IGCSE الكيمياء

كل ما حولك مصنوع من جسيمات صغيرة جداً — وهي يمكن أن تكون ذرات أو جزيئات أو أيونات. تنص نظرية الجسيمات الحركية على أن هذه الجسيمات في حالة حركة دائمة. إن مدى قرب الجسيمات من بعضها، وتوزيعها، وحركتها هو ما يحدد ما إذا كانت المادة صلبة أم سائلة أم غازية.

خصائص يمكنك ملاحظتها

لا تحتاج إلى مجهر لتمييز الحالات الثلاث عن بعضها. فكل منها يتصرف بطريقة مختلفة:

• الصلبة لها شكل ثابت وحجم ثابت. لا تتدفق ولا يمكن ضغطها (تقليص حجمها).
• السائل له حجم ثابت لكن ليس له شكل ثابت. يتدفق ويأخذ شكل وعائه. ومن شبه المستحيل ضغطه.
• الغاز ليس له شكل ثابت ولا حجم ثابت. يتدفق وينتشر ليملأ الوعاء بأكمله. الغاز سهل الضغط.

يلخص الجدول أدناه هذه الخصائص. الكثافة تعني مقدار الكتلة المكدسة في حجم معين.

صورة الجسيمات

تشرح نظرية الجسيمات الحركية هذه الخصائص من خلال النظر إلى ثلاثة أمور: الفصل بين الجسيمات (مدى تباعدها)، وترتيبها (النمط)، وحركتها (كيف تتحرك).

تمسك قوى التجاذب القوية الجسيمات معاً. في الحالة الصلبة تكون هذه القوى قوية بما يكفي لتثبيت كل جسيم في مكانه، لذلك يحافظ الصلب على شكله. أما في السائل فتكون القوى أضعف، مما يسمح للجسيمات بالحركة. وفي الغاز تتحرك الجسيمات بسرعة كبيرة لدرجة أن القوى几乎 لا تؤثر، لذا ينتشر الغاز.

عند تسخين أو تبريد مادة معينة، يمكن أن تتحول من حالة إلى أخرى. يجب أن تعرف اسم كل تغير.

يذوب الصلب النقي عند درجة حرارة ثابتة واحدة، وهي درجة الانصهار. يغلي السائل النقي عند درجة حرارة ثابتة واحدة، وهي درجة الغليان. نفس المادة تتجمد عند درجة انصهارها وتتكاثر عند درجة غليانها.

بعض المواد القليلة تتحول مباشرة من صلب إلى غاز دون أن تذوب أولاً. يسمى هذا التسامي. في الصورة أدناه، يتحول اليود الصلب الدافئ في الكوب زجاجياً مباشرة إلى غاز بنفسجي؛ ثم يبرد الغاز على الدائرة الزجاجية المليئة بالثلج الموجودة أعلاه ويعود إلى الحالة الصلبة.

شرح تغيرات الحالة بنظرية الجسيمات

كل تغير في الحالة هو في الواقع تغيير في طاقة الجسيمات.

• عند تسخين صلب، تكتسب الجسيمات طاقة وتتهز بشكل أسرع. وعند درجة الانصهار تصبح لدى الجسيمات طاقة كافية للتحرر من أماكنها الثابتة والانزلاق حول بعضها — فيذوب الصلب.
• عند تسخين سائل، تتحرك الجسيمات بشكل أسرع. وعند درجة الغليان تصبح لديها طاقة كافية للهروب تماماً من قوى التجاذب وتتحول إلى غاز.
• التبريد يقوم بالعكس. تفقد الجسيمات الطاقة، وتتحرك ببطء أكبر، وتجذبها قوى التجاذب نحو بعضها البعض مرة أخرى.

خلال تغير الحالة، تذهب الطاقة إلى كسر قوى التجاذب، وليس إلى زيادة سرعة حركة الجسيمات. ولهذا السبب تظل درجة الحرارة ثابتة أثناء ذوبان المادة أو غليانها.

منحنيات التسخين والتبريد

منحنى التسخين هو رسم بياني لدرجة الحرارة مقابل الوقت أثناء تسخين مادة بشكل مستمر. منحنى التبريد هو نفس الرسم البياني ولكن للمادة وهي تبرد.

في منحنى التسخين هناك جزآن مسطحيان (أفقيان):

• الجزء المسطح الأول هو عند درجة الانصهار. هنا يكون المادة في الحالتين الصلبة والسائلة معًا. تُكسر الطاقة الحرارية القوى التي تربط جزيئات المادة الصلبة، لذا لا ترتفع درجة الحرارة.
• الجزء المسطح الثاني هو عند درجة الغليان. هنا تكون المادة في الحالتين السائلة والغازية معًا، وتظل درجة الحرارة ثابتة مرة أخرى.

منحنى التبريد هو العكس. يحتوي على جزء مسطح عند درجة الغليان (يتكثف الغاز) وجزء مسطح عند درجة الانصهار (تتجمد السائلة). ومع تباطؤ الجسيمات، يُطلق الطاقة الحرارية إلى المحيط المحيط بها.

يُمارس الغاز ضغطًا على جدران وعائه. هذا الضغط، الموزع على مساحة الجدار، هو ضغط الغاز. ينشأ الضغط نتيجة اصطدام جسيمات الغاز بالجدران.

تأثير درجة الحرارة

إذا قمت بتسخين كتلة ثابتة من الغاز مع الحفاظ على ثبات الضغط، فإن حجمه يزداد.

باستخدام نظرية الجسيمات: يعطي التسخين للجسيمات المزيد من الطاقة الحركية، فتتحرك بسرعة أكبر. وتصطدم بالجدران بقوة أكبر وبشكل متكرر أكثر. وللمحافظة على ثبات الضغط، يجب أن يشغل الغاز مساحة أكبر، مما يجعل الحجم يتضخم.

إذا كان الحجم ثابتًا عوضًا عن ذلك (وعاء مغلق وصلب)، فإن تسخين الغاز يؤدي إلى ارتفاع الضغط، لأن الجسيمات الأسرع تتصادم بجدران الوعاء بقوة أكبر وبشكل متكرر أكثر.

