التغيرات الكيميائية

• تختلف المعادن في سهولة فقدانها للإلكترونات — تُرتب السلسلة النشطة المعادن according to ذلك، وتُشغل الإزاحة وتحدد كيفية استخلاص كل منها.
• الأحماض تمنح أيونات H⁺؛ القواعد تمنح أيونات OH⁻؛ تفاعلها يُنتج ملحاً — ويقرأ اسم الملح من الحمض والقاعدة.
• يفرض الكهربوليز على الأيونات منح أو اكتساب الإلكترونات عند الأقطاب — لاستخلاص أكثر المعادن نشاطاً وتفكيك المحاليل.

السلسلة النشطة (احفظ الترتيب): البوتاسيوم، الصوديوم، الليثيوم، الكالسيوم، المغنيسيوم، [الكربون]، الزنك، الحديد، [الهيدروجين]، النحاس. النشاط = ميل المعدن لتكوين أيونات موجبة.

• مع الماء: K, Na, Li, Ca تتفاعل (فوران، هيدروكسيد + هيدروجين)؛ Mg بطيء جداً؛ Zn/Fe/Cu لا يتفاعل.
• مع الأحماخ المخففة: Mg, Zn, Fe تتفاعل → ملح + هيدروجين؛ Cu لا يتفاعل.
• يُزيح فلز أكثر نشاطاً فلزاً أقل نشاطاً من مركبه: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.

الاستخراج: الفلزات غير النشطة (كالذهب) توجد طبيعية؛ الفلزات تحت الكربون تُستخرج عن طريق الاختزال بالكربون (فقدان الأكسجين)؛ أما الفلزات فوق الكربون فتحتاج إلى الكهرباء التحليلية. حدد Oxidation (اكتساب الأكسجين) و Reduction (فقدان الأكسجين).

(HT) أكسدة واختزال بالإلكترونات: الأكسدة هي فقد الإلكترونات، والاختزال هو اكتسابها — OIL RIG. اكتب المعادلات الأيونية للإزاحة: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

تُعادل الأحماض بواسطة القواعد القلوية (هيدروكسيدات قابلة للذوبان) والقواعد (أكاسيد/هيدروكسيدات غير قابلة للذوبان) → ملح + ماء؛ أو بواسطة فواتير الفلزات → ملح + ماء + ثاني أكسيد الكربون. الحمض يحدد الأيون السالب للملح: الهيدروكلوريك ← كلوريدات، نتريك ← نتراتات، كبريتيك ← كبريتات؛ والقاعدة توفر الأيون الموجب. تنبأ بالنواتج واكتب صيغ الأملاح بناءً على شحنة الأيونات.

تحضير ملح قابل للذوبان (RP1): أضف الصلبة غير القابلة للذوبان (أكسيد الفلز/فاتر الفلز) إلى حمض مخفف دافئ حتى لا يتذوب المزيد (الصرف الزائد يثبت اكتمال التفاعل)، صَفِّ الصرف الزائد، بَخِّر حتى نقطة التبلور واتركه لي تبلور؛ ثم جفف البلورات.

مقياس الأس الهيدروجيني: 0–14، يُقاس بـالمؤشر العام أو مجس الـ pH؛ 7 متعادل، <7 acid, >7 قاعدي. تعطي الأحماض H⁺(aq)؛ والقواعد القلوية تعطي OH⁻(aq). التعادل: H⁺ + OH⁻ → H₂O.

(Chem) المعايرات (RP2): قِس أحجام المتفاعلة لحمض قوي وقاعدة قلوية قوية بدقة — ماصرة، ماصة، مؤشر؛ (HT) احسب التركيز بوحدة mol/dm³ و g/dm³ (موضوع 3.4 طرق).

(HT) الأحماض القوية والضعيفة: الأحماض القوية (HCl, HNO₃, H₂SO₄) تكون متأينة كلياً؛ والأحماض الضعيفة (إيثانويك، سيترين، كربوني) تكون متأينة جزئياً. نفس التركيز → حمض أقوى → انخفاض في الـ pH. كل وحدة pH لأسفل تضاعف [H⁺] بمقدار 10. مخفف/مركز = كمية المادة لكل حجم — محور مختلف عن قوي/ضعيف.

الإلكتروليتات: مركبات أيونية مصهورة أو مذابة — أيونات حرة الحركة، مما يسمح بالتوصيل. الأيونات الموجبة → الكاثود (سلبي)؛ الأيونات السالبة → الأنود (إيجابي)؛ وتتم تفريغ الأيونات كعناصر.

• المركبات الثنائية المصهورة (بروميد الرصاص): الفلز عند الكاثود، اللافلز عند الأنود.
• الاستخراج (الألمنيوم): كهرباء تحليلية للألمنيوم المصهور Al₂O₃ + الكريوليت — الخليط يخفض درجة الانصهار، موفر الطاقة؛ الأنود الكربوني يحترق (مع الأكسجين الناتج) ويجب استبداله. تُستخدم الكهرباء التحليلية عندما يكون الفلز نشاطاً جداً لدرجة تمنع اختزاله بالكربون.
• المحاليل المائية (RP3): عند الكاثود، يُنتج الهيدروجين إذا كان الفلز أكثر نشاطاً من الهيدروجين (وإلا يتراكم الفلز)؛ عند الأنود، الأكسجين — إلا إذا كانت أيونات الهالوجينات موجودة، حينها يتكون الهالوجين.

(HT) معادلات النصف —وازن الشحنة بالإلكترونات:

• كاثود: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu; 2H⁺ + 2e⁻ → H₂
• أنود: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻; 4OH⁻ → O₂ + 2H₂O + 4e⁻

• احفظ سلسلة النشاط مع وضع الكربون والهيدروجين مكانهما؛ تنبأ بتفاعلات الماء/الحامض/الإزاحة.
• الاستخراج: الاختزال بالكربون مقابل الكهرباء التحليلية، مع الأسباب؛ (HT) OIL RIG مع المعادلات الأيونية.
• تسمية الأملاح من الحمض والقاعدة؛ طريقة RP1 بالترتيب؛ H⁺ + OH⁻ → H₂O.
• (كيمياء) طريقة المعايرة؛ (HT) قوية مقابل ضعيفة مع قاعدة pH ×10.
• نواتج التحليل الكهربائي للحالات المصهورة والمائية؛ (HT) معادلات نصف التفاعل عند كلا القطبين.