالب و الإلكترون المضاف فتحتاج الى طاقة .

5- حرارة الاحتراق القياسية للمغنيسيوم تساوي حرارة التكوين القياسية لأكسيد المغنيسيوم .

- لأنه عند احتراق مول واحد من المغنيسيوم في وجود الأكسجين تنطلق طاقة حرارية تساوي الطاقة الحرارية الناتجة عند تكوين مول واحد من أكسيد المغنيسيوم .

تلخيص الاتزان الكيميائي

اولا : التعاريف :-

1- التفاعلات غير العكوسة : تفاعلات تحدث في اتجاه واحد , حيث لاتستطيع المواد الناتجة من التفاعل أن يتحد بعضها من الآخر مرة ثانية لتكوين المواد الداخلة في التفاعل تحت ظروف التجربة أو أي ظروف معملية اخرى .

2- التفاعلات العكوسة : تفاعلات لاتستمر في اتجاه واحد حتى تكتمل فالمواد الناتجة تتحد مع بعضها البعض مرة ثانية لتعطي المواد الداخلة في التفاعل تحت ظروف التجربة نفسها .

3- تفاعلات عكوسة متجانسة : تفاعلات عكوسة تكون فيها جميع المواد الداخلة و الناتجة من التفاعل في حالة واحدة من حالات المادة .

4- تفاعلات عكوسة غير متجانسة : تفاعلات عكوسة توجد فيها جميع المواد الداخلة و الناتجة من التفاعل في أكثر من حالة واحدة من حالات المادة .

5- النظام المغلق : هو التفاعل الذي يحدث في وعاء مغلق بحيث لايصحبه خروج أي مادة من الحيز الذي يحدث فيه التفاعل او دخول اي مادة جديدة اليه .

6- حالة الاتزان الكيميائي الديناميكي : حالة النظام عندما تثبت تراكيز المواد المتفاعلة و الناتجة و بالتالي تكون سرعة التفاعل الطردي مساوية لسرعة التفاعل العكسي .

7- قانون فعل الكتلة : عند ثبوت درجة الحرارة فإن سرعة التفاعل الكيميائي تتناسب طردياً مع الكتل الفعالة للمواد المتفاعلة كل مرفوع الى أس يساوي عدد مولاته في المعادلة الكيميائية الموزونة .

8- ثابت الأتزان : النسبة بين حاصل ضرب تراكيز المواد الناتجة الى حاصل ضرب تراكيز المواد الداخلة كل مرفوع الى اس يساوي عدد مولاته في المعادلة الكيميائية الموزونة .

9- مبدأ لوشاتيلييه : اذا حدث تغير في أحد العوامل المؤثرة على نظام متزن مثل درجة الحرارة او التركيز او الضغط فأن النظام ستيجه لتعديل موضع اتزانه , بحيث يلغي تأثير هذا التغير الى اقصى حد ممكن .

10- العامل الحفاز : مادة تسرع او تبطئ كلاً من التفاعل الطردي و التفاعل العكسي بقدر متساو فهي تسرع او تبطئ في عملية الوصول الى حالة الاتزان ولكنها لاتساعد ايا من التفاعلين على السير في اتجاه على حساب الاخر .

ثانياً : التعاليل :-

1- في النظام المتزن التالي : CO + 2H2 ↔ CH3OH + 92 KJ

يزداد تفكك كحول الميثيل بارتفاع درجة الحرارة ؟

- لان التفاعل طارد للحرارة حيث بارتفاع درجة الحرارة يزداد تفكك كحول الميثيل .

2- في النظام المتزن التالي : 2SO2 + O2 + 95 KJ ↔ 2SO3

أ- يقل تركيز SO2 بزيادة تركيز الاكسجين داخل في التفاعل ؟

- لأن موضع الاتزان يزاح في الاتجاه الطردي لتعويض الزيادة و بالتالي يقل تركيز SO2

ب- يقل انتاج SO3  بخفض الضغط الواقع على النظام المتزن ؟

- لأن التفاعل مصحوب بنقص في الحجم حيث بزيادة الضغط يتجه التفاعل طردياً .

3- في النظام المتزن التالي : N2 + O2 ↔ 2NO

أ- لا يتغير موضع الاتزان بزيادة الضغط الواقع على النظام

- لأنه التفاعل غير مصحوب بتغير في الحجم و المولات .