تأثير الضغط

إذا زدت الضغط على كتلة ثابتة من الغاز مع الحفاظ على ثبات درجة الحرارة، فإن حجمه يقل. إن ضغط الغاز في حيز أصغر يعني أن الجسيمات تصطدم بالجدران بشكل متكرر أكثر، وهو ما يمثل ارتفاع الضغط.

الانتشار هو انتشار الجسيمات من منطقة كثيفة إلى منطقة منتشرة — أي من تركيز عالٍ إلى تركيز منخفض. يحدث الانتشار لأن الجسيمات تتحرك دائمًا في اتجاهات عشوائية.

يشرح الانتشار لماذا يمكنك شم رائحة الطعام عبر الغرفة: جسيمات الرائحة تتحرك وتتداخل مع الهواء حتى تصل إلى أنفك. يحدث الانتشار في الغازات والسوائل، لكن ليس في المواد الصلبة، لأن جسيمات المواد الصلبة لا يمكنها الانتقال من مكان إلى آخر.

معدل الانتشار والكتلة الجزيئية

تتحرك جسيمات الغاز الخفيفة أسرع من الثقيلة عند نفس درجة الحرارة. لذلك، فإن الغاز الذي له كتلة جزيئية نسبية أصغر (كتلة أقل لكل جزيء) يكون له معدل انتشار أسرع.

تُظهر تجربة كلاسيكية ذلك. قطن مبلّ بـ الأمونيا ($\text{NH}_3$) يُوضع عند أحد طرفي أنبوب زجاجي طويل. وقطن مبلّ بـ كلوريد الهيدروجين ($\text{HCl}$) يُوضع عند الطرف الآخر. ينتشر كلا الغازين على طول الأنبوب ويلتقيان لتكوين حلقة بيضاء من كلوريد الأمونيوم ($\text{NH}_4\text{Cl}$).

الأمونيا لها $M_r = 17$ وكلوريد الهيدروجين له $M_r = 36.5$. الأمونا أخف، لذا تنتشر أسرع وتقطع مسافة أطول على طول الأنبوب. تتشكل الحلقة البيضاء أقرب إلى طرف كلوريد الهيدروجين.

مثال محلول. يُطلاق البروم ($M_r = 160$) والأمونيا ($M_r = 17$) في نفس اللحظة من طرفي أنبوب طويل. أيهما يقطع مسافة أطول قبل أن يلتقيا؟ قارن الكتل الجزيئية النسبية. كتلة Ammonia الجزيئية $M_r$ أصغر بكثير، لذا تتحرك جزيئاتها بسرعة أكبر عند نفس درجة الحرارة وتنتشر بشكل أسرع. لذلك قطعت الأمونيا مسافة أكبر، والتقى الغازان أقرب إلى طرف البروم. القاعدة هي دائمًا "الأخف أسرع" - استدل بناءً على $M_r$، ولا تستند إلى حجم الصيغة على الورق.

• أثناء الانصهار والغليان تظل درجة الحرارة ثابتة (الأجزاء المسطحة لمنحنى التسخين)، لأن الطاقة تكسر القوى بين الجسيمات بدلاً من زيادة سرعتها.
• التبخر يحدث فقط عند السطح وعند أي درجة حرارة؛ أما الغليان فيحدث داخل السائل بالكامل عند درجة حرارة ثابتة واحدة.
• اشرح سلوك الغاز باستخدام نظرية الجسيمات: تسخين الغاز عند حجم ثابت يرفع الضغط لأن الجسيمات تصطدم بالجدران بقوة أكبر وبشكل متكرر أكثر — الجسيمات نفسها لا تكبر.
• الانتشار يكون أسرع للجسيمات الخفيفة (أصغر $M_r$) ولا يمكن أن يحدث في المواد الصلبة. في أنبوب الأمونيا/كلوريد الهيدروجين، قطعت الأمونا الخفيفة مسافة أطول، لذا تتشكل الحلقة البيضاء أقرب إلى طرف HCl.

الصيغة تُظهر أي الذرات موجودة في المادة، وكم عدد كل نوع منها. هناك نوعان من الصيغ يجب أن تعرفهما.

• الصيغة الجزيئية هي العدد الفعلي لكل ذرة في جزيء واحد. بالنسبة للجلوكوز، فهي $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$.
• الصيغة الأولية هي أبسط نسبة بأعداد صحيحة لـالذرات أو الأيونات في المركب. بالنسبة للجلوكوز، فهي $\text{CH}_2\text{O}$.

حساب الصيغة

إذا مُنحت لك نموذجًا أو مخططًا، قم ببساطة بعدّ ذرات كل عنصر واكتبها بصيغة.

بالنسبة لـمركب أيوني، يمكنك استنتاج الصيغة من شحنات الأيونات. يجب أن تتوازن الشحنة الكلية الموجبة مع الشحنة الكلية السالبة، لأن المركب ليس له شحنة إجمالية. بعض الأيونات الشائعة:

على سبيل المثال، $\text{Na}^{+}$ و$\text{O}^{2-}$: تحتاج إلى اثنين من $\text{Na}^{+}$ لتوازن واحدًا من $\text{O}^{2-}$، لذا تكون الصيغة $\text{Na}_2\text{O}$.

المعادلة تُظهر كيف تتحول المواد المتفاعلة (المواد الابتدائية) إلى نواتج (المواد المُنتَجة).

• معادلة نصية تستخدم الأسماء: ماغنيسيوم + أكسجين → أكسيد الماغنسيوم.
• معادلة رمزية تستخدم الصيغ ويجب أن تكون متوازنة — نفس عدد كل ذرة على كلا الجانبين.

تضيف رموز الحالة بين قوسين لتوضيح الحالة الفيزيائية: $(s)$ صلب، $(l)$ سائل، $(g)$ غاز، و$(aq)$ للمحاليل المائية (مذاب في الماء).

المعادلات الأيونية

المعادلة الأيونية تُظهر فقط الأيونات التي تتغير فعليًا. الأيونات المتشابهة على كلا الجانبين تسمى أيونات مشاهدة ويتم استبعادها. على سبيل المثال، عندما يتفاعل حمض مع قاعدة:

الكتلة الذرية النسبية ($A_r$) لـعنصر هي متوسط كتلة ذراته مقارنة بـ$\tfrac{1}{12}$ من كتلة ذرة واحدة من $^{12}\text{C}$.

