مذكرة الكيمياء – الصف الحادي عشر – الفصل الأول

الفصل الأول: الأفلاك الجزيئية · الفصل الثاني: الأفلاك المهجّنة. الأهداف: يستنبط نظرية رابطة التكافؤ · يذكر نظرية الفلك الجزيئي · يستخلص مفهوم تكوين الرابطة سيجما σ والرابطة باي π · يستنتج عملية تهجين الأفلاك · يشرح كيفية تكوين الروابط التساهمية في بعض الجزيئات باستخدام الأفلاك المهجّنة. معالم الوحدة: اكتشف بنفسك (تشكيل نماذج الجزيئات الكيميائية)، علاقة الكيمياء بعلم الجغرافيا (خرائط الوصف التفصيلي للتضاريس).

باستخدام علبة نماذج ذرّات وجدول دوري: ١) ارسم الترتيب النقطي لجزيئي الماء (H₂O) وثاني أكسيد الكربون (CO₂). ٢) اصنع نموذجًا ثلاثي الأبعاد لكلّ منهما (كرة سوداء للكربون، بيضاء للهيدروجين، حمراء للأكسجين). ٣) ارسم الشكل الهندسي المتوقّع. ٤) كرّر مع H₂ وHCl وNH₃ وCH₄ واملأ جدولًا: الترتيب النقطي، الشكل الهندسي، عدد أزواج الإلكترونات المشاركة وغير المشاركة. ٥) ما طبيعة الجزيئات؟ ٦) هل تتشابه الجزيئات التي تحوي نفس عدد الذرّات؟

تعود فكرة الرابطة التساهمية إلى جيلبرت لويس الذي وصف الرابطة التساهمية بأنها مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرّات. يفترض نموذج لويس أنّ كلّ زوج من…

١) يصف عملية تهجين الأفلاك · ٢) يشرح كيفية تكوين الروابط التساهمية في بعض الجزيئات باستخدام الأفلاك المهجّنة. (مقدّمة الفصل: فهم الإدراك والتعلّم يعتمد على أشكال الجزيئات؛ فأشكال الجزيئات تحدّد الروائح والمذاقات وتأثير العقاقير وخواص المواد وذوبانيتها.)

ذرّة الكربون ₆C : 1s² 2s² 2p² لا تحتوي إلّا على إلكترونين منفردين، أي أنّها طبقًا لنظرية رابطة التكافؤ لا تستطيع تكوين إلّا رابطتين تساهميتين؛ في حين تُظهر التجربة العملية أنّ…

الفصل الأول: المحاليل المائية المتجانسة وغير المتجانسة (الدروس: 1-1 الماء كمذيب قوي · 1-2 المحاليل المائية · 1-3 الأنظمة المائية غير المتجانسة). الفصل الثاني: الخواص العامة للمحاليل المتجانسة. الأهداف: يصف الرابطة الهيدروجينية في جزيء الماء · يصف ظاهرة تندال · يكتب المعادلات الأيونية النهائية ويزنها · يعدّد العوامل المؤثّرة على معدّل ذوبانية مذاب ما · يحسب ذوبانية غاز في سائل تحت ظروف ضغط مختلفة · يصف كيفية تحضير المحاليل المخفّفة من المحاليل الأكثر تركيزًا والمعلوم مولاريتها · يحسب الكتلة المولية لمركّب جزيئي بمعرفة الانخفاض في درجة تجمّد المركّب أو الارتفاع في درجة غليانه.

يتوزّع الماء على الكرة الأرضية: 97% في المحيطات، أقلّ من

١) يشرح الجملة: «الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض»، أي أنّ الموادّ المذابة تذوب مع المذيبات التي تجمعها خواص مشتركة · ٢) يميّز بين الإلكتروليتات القوية والإلكتروليتات الضعيفة والمحاليل غير الإلكتروليتية ويعدّد أمثلة مختلفة.

لا يوجد الماء كيميائيًّا في صورة نقية وصافية، لأنّه يذيب الكثير من الموادّ التي تتواجد معه (ماء الصنبور يحتوي كمّيات مختلفة من المعادن والغازات). الموادّ المنحلّة في عيّنات الماء تُسمّى المحاليل المائية، ويُسمّى الوسط المذيب في المحلول المذيب Solvent، فيما تُسمّى الدقائق المذابة المذاب Solute. فعندما يذوب كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) في الماء يُعتبر الماء مذيبًا وكلوريد الصوديوم مذابًا. في عصير الليمون: المذيب = الماء، المذاب = السكر والأحماض وغيرها.

المحاليل مخاليط متجانسة وثابتة؛ لا ينفصل كلوريد الصوديوم في محلوله ولا يُرسّب…

١) يقارن بين بعض محاليل الموادّ المعلّقة والموادّ الغروية · ٢) يصف ظاهرة تندال. (مثال: الجيلاتين نوع من المخاليط يسمى المحلول الغروي.)