ب- لا يتغير موضع الاتزان عند استعمال عامل حفاز في هذا النظام .

- لأن العامل الحفاز يعمل على زيادة كل من التفاعل الطردي والعكسي بنفس المقدار أي يعمل على سرعة الوصول الى حالة الاتزان و لايزيد من سرعه احد على حساب الاخر .

4- يزداد إنتاج غاز NO  بزيادة حجم الأناء الذي يحتوي على النظام المتزن التالي :

N2O4 ↔ 2NO + O2

- لأنه بزيادة حجم الأناء أي بنقص الضغط يتجه التفاعل طردياً أي باتجاه تكوين NO .

5- لا تتغير قيمة ثابت الاتزان باضافة المزيد من الهيدروجين الى النظام المتزن التالي :

H2 + I2 ↔ 2HI

- لأنه باضافة الهيدروجين يتحد مع I2  مكونه HI الذي يزداد تركيزة وبالتالي يقل تركيز I2  فتبقى قيمة ثابت الاتزان ثابتة . أو ( لانه التغير بتركيز الهيدروجين لايؤثر على ثابت الاتزان)

6- يزداد انتاج الامونيا بطريقة هابر عند سحبها من وسط التفاعل المتزن التالي :

3H2 + N2 ↔ 2NH3

- لأنه بسحب غاز الامونيا يتجه التفاعل طرديا اي باتجاه تكوين غـاز الامونيا.

7- تزداد قيمة ثابت الاتزان للنظام المتزن التالي :

2SO2 + O2 + 95 KJ ↔ 3SO3 بزيادة درجة الحرارة

- لأنه التفاعل ماص للحرارة فزيادة درجة الحرارة يتجه التفاعل طرديا أي يزداد تركيز الناتج

تلخيص التفكك في المحاليل المائية

اولا : التعاريف :-

1- الحاصل الأيوني للماء : حاصل ضرب تركيز كاتيون الهيدروجين في تركيز آنيون الهيدروكسيد .

2- المحلول المتعادل : المحلول الذي يكون فيه تركيز كاتيون الهيدروجين و أنيون الهيدروكسين متساويين .

3- المحلول الحمضي : المحلول الذي يكون تركيز كاتيون الهيدروجين فيه اكبر من تركيز آنيون الهيدروكسيد .

4- المحلول القلوي :المحلول الذي يكون تركيز كاتيون الهيدروجين فيه اقل من تركيز انيون الهيدروكسين .

5- الأس الهيدروجيني : لوغاريتم للأساس عشرة تركيز كاتيون الهيدروجين مسبوقاً بأشارة سالبة .

6- الأس الهيدروكسيدي : لوغاريتم للأساس عشرة تركيز آنيون الهيدروكسيد مسبوقاً بأشارة سالبة .

7- المحلول المتعادل : محلول قيمة الأس الهيدروجيني له تساوي 7 عند 25درجة سليزية

8- المحلول الحمضي : محلول قيمة الأس الهيدروجيني له أقل من 7 عند 25درجة سليزية

9- المحلول القلوي : محلول قيمة الأس الهيدروجيني له أكبر من 7 عند 25 درجة سليزية

10- القانون الأول لباولنج : في حالة الأحماض عديدة البروتون تتغير قيم ثوابت تأين مراحله المتتالية فيما بينها مقدار 1 × 10 تقريباً أي النسبة بين Ka1 : Ka2 : Ka3  تكون مساوية 1 : 1×10 : 1× 10 على الترتيب .

11- القانون الثاني لباولنج : قيمة ثابت التأين الأول (Ka1) لحمض أكسجيني يمكن تقديرها من معرفة قيمة m  في الصيغة الهيدروكسيلية  XOm(OH)n , أذ تزداد قوة الحمض بزيادة قيمة m  .

12- تميؤ الملح : تفاعل أيونات الملح مع الماء مكونة حمضاً وقاعدة أحدهما او كلاهماضعيف.

13- المحلول غير المشبع : المحلول الذي له القدرة على إذابة كميات إضافية من المذاب عند أضافتها اليه تحت ظروف التجربة السائدة .