الكتلة الجزيئية النسبية ($M_r$) هي مجموع الكتل الذرية النسبية لجميع الذرات الموجودة في الجزيء. بالنسبة للمركبات الأيونية نستخدم الكتلة الصيغية النسبية، يتم الحصول عليها بنفس الطريقة من خلال الصيغة.

الكتل المتفاعلة بالمقاسب البسيط

يمكنك أحيانًا إيجاد كتلة متفاعلة بدون استخدام المول. إذا أنتجت 24 جرامًا من الماغنيسيوم 40 جرامًا من أكسيد الماغنسيوم، فإن 12 جرامًا من الماغنيسيوم (نصف الكمية) ستنتج 20 جرامًا من أكسيد الماغنسيوم.

المول (الرمز mol) هو وحدة كمية المادة. يحتوي مول واحد من أي مادة على $6.02 \times 10^{23}$ جسيمات (ذرات، أيونات أو جزيئات). هذا الرقم هو ثابت أفوجادرو.

الكتلة المولية هي كتلة مول واحد، بالجرام لكل مول (g/mol). رقمها يساوي $A_r$ أو $M_r$. العلاقة الأساسية هي:

مثال محلول. كم عدد المولات الموجودة في 36 جرامًا من الماء؟ الكتلة المولية للماء $= 18$ g/mol.

لعدد الجسيمات، اضرب عدد المولات في ثابت أفوجادرو.

أحجام الغازات

في درجة حرارة الضغط الجوي العاديين (r.t.p.)، يشغل مول واحد من أي غاز نفس الـحجم. هذا الحجم المولي للغاز هو $24 \text{ dm}^3$.

مثال محلول. ما الحجم الذي يشغله $0.25$ مول من ثاني أكسيد الكربون عند r.t.p.؟

تركيز المحاليل

يمكن التعبير عن تركيز محلول بـ$\text{g/dm}^3$ أو بـ$\text{mol/dm}^3$.

تذكر تحويل الحجم: $1 \text{ dm}^3 = 1000 \text{ cm}^3$، لذا قسّم حجمًا بـ$\text{cm}^3$ على 1000.

تتبع معظم الحسابات نفس الخطوات: تحويل الكمية المعروفة إلى مولات، استخدام المعادلة الموزونة لإيجاد عدد مولات المادة المطلوبة، ثم التحويل مرة أخرى إلى كتلة أو حجم أو تركيز.

مثال محلول. ما كتلة أكسيد المغنيسيوم المتكونة عند احتراق 12 جم من المغنيسيوم كلياً؟ $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$، O $= 16$.)

مولات Mg $= 12 / 24 = 0.5$ مول. النسبة بين Mg و MgO هي $1 : 1$، لذا يتشكل $0.5$ مول من MgO. كتلتها المولية هي $24 + 16 = 40$ جم/مول، إذن الكتلة هي $0.5 \times 40 = 20$ جم — وهي نفس النتيجة التي نحصل عليها بالطريقة البسيطة للمتناسبيات المذكورة أعلاه.

المتفاعل المحدد

عند خلط متفاعلين، غالباً ما ينتهي أحدهما أولاً. هذا هو المتفاعل المحدد. وهو يحدد كمية المنتج التي يمكن أن تتشكل؛ أما أي متفاعل آخر فهو فائض (يتبقى منه جزء).

مثال محلول. 8 جم من الهيدروجين تتفاعل مع 8 جم من الأكسجين: $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$. أيهما المتفاعل المحدد، وما كتلة الماء المتشكلة؟ ($A_r$: H $= 1$، O $= 16$.)

مولات $\text{H}_2 = 8 / 2 = 4$ مول؛ مولات $\text{O}_2 = 8 / 32 = 0.25$ مول. تتطلب المعادلة $2\text{H}_2$ لكل واحد $\text{O}_2$، لذا يتفاعل $0.25$ مول من $\text{O}_2$ مع $0.5$ مول فقط من $\text{H}_2$. هناك هيدروجين أكثر بكثير من ذلك، لذا الأكسجين هو المتفاعل المحدد والهيدروجين فائض. يُنتج الأكسجين $2 \times 0.25 = 0.5$ مول من الماء، إذن الكتلة هي $0.5 \times 18 = 9$ جم. يجب دائماً العمل بالمولات وليس الكتل — فالمتفاعل ذو الكتلة الأصغر ليس بالضرورة الذي ينتهي أولاً.

حساب المعايرة

في المعايرة، تقيس حجم محلول يتفاعل مع محلول آخر. من خلال الحجم والتركيز، تجد عدد مولات أحد المذابات، ثم تستخدم نسبة المعادلة لإيجاد عدد المولات أو التركيز أو الحجم للمادة الأخرى.

مثال محلول. $25.0 \text{ cm}^3$ من محلول هيدروكسيد الصوديوم يتم تعييده تماماً بواسطة $20.0 \text{ cm}^3$ من $0.10 \text{ mol/dm}^3$ حمض الهيدروكلوريك. $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. أوجد تركيز هيدروكسيد الصوديوم.

مولات HCl $= 0.10 \times \dfrac{20.0}{1000} = 0.0020$ مول. النسبة هي $1 : 1$، لذا يوجد $0.0020$ مول من NaOH في $25.0 \text{ cm}^3$:

الصيغ الأولية والجزيئية من البيانات

لإيجاد الصيغة الأولية من الكتل أو النسب المئوية:

1. قسّم كتلة كل عنصر (أو %) على $A_r$ الخاص به.
2. قسّم جميع النتائج على أصغر قيمة للحصول على أبسط نسبة.

لإيجاد الصيغة الجزيئية، قارن كتلة الصيغة الأولية بالكتلة $M_r$ الحقيقية واضرب في معامل.

مثال محلول. مركب يحتوي على $40\%$ كالسيوم، و$12\%$ كربون، و$48\%$ أكسجين بالنسبة للكتلة. أوجد صيغته الأولية. ($A_r$: Ca $= 40$، C $= 12$، O $= 16$.)

قسّم كل نسبة مئوية على $A_r$ الخاص بها: Ca $= 40/40 = 1$، C $= 12/12 = 1$، O $= 48/16 = 3$. النسبة هي $1 : 1 : 3$، إذن الصيغة الأولية هي $\text{CaCO}_3$.