الموادّ المعلّقة Suspensions مخاليط غير متجانسة إذا تُركت لفترة زمنية قصيرة ترسّب جسيمات المادّة المكوّنة منها في قاع الإناء (بخلاف المحاليل الحقيقية فجسيماتها لا ترسّب مهما طال الزمن). مثال: وضع مادة صلبة مثل الدقيق أو الطحين في الماء ورجّ المحلول؛ تُرى جسيمات المادّة المعلّقة بالعين المجرّدة أو بالمجهر. تُسمّى مثل هذا بـ«المعلّق» كالبنّ مع الماء. يختلف المعلّق عن المحلول الحقيقي لأنّ الجسيمات المكوّنة له أكبر بكثير من جسيمات المحلول الحقيقي؛ فقطر كلّ جسيم من جسيمات المعلّق أكبر من 1000 nm، أمّا في المحلول الحقيقي فقطر الجسيم يساوي عادة حوالى 1 nm أو أقل. وتُحجز جسيمات المعلّق بورقة الترشيح، في حين يسرّ الماء الصافي…

الدروس: 2-1 التفاعلات في المحاليل المائية · 2-2 العوامل المؤثّرة على الذوبانية في المحاليل · 2-3 تركيب المحاليل · 2-4 الحسابات المتعلّقة بالخواص المجمّعة للمحاليل. يتناول الفصل سبب ذوبانية المذاب وتوقّع ذوبانيته من خلال قواعد الذوبانية، وتوقّع الرواسب في تفاعل المحلولين وكتابة المعادلة الأيونية النهائية، ثم طرائق حساب التركيز (النسبة المئوية الكتلية والحجمية، الكسر المولي، المولارية، المولالية)، وحساب التغيّر بدرجة غليان المحلول ودرجة تجمّده.

يعدّد الأسباب المؤدّية إلى حدوث تفاعل · يعدّد قواعد ذوبانية المركّبات الأيونية · يكتب المعادلات الأيونية النهائية ويزنها · يستنتج اسم وصيغة المادة المترسّبة من المعادلة الكيميائية الموزونة. (مقدّمة: الصواعد والهوابط في الكهوف والترسّبات تنتج عن تفاعلات كيميائية في المحاليل المائية. وهناك أربعة أنواع من التفاعلات في المحاليل المائية؛ يتناول الدرس نوعًا واحدًا هو التفاعلات المؤدية إلى ترسّب. مؤشّرات حدوث التفاعل: تكوّن راسب، تكوّن ماء، انبعاث حرارة، تكوّن غاز.)

يعدّد العوامل المؤثّرة في معدّل ذوبان المذاب · يحسب ذوبانية غاز في سائل تحت ضغوط مختلفة. (مقدّمة: ماء المعادن يحتوي على أملاح مذابة، وخليط الثلج والماء والملح، والسكر يذوب أسرع في الشاي الساخن أو عند التحريك.)

إذا أُضيف 36 g من كلوريد الصوديوم إلى 100 g من الماء عند 25 °C فسيذوب كلّ كمّية الملح، وإذا أُضيفت كمّية أخرى لن يذوب سوى 0.2 g تقريبًا مهما طالت مدّة التحريك. الكمّية المتبقية تبقى صلبة لأنه يحدث اتزان ديناميكي: يذوب عدد من الجزيئات الجديدة ويترسّب عدد مساوٍ من أيونات المحلول (سرعة الذوبان = سرعة التبلور)، فلا يتغيّر النظام ككل.
المحلول المشبع: هو المحلول الذي يحتوي على أكبر كمّية من المذاب عند درجة حرارة ثابتة. مثال: عند إضافة 36.2 g من NaCl إلى 100 g ماء عند 25 °C يتكوّن محلول مشبع.
الذوبانية Solubility: كتلة المادّة التي تذوب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة معيّنة لتكوّن محلولًا مشبعًا.

يمتزج سائلان إذا ذاب أحدهما في الآخر مهما كانت كمّية كلّ منهما (الماء والإيثانول) ويُعرف المزيج بأنه يمتزج كلّيًّا Miscible. بعض السوائل شحيحة الذوبان كالماء والإيثر فهما يمتزجان جزئيًّا، وسوائل أخرى لا يذوب أحدها في الآخر وتُعرف بأنها عديمة الامتزاج Immiscible كالزيت والخلّ أو الزيت والماء. ملاحظة: الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض، أي أن المواد المذابة تذوب في المذيبات التي تجمعها بها خواص مشتركة.