14- المحلول المشبع : المحلول الذي ليس له القدرة على اذابة اي كمية اضافية من المذاب فيه تحت ظروف التجربة السائدة و يكون في حالة اتزان ديناميكي .

15- قابلية الذوبان (الذوبانية) : كمية المادة اللازم إذابتها في كمية معينة من المذيب لتكوين محلول مشبع متزن عند درجة حرارة معينة .

16- المحلول فوق المشبع : المحلول الذي يحتوي على كمية من المادة المذابة أكثر مما يلزم لتشبعه عند درجة حرارة معينة .

17- الإذابة المولية : عدد مولات المادة المذابه في لتر واحد من المحلول المشبع المتزن عند درجة حرارة محددة .

18 – ثابت حاصل الاذابة ( حاصل الاذابة ) : حاصل ضرب تركيز الأيونات مقدرا بالمول / لتر (M) والتي توجد في حالة اتزان في محلولها المشبع كل مرفوع إلى الأس الذي يساوي عدد مولاته كما تظهر في الصيغة الكيميائية لهذا المركب .

19- الحاصل الأيوني : حاصل ضرب تراكيز الأيونات في أي محلول – سواء كان غير مشبع, أو مشبعا او فوق مشبع – كل مرفوع الى أس يساوي عدد مولاته في الصيغة , ويتم حسابه بنفس طريقه حساب حاصل الاذابة Ksp  .

20 – المحاليل المنظمة : المحاليل التي تقاوم التغيرات المفاجئة في قيمة الأس الهيدروجيني pH  لها عند إضافة أحماض أو قواعد قوية لها بكميات قليلة (معتدلة).

ثانياً : التعاليل :-

1- تركيز كاتيون الهيدروجين في محلول تركيزه 0.2 M من حمض النيتريك أعلى من تركيز كاتيون الهيدروجين في محلول حمض الأسيتيك الذي له نفس التركيز .

- وذلك لأن حمض النيتريك حمض قوي تام التأين فيه تركيز كاتيون الهيدروجين كبير . بينما حمض الاسيتيك ضعيف قليل التأين فيه تركيز كاتيون الهيدروجين قليل .

2- قيمة الأس الهيدروجيني pH  لمحلول تركيزه 0.1 M من حمض الهيدروكلوريك أقل من قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول له نفس التركيز من حمض الفورميك .

- لأنه حمض الهيدروكلوريك حمض قوي تام التأين فيه تركيز [H+] كبير و pH قليل .

بينما حمض الفورميك حمض ضعيف قليل التأين فيه تركيز [H+] قليل و pH كبير

3- تركيز آنيون الهيدروكسيد في محلول تركيزه 0.2 M من هيدروكسيد الصوديوم أعلى من تركيز آنيون الهيدروكسيد في محلول الأمونيا الذي له نفس التركيز .

- لأن هيدروكسيد الصوديوم قاعدة قوية تامة التأين و [OH-] كبير , بينما هيدروكسيد امونيوم قاعدة ضعيفة قليلة التأين و [OH-] قليل .

4- قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول هيدروكسيد الصوديوم أكبر من قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول له نفس التركيز من الأمونيا .

- لأن هيدروكسيد الصوديوم قاعدة قوية تامة التأين فيكون [OH-] كبير , و [H+] قليل و PH كبير ,,,  بينما هيدروكسيد الأمونيوم قاعدة ضعيفة قليلة التأين و [OH-] قليل , [H+] كبير و pH قليل .

5- في محلول حمض الهيدروكلوريك HCL تركيز كاتيون الهيدروجين يساوي تركيز الحمض نفسه , بينما في محلول حمض الهيدروسيانيك HCN تركيز كاتيون الهيدروجين أقل من تركيز الحمض نفسه .

- لأن حمض HCL قوي تام التأين واحادي البروتون لذلك فأن [H+] يساوي تركيزالحمضM

6- قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول تركيزه 0.001 M من هيدروكسيد الصوديوم أقل من قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول له نفس التركيز من هيدروكسيد الباريوم Ba(OH)2

- وذلك لأن NaOH قاعدة قوية احادية الحمضية [OH-] = M وبذلك فإن قيمة pH تكون قليلة بينما Ba(OH)2 قاعدة قوية ثنائية الحمضية [OH-] = 2M وبذلك فإن قيمة Phكبيرة

7- حمض H2SO4 أقوى من حمض HSO4-

- وذلك لان H2SO4 متعادل الشحنة فيسهل انفصال (H+) بينما HSO4 انيون بحيث يصعب انفصال البروتون (H+) .