النسب المئوية

• نسبة العائد المئوية تقارن الكمية الفعلية من المنتج التي حصلت عليها بأقصى كمية كان بإمكانك الحصول عليها: $\dfrac{\text{actual}}{\text{theoretical}} \times 100$.
• النسبة المئوية للتكوين الكتلي لعنصر $= \dfrac{\text{mass of the element}}{M_r} \times 100$.
• نسبة النقاء المئوية $= \dfrac{\text{mass of pure substance}}{\text{mass of impure sample}} \times 100$.

مثال محلول. أوجد النسبة المئوية للكتلة للنيتروجين في نترات الأمونيوم، $\text{NH}_4\text{NO}_3$. ($A_r$: N $= 14$، H $= 1$، O $= 16$.)

$M_r = (2 \times 14) + (4 \times 1) + (3 \times 16) = 80$. كتلة النيتروجين هي $2 \times 14 = 28$، لذا

مثال محلول. تفاعل قد ينتج كحد أقصى 5.0 جم من المنتج، لكن تم جمع 4.0 جم فعلياً فقط. أوجد نسبة العائد المئوية.

يتم دائماً فقدان بعض المنتج — يتبقى في Apparatus أو يُستهلك في تفاعلات جانبية — لذا نادرًا ما يكون العائد $100\%$.

مثال محلول. عينة كتلتها 50 جم من كربونات الكالسيوم غير النقية تحتوي على 45 جم من كربونات الكالسيوم النقية. أوجد نسبة نقائها المئوية.

• حوّل دائمًا الكتل وأحجام الغازات والتركيزات إلى مولات أولاً، استخدم نسبة المعادلة الموزونة، ثم أعد التحويل. لا تقارن الكتل مباشرة عبر المعادلة.
• الصيغ الأساسية: $n = \dfrac{\text{mass}}{M_r}$، وحجم الغاز $= n \times 24\ \text{dm}^3$ عند r.t.p.، والتركيز $= \dfrac{n}{\text{volume in dm}^3}$. حول cm³ إلى dm³ بالقسمة على 1000.
• لتوازن معادلة رمزية، يمكنك تغيير الأرقام الكبيرة أمام الصيغة فقط، ولا تغير أبداً الأرقام الصغيرة السفلية بداخلها.
• المتفاعل المحدد هو الذي ينتهي (أقل عدد من المولات بعد مراعاة النسبة)؛ وهو يحدد كمية المنتج المتشكلة. المتفاعل الآخر يكون فائضاً.
• نسبة العائد المئوية = الفعلي ÷ النظري × 100؛ نسبة النقاء المئوية = كتلة المادة النقية ÷ كتلة العينة × 100. كلاهما يكون دائماً 100% أو أقل.

التحليل الكهربائي هو تكسير (تحلل) مركب أيوني — عندما يكون مسلاً أو في محلول مائي — عن طريق مرور تيار كهربائي خلاله.

لا يعمل إلا عندما تكون المادة مسلة أو مذابة، لأن حينها تكون الأيونات حرة الحركة وتحمل الشحنة. لا يمكن تحليل المركب الأيوني الصلب كهربائياً لأن أيونه مقفولة في أماكنها.

الخلية الكهربائية

يُسمى هذا الترتيب الخلية الكهربائية. غوص قطبان (موصلات صلبة) في الإلكتروليت — وهو المادة المصهورة أو المائية التي يتم تفكيكها.

• الأنود هو القطب الموجب ($+$).
• الكاثود هو القطب السالب ($-$).

غالباً ما تكون الأقطاب خاملة (لا تتفاعل)، مثل البلاتين أو الكربون/الجرافيت.

ما يتكون عند كل قطب

هناك قاعدة بسيطة:

• تتكون المعادن أو الهيدروجين عند الكاثود.
• تتكون غير المعادن (ما عدا الهيدروجين) عند الأنود.

بالنسبة للمحاليل المائية، قد يعتمد الناتج على ما إذا كان المحلول مخففًا أم مركزًا. إليك الأمثلة الأساسية الثلاثة:

مثال محلل. تنبأ بنواتج تحليل كلوريد الزنك المذاب، $\text{ZnCl}_2$. بما أنه مذاب، فإن أيونات الزنك وأيونات الكلوريد فقط هي الموجودة - لا يوجد ماء يعقد الأمور. الزنك معدن، لذا يتكون عند الكاثود: أيونات $\text{Zn}^{2+}$ تكتسب إلكترونات ويظهر رصاص فضي اللون. الكلور غير معدني، لذا يتكون عند الأنود: تخرج فقاعات غاز الكلور الأخضر الفاتح. تحقق دائمًا من الحالة أولاً. المركب المذاب يعطيك عناصره المكونة فقط، بينما المركب المائي يُدخل الماء في المنافسة - ولهذا السبب يعطي محلول كلوريد الصوديوم المركز هيدروجين عند الكاثود بدلاً من الصوديوم.

كيف تنتقل الشحنة

أثناء التحليل الكهربائي:

• تتحرك الإلكترونات عبر الأسلاك (الدائرة الخارجية) من مصدر الطاقة.
• عند الكاثود، تكتسب الأيونات الموجبة إلكترونات. اكتساب الإلكترونات هو اختزال.
• عند الأنود، تفقد الأيونات السالبة إلكترونات. فقدان الإلكترونات هو أكسدة.
• داخل الإلكتروليت، تتحرك الأيونات: تذهب الأيونات الموجبة إلى الكاثود وتذهب الأيونات السالبة إلى الأنود.

يمكنك كتابة معادلة نصفية لكل قطب. بالنسبة لبروميد الرصاص(II) المذاب:

التحليل الكهربائي لكبريتات النحاس(II)

يعتمد الناتج عند الأنود على نوع القطب:

• باستخدام أقطاب كربون خاملة: يتكون النحاس عند الكاثود ويتكون الأكسجين عند الأنود. يتلاشى اللون الأزرق للمحلول ببطء مع إزالة النحاس.
• باستخدام أقطاب النحاس: يتكون النحاس عند الكاثود، بينما يذوب الأنود نفسه في المحلول. يبقى اللون الأزرق كما هو. يُستخدم هذا لتنقية النحاس.

الطلاء الكهربائي

الطلاء الكهربائي يعني تغطية جسم معدني بطبقة رقيقة من معدن آخر. يحسن هذا مظهره ومقاومته للتآكل (التآكل والصدأ والتلف).