يشرح المقصود بالنسبة المئوية الحجمية والنسبة المئوية الكتلية في المحاليل · يستنتج كيفية استخدام المولارية لحساب عدد مولات المذاب · يحلّ المسائل التي تتضمّن مولارية المحلول في أجزائها · يصف كيفية تحضير المحاليل المخفّفة من المحاليل الأكثر تركيزًا والمعلوم مولاريتها. (مقدّمة: توفير مصدر مستمرّ من الماء النقي للاستخدام اليومي مطلب هام؛ وهناك جهات حكومية متخصّصة مثل وزارة الصحة والهيئة العامة للبيئة تدرس مدى مطابقة مياه الشرب للمعايير العالمية التي تحدّد الكمّية المسموح بتواجدها من الأملاح الفلزية والمبيدات الحشرية والبكتيريا وبقايا المواد المستخدمة في معالجة الماء — شكل 42.)

النسبة المئوية الكتلية Mass Percentage هي تحديد كمّية المذاب (g) الموجودة في مئة جرام من المحلول:
النسبة المئوية الكتلية = (كتلة المذاب ÷ كتلة المحلول) × 100
كتلة المحلول = كتلة المذاب + كتلة المذيب.

عندما يكون كلّ من المذاب والمذيب موادّ سائلة يسهل تحضير محاليل منها بقياس أحجام كلّ منها، وعندئذ يمكن التعبير عن…

المعلوم: C₁ = 2 M، C₂ = 0.4 M، V₂ = 100 mL. بقانون التخفيف: V₁ = C₂ × V₂ / C₁ = (0.4 M × 100 mL) / 2 M = 20 mL. أي يؤخذ 20 mL من المحلول المركّز ويُخفَّف بكمّية كافية من الماء المقطّر ليصل الحجم إلى 100 mL. قيّم: التركيز الأصلي أكبر بمقدار خمسة أمثال التركيز المطلوب، فالحجم المأخوذ = 1/5 حجم المحلول النهائي.

المحلول القياسي مهم جدًّا في مختبر المدرسة إذ من خلاله نستطيع تحضير الكثير من المحاليل ذات التراكيز المختلفة، وهذا المحلول معروف تركيزه بدقّة. يُحضَّر بوزن كمّية من المذاب النقي ونقله إلى كأس زجاجي يحتوي على ماء وتحريكه حتى يذوب، ثم نقله إلى الدورق المستدير مسطّح القاعدة (الدورق الحجمي)، بعدها يُغسل الكأس الزجاجي فوق الدورق، ثم يُضاف المذيب إلى الدورق حتى يصل مستوى المحلول إلى العلامة على عنق الدورق.

1. تُحلّ مسائل المولارية باستخدام M = n/V وn = m/M.wt وبحساب الحجم الكلّي بالليتر.
2. تُحضَّر المحاليل المخفّفة من الأكثر تركيزًا بقانون التخفيف C₀V₀ = C₁V₁ (أخذ الحجم المحسوب من المركّز وإكماله بالمذيب في دورق حجمي).
3. النسبة المئوية الحجمية (V/V) = حجم المذاب ÷ حجم المحلول × 100 (للسوائل)؛ والنسبة المئوية الكتلية (m/m) = كتلة المذاب ÷ كتلة المحلول × 100.
4. (أ) CuSO₄: n = 400/159.62 = 2.506 mol ← M = 2.506/4 ≈ 0.63 M

امتزاج Miscible · عدم الامتزاج Immiscible · ذوبانية Solubility · قواعد الذوبانية Laws of Solubility · قانون هنري Henry's Law · الكسر المولي Mole Fraction · المولارية Molarity (M) · المولالية Molality (m) · النسبة المئوية الكتلية Mass Percentage · النسبة المئوية الحجمية Volume Percentage · محلول مشبع Saturated · غير مشبع · فوق مشبع Supersaturated · مخفّف Diluted · مركّز Concentrated · محلول متجانس Homogeneous · غير متجانس Heterogeneous · محلول معلّق Suspension · محلول غروي Colloid · مذاب Solute · مذيب Solvent · إلكتروليتات Electrolytes · غير إلكتروليتية Non-electrolytes · معادلة أيونية نهائية Net Ionic Equation · معادلة نهائية لتفاعل الترسيب · الخاصية المجمّعة Colligative Property · ثابت العلبان المولالي Molal Boiling-Point Elevation Constant · ثابت التجمّد المولالي Molal Freezing-Point Depression Constant.

