مراجعة الإنجليزي للصف الحادي عشر
لـ نهاية الفصل الدراسي الثاني
مقدمة من :-
Twitter:@ThugAzooz
BB:26E428B4
Twitter:@ThugAzooz
BB:26E428B4
الأحد، 23 يونيو 2013
الجمعة، 21 يونيو 2013
مراجعة الكيمياء للصف الحادي عشر / نهاية الفصل الدراسي الثاني
مراجعة الكيمياء للصف الحادي عشر
لـ نهاية الفصل الدراسي الثاني
مقدمة من :-
Twitter:@ThugAzooz
BB:26E428B4
لـ مشاهدة المراجعة إضغط هنا
لـ تحميل المراجعة إضغط هنا
Twitter:@ThugAzooz
BB:26E428B4
لـ مشاهدة المراجعة إضغط هنا
لـ تحميل المراجعة إضغط هنا
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+ .
الاشتراك في:
الرسائل (Atom)