لتطبيق الطلاء الكهربائي على جسم:

• يُجعل الجسم المراد طلائه الكاثود;
• يُجعل المعدن المُطلّي الأنود;
• يكون الإلكتروليت محلولًا يحتوي على أيونات المعدن المُطلّي.

تستخدم خلية الوقود الهيدروجين والأكسجين لإنتاج الكهرباء مباشرة. المنتج الكيميائي الوحيد هو الماء.

*تحوّل خلية الوقود الهيدروجين-الأكسجين الطاقة الكيميائية مباشرة إلى كهرباء، مع كون الماء هو المنتج الوحيد

من المفيد مقارنة خلية الوقود بمحرك بنزين (وقود) عادي في مركبة.

مزايا خلية الوقود: المنتج الوحيد هو الماء، لذا فهي لا تلوث الهواء، وتحويل الطاقة الكيميائية إلى كهرباء بكفاءة. عيوب: الهيدروجين صعب التخزين والنقل الآمن، وإنتاج الهيدروجين قد لا يزال يستخدم طاقة من الوقود الأحفوري.

• عند الكاثود (السالب) تحصل على معدن أو هيدروجين؛ عند الأنود (الموجب) تحصل على غير معدني. تهاجر الأيونات الموجبة إلى الكاثود، والأيونات السالبة إلى الأنود.
• المركب المصهور يُعطي عندها عنصرينه فقط. أما المحلول المائي فقد يعطي منتجات مختلفة (فمثلاً محلول كلوريد الصوديوم المركز يعطي الهيدروجين والكلور، وليس الصوديوم).
• الاختزال هو كسب الإلكترونات (عند الكاثود)؛ والأكسدة هي فقدان الإلكترونات (عند الأنود). تذكر قاعدة OIL RIG.
• في معادلة النصف، يجب أن تتساوى الذرات والشحنات، مع وضع الإلكترونات على الجانب الصحيح: $\text{Pb}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Pb}$ (عند الكاثود).
• لـالكهرباء الطلاءية لجسم ما، اجعله كاثوداً، واجعل معدن الطلاء أنوداً، واستخدم محلولاً يحتوي على أيونات هذا المعدن.

في كل تفاعل كيميائي، يتم نقل الطاقة. يكون التفاعل إما طارداً أو ماصاً للحرارة، اعتماداً على اتجاه انتقال الطاقة.

• التفاعل الطارد للحرارة يُطلق طاقة حرارية إلى المحيط. لذلك ترتفع درجة حرارة المحيط أعلى.
• التفاعل الماص للحرارة يمتص طاقة حرارية من المحيط. لذلك تنخفض درجة حرارة المحيط أسفل.

أمثلة على التفاعلات الطاردة للحرارة هي الاحتراق (حرق وقود) والتعادل (تفاعل حمض مع قاعد). ومثال على التفاعل الماص للحرارة هو التحلل الحراري للمركبات (تفكيكه باستخدام الحرارة).

كمية الطاقة الحرارية المنقولة في التفاعل تُسمى تغير الإنثالبي. يُكتب $\Delta H$ وله هذه الإشارات:

• $\Delta H$ يكون سالباً للتفاعل الطارد للحرارة، لأن الطاقة تترك المواد الكيميائية.
• $\Delta H$ يكون إيجابياً للتفاعل الماص للحرارة، لأن الطاقة تُمتص.

الجسيمات لا تتفاعل كلما تلاقى بعضها البعض. طاقة التنشيط ($E_a$) هي أقل مقدار من الطاقة التي يجب أن تمتلكها الجسيمات المتصادمة قبل أن تتمكن من التفاعل. تشبه تلًا يجب على الجسيمات تجاوزه حتى يحدث التفاعل.

مخطط مسار التفاعل يوضح كيف تتغير الطاقة أثناء حدوث التفاعل. الطاقة على المحور الرأسي، وتقدم التفاعل على المحور الأفقي.

• يبدأ الخط عند مستوى طاقة المواد المتفاعلة.
• يرتفع فوق 'تل' — ارتفاع هذا التل هو طاقة التنشيط $E_a$.
• ثم ينخفض أو يرتفع ليصل إلى مستوى طاقة النواتج.
• المسافة بين مستوى المادة المتفاعلة ومستوى النواتج هي تغير الإنثالبي $\Delta H$.

بالنسبة لتفاعل طارد للحرارة، تكون النواتج أقل من المتفاعلات، لذلك تُطلق الطاقة وتكون $\Delta H$ سالبة.

بالنسبة لتفاعل ماص للحرارة، تكون النواتج أعلى من المتفاعلات، لذلك تُمتص الطاقة وتكون $\Delta H$ موجبة.

التفاعل يتضمن كسر الروابط في المواد المتفاعلة وتشكيل روابط جديدة في النواتج.

• كسر الروابط يمتص الطاقة، لذا هو خطوة ماصة للحرارة.
• تشكيل الروابط يُطلق الطاقة، لذا هو خطوة طاردة للحرارة.

طاقة الرابطة هي الطاقة اللازمة لكسر مول واحد من رابطة معينة. يمكنك استخدام طاقات الروابط لإيجاد تغير الإنثالبي:

إذا طُلت طاقة أكبر عند تشكيل الروابط مما امتُص عند كسرها، يكون التفاعل طارداً للحرارة ($\Delta H$ سالب). وإذا طُلت طاقة أقل، يكون ماصاً للحرارة ($\Delta H$ موجب).

مثال محلول

للتفاعل $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$، استخدم طاقات الروابط هذه (بوحدة kJ/mol): H–H $= 436$، Cl–Cl $= 242$، H–Cl $= 431$.

روابط مكسورة: واحدة H–H وإحدى Cl–Cl $= 436 + 242 = 678$.

روابط مُشكَّلة: اثنتان H–Cl $= 2 \times 431 = 862$.

الإجابة سالبة، لذا هذا التفاعل طارد للحرارة.