(1-1) الماء كمذيب قوي: جزيء الماء مكوّن من رابطة تساهمية بين الأكسجين والهيدروجين وله خاصية قطبية، ما يعزّز قدرته على الإذابة.
(2-1) المحاليل المائية: يتأثّر معدّل ذوبان المذاب بعدّة عوامل منها درجة حرارة الماء وحجم جسيمات المذاب ورجّ المحلول · يمتزج سائلان إذا ذاب أحدهما في الآخر ولا يمتزجان إذا لم يذب أحدهما في الآخر · تؤثّر تغيّرات…

الفصل الأول: الكيمياء الحرارية — الدرس الأول: التغيّرات الحرارية. الأهداف: يطبّق قانون «هس» للجمع الحراري لإيجاد التغيّرات الحرارية للعمليات الكيميائية والفيزيائية · يحسب التغيّرات الحرارية باستخدام الحرارات القياسية للتكوين. معالم الوحدة: «اكتشف بنفسك» — ملاحظة تدفّق الحرارة. (مقدّمة: تُعتبر الشمس المصدر المطلق للطاقة التي نستخدمها على الأرض، وتسبّب أشعّتها تفاعلات في طبقات الجو العليا لتعطينا الحرارة، وبخاصة التفاعلات المسؤولة عن التركيب الضوئي في النباتات الخضراء. تُخزَّن هذه الطاقة بشكل فاعل لتُستخدم لاحقًا، وأحيانًا بعد آلاف السنين مثل الوقود الأحفوري. وتُستهلك أحيانًا آنيًّا مثل الطاقة التي تنتج عن استهلاكك الطعام. سنرى كيف يمكن تتبّع تغيّرات الطاقة التي ترافق التفاعلات الفيزيائية والكيميائية. مقدّمة الفصل: يشكّل الوقود الأحفوري جزءًا كبيرًا من الوقود الذي نستخدمه اليوم كالغاز الطبيعي والفحم الحجري والمواد المستخرجة من البترول، ولا يتجدّد الوقود الأحفوري.)

1) ثبّت طرفَي الشريط المطّاطي بإصبعَي السبّابة وضعه على شفة الفم العليا، لاحظ حرارة الشريط. 2) أبعد الشريط عن جسمك مع شدّه ومطّه بسرعة ثم دعه يلامس جهة الرأس، لاحظ التغيّر في الحرارة. 3) شدّ الشريط المطّاطي أقصى ما يمكن ثم دعه يعود إلى حجمه الأصلي، ضعه على جبهة الرأس ولاحظ أيّ تغيّر في الحرارة. 4) هل تشعر ببرودة أم بحرارة بعد شدّ الشريط؟…

يُشترط لحرارة التكوين القياسية أن: • تُحتسب لكلّ مول من المركّب الناتج من اتحاد عناصره الأولية في حالتها القياسية. • تُعتبر مساوية للمحتوى الحراري للمركّب في الظروف القياسية. • تُعتبر مساوية لصفر في الحالة العنصرية.
عند حساب حرارة التفاعل القياسية، نعتبر أن قيمة ΔH°_f لعنصر ما في حالته الحرّة (الطبيعية) عند 25 °C وضغط 101.3 kPa (ظروف قياسية) تساوي صفرًا. فمثلًا تُساوي ΔH° صفرًا للجزيئات ثنائية الذرّة التالية: H₂(g)، N₂(g)، F₂(g)، Cl₂(g)، Br₂(l)، I₂(s)، وتُساوي قيمة ΔH°_f صفرًا أيضًا للجرافيت C (graphite). (ويحتوي الجدول (11) قيم ΔH° على بعض المواد الشائعة…

1. استخدم حرارات التكوين القياسية لحساب حرارات التفاعل القياسية (ΔH°): (أ) Br₂(g) → Br₂(l) الحلّ: −30.91 kJ · (ب) CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) الحلّ: 178.4 kJ · (جـ) 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) الحلّ: −113 kJ.
2. حرارات التكوين للمواد التالية متماثلة ما عدا مادة واحدة (Na(s)، O₂(g)، Br₂(l)، CO(g)، Fe(s)، He(g))؛ حدّد هذه المادة: الحلّ: CO مركّب والمواد المتبقية عناصر (حرارة تكوين العنصر في حالته القياسية = 0).

1. للتفاعل 2Al(s) + Fe₂O₃(s) → 2Fe(s) + Al₂O₃(s) بدلالة ΔH°_f (Al₂O₃ = −1669.8، Fe₂O₃ = −822.1 kJ): ΔH = (−1669.8) − (−822.1) = −847.7 kJ. (حساب)
2. حرارة التفاعل القياسية (ΔH°) لتحلّل ماء الأكسجين 2H₂O₂(l) → 2H₂O(l) + O₂(g): ΔH = 2(−285.8) − 2(−187.8) = −196 kJ. (حساب من الجدول 11)
3. قانون هس: حرارة التفاعل الكيميائي قيمة ثابتة سواء تمّ التفاعل في خطوة واحدة أو عدّة خطوات، فنجمع المعادلات الحرارية الجزئية (مع حذف الكمّيات المتماثلة) لنحصل على حرارة التفاعل النهائية. أهمّيته: يتيح حساب ΔH للتفاعلات التي يصعب قياسها مباشرةً (بطيئة أو…