8- حمض HBrO2 أضعف من حمض HBrO4 في محلول مساو له في التركيز

- وذلك أنه في HBrO4 فيه M=1 بينما HBrO2 فيه M=0 وكلما زادت قيمة m  تزداد قوة الحمض.

9- حمض HClO4 اقوى من حمض HlO4 في محلول مساو له في التركيز .

- لأن السالبية الكهربائية لل HClO4 اكبر من HlO4 وحيث انه كلما زادت السالبية الكهربائية للذرة المركزية زادت قوة جذبها للالكترونات المشتركة مع ذرة الأكسجين الهيدروكسيلية فتزداد قطبية (H-O) فيسهل فصل البروتون .

10- حمض H2Se أضعف من حمض H2Te في محلول مساو له في التركيز .

- في H2Se ان السالبية الكهربائية لذرة Se اكبر من السالبية الكهربائية لذرة Te في H2Te فيسهل انفصال (H+) في H2Te اكثر من H2Se .

11- حمض H2SeO4 أضعف من حمض H2SO4 في محلول مساو له في التركيز .

- لأن السالبية الكهربائية لذرة (Se) أقل من السالبية الكهربائية لذرة (S) وحيث انه كلما زادت السالبية الكهربائية زادت قوة جذبها للألكترونات المشتركة مـع ذرة الأكسجين الهيدروكسيلية فتزداد قطبية (H-O) فيسهل انفصال البروتون (H+) في H2SO4 أكثر من H2SeO4

12- ثابت التأين الأول Ka1 لحمض الفوسفوريك H3PO4 أكبر من ثابت التأين الثاني Ka2

- في حالة H3PO4 متعادل الشحنة فيسهل انفصـال البروتون (H+) فيه اكثر من H2PO4 فيكون Ka1  اكبر من Ka2 .

13- قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول اسيتات البوتاسيوم CH3COOK أكبر من قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول كلورات البوتاسيوم KClO3 المساوي له في التركيز .

-وذلك أنه عند تميؤ ملح اسيتات البوتاسيوم ينتج قاعدة قوية ( KOH) وحمض ضعيف CH3COOH اما عند تفكك KClO3 ينتج قاعدة قوية وحمض قوي فيكون في الحالة pH>7 اما في الحالة الثانية PH=7

14- المحلول المائي لسيانيد الصوديوم قلوي التأثير على صبغة تباع الشمس .

- وذلك أنه عند تميؤ سيانيد الصوديوم ينتج قاعدة قوية (NaOH) وحمض ضعيف (HCN) . أو لتفاعل انيونات السيانيد مع الماء مما يجعل المحلول غنياً بانيونات (OH-)

15- قيمة الأس الهيدروجيني pH لمحلول نيترات الصوديوم NaNO3 تساوي 7 .

- NaNO3 + H2O → Na+ + OH- + H+ + N-O3

حيث الأيونات الأربعة غير متحدة وبذلك يكون [H+] =    [OH-] يساوي ( 1×10 M ) عند 25 درجة سليزية فتكون قيمة pH=7

16- تركيز أنيون الفورمات أقل من تركيز كاتيون الصوديوم في المحلول المائي لفورمات الصوديوم .

- وذلك أنه عند تميؤ فورمات الصوديوم ينتج (NaOH) قاعدة قوية تامة التأين فيها [Na+] كيبر ,وحمض  (HCOOH) قليل التأين يكون (HCOO) قليل .

17- محلول نيترات الأمونيوم NH4NO3 حمضي التأثير على ورقة تباع الشمس .

- وذلك لأنه عند تميؤ نيترات الأمونيوم ينتج (HNO3) حمض قوي تام التأين و محلول الأمونيا ( NH4OH) قاعدة ضعيفة . أو لتفاعل أيونات الأمونيوم مع الماء مما يجعل المحلول غنيـاً بكاتيونات (H+) أو  H3O+ .

Thug Azooz

Follow @ThugAzooz

Pin:289BEB90