• الطارِد للحرارة يُطلق الحرارة، فيدفئ المحيط ويكون $\Delta H$ سالباً؛ والماص للحرارة يمتصها، فتبرد المحيط ويكون $\Delta H$ موجباً.
• كسر الروابط يمتص طاقة (ماص للحرارة)؛ وتشكيل الروابط يُطلق طاقة (طارِد للحرارة). استخدم $\Delta H = (\text{energy to break bonds}) - (\text{energy released making bonds})$.
• إذا طُلت طاقة أكبر عند تشكيل الروابط مما استُهلك في كسرها، يكون التفاعل طارداً للحرارة. تحقق دائماً من إشارة إجابتك النهائية.
• في مخطط مسار التفاعل، ينتهي التفاعل الطارد للحرارة أدنى مما بدأ منه؛ والماص ينتهي أعلى. ارتفاع التل هو طاقة التنشيط.

التغير الفيزيائي لا يُنتج مادة جديدة. تتغير المادة فقط في حالتها أو شكلها، وعادة ما يمكن عكس التغيير. ذوبان الثلج وذوبان السكر هما تغيرات فيزيائية.

التغير الكيميائي (التفاعل الكيميائي) يُنتج مادةً واحدةً أو أكثر جديدة وعادة ما يكون صعب العكس. من علامات التغير الكيميائي: تغير اللون، خروج غاز، تغير في الطاقة، أو تكون راسب (صلب).

معدل التفاعل يخبرك بمدى سرعة تحول المتفاعلات إلى نواتج.

نظرية التصادم

نظرية التصادم تشرح ما يحدد المعدل. لكي يحدث التفاعل، يجب أن تتصادم الجسيمات، ويجب أن تتصادم بطاقة كافية. أقل طاقة تحتاجها هي طاقة التنشيط ($E_a$). يحدث معدل أسرع عندما تتصادم الجسيمات بنجاح بشكل متكرر.

ما الذي يغير المعدل

العوامل الحفازة

العامل الحفاز يسرع التفاعل ولا يُستهلك — يبقى دون تغيير في النهاية. يعمل عن طريق خفض طاقة التنشيط. الإنزيمات هي عوامل حفازة بيولوجية (عوامل حفازة تعمل في الكائنات الحية).

قياس المعدل

يمكنك تتبع التفاعل عبر الزمن بهذه الطرق:

• التغير في الكتلة: ضع القارورة على الميزان. إذا خرج غاز، تقل الكتلة. سجّل الكتلة على فترات منتظمة.
• حجم الغاز: اجمع الغاز في حقنة غاز واقرأ حجمه على فترات منتظمة.
• تكون راسب: في تفاعل يصبح عتماً، قِس الوقت المستغرق لاختفاء علامة تحت القارورة.

في رسم بياني للناتج مقابل الزمن، يكون الخط الأكثر انحداراً في البداية (أسرع معدل)، ويصبح أقل انحداراً مع استهلاك المتفاعلات، ويصبح أفقياً عند انتهاء التفاعل.

بعض التفاعلات عكوسة: يمكن للنواتج أن تتفاعل لتكوين المتفاعلات مرة أخرى. نوضح ذلك بالرمز $\rightleftharpoons$.

تغيير الاتجاه

مثال واضح يستخدم مركبات هيدرات وغير هیدرات:

• كبريتات النحاس الثنائية الهیدرات الزرقاء، عند تسخينها، تفقد ماءها لتصبح كبريتات النحاس الثنائية غیر هیدرات البيضاء. إضافة الماء تعيدها زرقاء مرة أخرى.
• كلوريد الكوبالت الثنائي الهیدرات الوردي يفقد الماء عند التسخين ليصبح كلوريد الكوبالت الثنائي غیر هیدرات الأزرق. إضافة الماء تعيده وردياً مرة أخرى.

إضافة الماء إلى المادة الصلبة غير الهیدرات (ورؤية عودة اللون) تستخدم كاختبار للماء.

التوازن

في نظام مغلق (حيث لا يدخل شيء ولا يخرج)، يصل التفاعل العكوس إلى التوازن عندما:

• معدل التفاعل الأمامي يساوي معدل التفاعل العكسي، و
• تركيزات المتفاعلات والنواتج لم تعد تتغير.

تغيير موضع التوازن

موضع التوازن يخبرك عما إذا كانت هناك متفاعلات أكثر أو نواتج أكثر. يمكنك تحريكه:

• درجة الحرارة: التسخين يحرك التوازن في الاتجاه الذي يمتص الحرارة (الاتجاه الممتص); التبريد يحركه في الاتجاه الذي يطلق الحرارة (الاتجاه المطلق).
• الضغط (للغازات): الضغط الأعلى يحرك التوازن نحو الجانب الأقل في عدد جزيئات الغاز.
• التركيز: إضافة المزيد من مادة ما يحرك التوازن نحو الجانب الآخر لاستهلاكها.
• العامل الحفاز لا يحرك موضع التوازن. يساعد فقط التفاعل على الوصول للتوازن بسرعة.

عملية هابر

عملية هابر تصنع الأمونيا:

• يأتي الهيدروجين من الميثان (الغاز الطبيعي)؛ يأتي النيتروجين من الهواء.
• الظروف النموذجية: درجة حرارة $450\,{}^{\circ}\text{C}$، ضغط حوالي $200$ atm ($20\,000$ kPa)، وعامل حفاز من الحديد.

عملية التلامس

عملية التلامس تحول ثاني أكسيد الكبريت إلى ثلاثي أكسيد الكبريت:

• يأتي ثاني أكسيد الكبريت من حرق الكبريت (أو تحميص خامات الكبريتيد)؛ ويأتي الأكسجين من الهواء.
• الظروف النموذجية: درجة حرارة $450\,{}^{\circ}\text{C}$، ضغط حوالي $2$ atm ($200$ kPa)، ومحفز أكسيد الفاناديوم(V).

لماذا تُختار هذه الظروف

الظروف تمثل توفيقاً بين المصالح:

• الضغط الأعلى سينتج منتجاً أكثر، لكن الضغط العالي جداً خطير وغالي الثمن، لذا يُستخدم ضغط متوسط.
• درجة الحرارة الأقل سينتج منتجاً أكثر (كلا التفاعلين طارد للحرارة)، لكن التفاعل سيكون بطيئاً جداً، لذا تُستخدم درجة حرارة مرتفعة نسبياً للحفاظ على معدل تفاعل جيد.
• المحفز يسرع التفاعل دون تغيير موضع التوازن، مما يقلل التكلفة.

الأكسدة والاختزال يحدثان دائماً في نفس الوقت، فيما يسمى بـتفاعل الأكسدة والاختزال. (كلمة 'Redox' هي اختصار لـ reduction–oxidation.)

هناك ثلاث طرق لوصف الأكسدة والاختزال:

• الأكسجين: الأكسدة هي اكتساب الأكسجين؛ الاختزال هو فقدان الأكسجين.
• الإلكترونات: الأكسدة هي فقدان الإلكترونات؛ الاختزال هو اكتساب الإلكترونات.
• عدد الأكسدة: في الأكسدة يرتفع عدد الأكسدة؛ في الاختزال ينخفض.

قاعدة ذاكرة مفيدة هي OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain — من الإلكترونات.

قواعد عدد الأكسدة

يُرمز لعدد الأكسدة برقم روماني، كما في الحديد(II) والحديد(III). القواعد هي:

• العنصر الحر (غير المرتبط) له عدد أكسدة يساوي $0$.
• الأيون أحادي الذرة له عدد أكسدة مساوٍ لشحنته (أي $\text{Na}^{+}$ يساوي $+1$).
• مجموع أعداد الأكسدة في المركب يساوي $0$.
• مجموع أعداد الأكسدة في الأيون يساوي شحنة الأيون.

مثال محلول. أوجد عدد أكسدة المنجنيز في أيون البرمنغنات(VII)، $\text{MnO}_4^{-}$. كل ذرة أكسجين تحمل $-2$، وهناك أربعة منها، مما يعطي $4 \times (-2) = -8$. يجب أن مجموع أعداد الأكسدة في أي أيون يساوي شحنته، وهي هنا $-1$. لذا إذا كان المنجنيز يحمل $x$، فإن $x + (-8) = -1$، مما يعطي $x = +7$ - وهو بالضبط ما تخبرك به (VII) في الاسم. اجعل المجموع الكلي مساوياً لـ شحنة الأيون، وليس صفراً: الصفر يُستخدم فقط للمركبات المتعادلة.

العوامل المؤكسدة والمختزلة

• العامل المؤكسد يؤكسد مادة أخرى، ويُختزل هو نفسه.
• العامل المختزل يختزل مادة أخرى، ويتأكسد هو نفسه.

بعض تفاعلات الأكسدة والاختزال تظهر تغيرات لونية واضحة:

• برمنغنات البوتاسيوم(Mn(VII)) المُحمَّضة بنفسجية اللون. عند عملها كعامل مؤكسد، تُختزل وتختفي لونتها البنفسجية لتصبح عديمة اللون.
• يوديد البوتاسيوم عديم اللون. عند تأكسدها، يتكون اليود بلون أحمر بني.

• اشرح المعدل الأسرع بـ نظرية التصادم: التصادمات الناجحة تحدث بشكل متكرر. التركيز، الضغط، ومساحة السطح جميعها تزيد من تكرار تصادم الجسيمات؛ ودرجة الحرارة الأعلى تفعل ذلك وكذلك تمنح عدداً أكبر من الجسيمات طاقة كافية.
• المحفز يخفض طاقة التنشيط ويسرع التفاعل، لكن لا يُستهلك ولا يغير بشكل أساسي $\Delta H$ أو موضع التوازن.
• عند التوازن تكون معدلات التفاعل الأمامي والعكسي متساوية وتتوقف التركيزات عن التغير — وهذا لا يعني بالضرورة أن كميات المتفاعلات والمنتجات متساوية.
• استخدم مبدأ لوشاتيليه: رفع درجة الحرارة favorees الاتجاه الممتص للحرارة؛ رفع الضغط favorees الجانب الذي يحتوي على جزيئات غاز أقل؛ إضافة مادة تُزيح التوازن بعيداً عنها.
• الأكسدة والاختزال — OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain of electrons. يحدثان دائماً معاً، والعامل المؤكسد يُختزل هو نفسه.

الحامض هو مادة تُنتج أيونات الهيدروجين ($\text{H}^{+}$) عند ذوبانها في الماء. للحامض ثلاث تفاعلات نموذجية:

• مع المعادن: حامض + معدن → ملح + هيدروجين
• مع القواعد: حامض + قاعدة → ملح + ماء (هذا تعادل)
• مع الكربونات: حامض + كربونات → ملح + ماء + ثاني أكسيد الكربون

وصف ما تراه

تسمية المنتجات هي نصف ما يطلبه الامتحان فقط. "اذكر الملاحظات" تسأل عما ستقوم بـ رؤيته بعينيك، ولها درجات خاصة بها - لذا احفظ الكلمات:

لذا بالنسبة للمغنيسيوم المضاف إلى حمض الهيدروكلوريك، الإجابة الكاملة هي: تفريز، والصلب يذوب (وتصبح الأنبوبة دافئة). بالنسبة لأكسيد النحاس(II) المضاف إلى حمض الكبريتيك الدافئ: الصلب الأسود يذوب والمحلول يتحول إلى الأزرق.

قاعدتان تحفظان معظم الدرجات المفقودة. لا تكتب أبدًا "يُطلق الهيدروجين" كملاحظة — لا يمكنك رؤية الهيدروجين، بل يمكنك فقط رؤية الفقاعات، لذا اكتب ظهور فقاعات. ولا تكتب اسمًا لا يمكنك رؤيته: "يتكون ملح" هو استنتاج وليس ملاحظة.

الكاشفات

الكاشف هو صبغة تتغير لونها لتبين ما إذا كان المحلول حمضيًا أو قاعديًا.

تحتوي المحاليل المائية للأحماض على أيونات هيدروجين $\text{H}^{+}$. وتحتوي المحاليل المائية للقواعد القلوية على أيونات الهيدروكسيد ($\text{OH}^{-}$).

القواعد هي أكاسيد أو هيدروكسيدات المعادن. القاعدة القلوية هي قاعدة تذوب في الماء (قاعدة قابلة للذوبان).

للقواعد نوعان من التفاعلات المميزة:

• مع الأحماض: قاعدة + حمض → ملح + ماء (إعادة التعادل مرة أخرى)
• مع أملاح الأمونيوم: هذا يحرر غاز الأمونيا.

الحمض هو مانح بروتون — يعطي أيونات $\text{H}^{+}$ (أيون الهيدروجين هو ببساطة بروتون). والقاعدة هي مستقبل للبروتونات.

يعتمد قوة الحمض على مقدار تفككه إلى أيونات في الماء:

• الحمض القوي يكون متفككًا تمامًا (منقسم بالكامل إلى أيونات) في الماء. حمض الهيدروكلوريك قوي:

• الحمض الضعيف يكون متفككًا جزئيًا فقط. حمض الإيثانويك ضعيف، لذا تستخدم المعادلة سهم العكسية:

ملاحظة: مصطلحات "قوي" و"ضعيف" تتعلق بالتفكك، وليست بالترقيق أو التركيز.

يمتد مقياس الرقم الهيدروجيني من 0 إلى 14 ويخبرك بمدى حمضية أو قاعدية المحلول. كلما زادت تركيز أيونات الهيدروجين، انخفض الرقم الهيدروجيني.

يمكنك إيجاد الرقم الهيدروجيني باستخدام الكاشف الشامل، الذي يأخذ ألوانًا مختلفة:

عند تفاعل حمض وقاعدة قلوية، تتحد أيونات $\text{H}^{+}$ وأيونات $\text{OH}^{-}$ لتكوين الماء:

يمكن تصنيف الأكاسيد حسب سلوكها:

• الأكاسيد الحمضية هي أكاسيد اللافلزات، مثل $\text{SO}_2$ و$\text{CO}_2$.
• الأكاسيد القاعدية هي أكاسيد المعادن، مثل $\text{CuO}$ و$\text{CaO}$.
• الأكاسيد الأمفوتيرية تتفاعل مع كل من الأحماض والقواعد لتكوين ملح وماء. $\text{Al}_2\text{O}_3$ و$\text{ZnO}$ أمفوتيريان.

لذلك تميل أكاسيد المعادن إلى أن تكون قاعدية وتميل أكاسيد اللافلزات إلى أن تكون حمضية.

يعتمد إمكانية制备 الملح بطريقة معينة على ما إذا كان قابلًا للذوبان (يذوب) أو غير قابل للذوبان (لا يذوب).

قواعد الذوبانية

تحضير ملح قابل للذوبان

تتفاعل الحمض مع أحد هذه المواد:

• قاعدة قلوية، باستخدام التأثير الحجمي (التيترة) (بما أن كليهما محلول، يجب قياس الحجوم بدقة);
• فائض من فلز، أو قاعدة غير قابلة للذوبان، أو كربونات غير قابلة للذوبان.

عند استخدام الفائض من المادة الصلبة، تقوم بعد ذلك بـالتصفية لإزالة المادة الصلبة الزائدة. أخيرًا، تبخر بعض الماء ودع المحلول يتبلور للحصول على الملح.

مثال محلول. ما الطريقة التي ستستخدمها لإعداد (أ) كبريتات النحاس الثنائي و(ب) كبريتات الباريوم؟ تحقق أولاً من قواعد الذوبانية. (أ) كبريتات النحاس الثنائي ذائبة (فقط كبريتات الباريوم والكالسيوم والرصاص غير ذائبة)، لذا قم بإعدادها من صلب غير ذائب وحامض: أضف كمية فائضة من أكسيد النحاس الثنائي إلى حمض الكبريتيك المخفف الدافئ، صَفِّ الصلب المتبقي، ثم أبخر بعض الماء وتبلور. (ب) كبريتات الباريوم غير ذائبة، لذا قم بإعدادها عن طريق الترسب: اخلط محلولين يحمل كل منهما أيوناً واحداً مطلوباً، ثم صفّ وغسل وجفف الصلب. ذوبانية الملح الذي تريده هي ما يحدد الطريقة - راجع القواعد قبل الاختيار.

تحضير ملح غير ذائب

يتم تحضير الملح غير الذائب عن طريق الترسب: اخلط محلولين يحتوي كل منهما على أيون واحد مطلوب، ويتكون الملح غير الذائب كصلب. بعد ذلك تقوم بصفّه وغسله وتجفيفه.

الماء في الأملاح

• المادة المائية تكون مرتبطة كيميائياً بالماء.
• المادة اللا المائية لا تحتوي على ماء.

تُسمى جزيئات الماء داخل البلورات المائية بـ ماء التبلور. على سبيل المثال، $\text{CuSO}_4 \bullet 5\text{H}_2\text{O}$ يحتوي على خمس جزيئات ماء لكل وحدة صيغة.

• احفظ تفاعلات الأحماض الثلاثة: حمض + فلز → ملح + هيدروجين؛ حمض + قاعدة → ملح + ماء (تعادل)؛ حمض + كربونات → ملح + ماء + ثاني أكسيد الكربون.
• تصف كلمات قوي وضعيف مدى تفكك الحمض إلى أيونات (التأين)، وليس تركيزه. الحمض القوي يكون متأيناً بالكامل؛ أما الحمض الضعيف فيتأين جزئياً فقط.
• كلما انخفض pH زادت تركيز أيونات الهيدروجين. pH 7 متعادل، وأقل من 7 حمضي، وأكثر من 7 قاعدي.
• اختر طريقة制备 الملح بناءً على الذوبانية: الملح الذائب يُعد من حمض + صلب فائض (ثم صفي، أبخر، تبلور)، أو عن طريق المعايرة مع قاعدة؛ أما الملح غير الذائب فيُعد بالترسب (اخلط محلولين، ثم صفي).
• احفظ قواعد الذوبانية — جميع أملاح الصوديوم والبوتاسيوم والأمونيوم والنترات ذائبة.

الجدول الدوري يرتب جميع العناصر حسب رقم البروتون المتزايد (الـ العدد الذري). تُسمى الصفوف الأفقية الدورات والأعمدة الرأسية المجموعات.

بعض الأنماط الرئيسية:

• عبر الدورة الواحدة، تتغير العناصر من فلزات في اليسار إلى لافلزات في اليمين.
• رقم المجموعة يخبرك بشحنة الأيونات التي تشكلها العناصر. المجموعة I تُكوّن أيونات $+1$، والمجموعة II تُكوّن أيونات $+2$، والمجموعة VII تُكوّن أيونات $-1$.
• العناصر في نفس المجموعة لها خصائص كيميائية مماثلة. وذلك لأن لديها نفس عدد الإلكترونات الخارجية (نفس التوزيع الإلكتروني الخارجي).

بسبب هذه الأنماط، يمكنك استخدام موقع العنصر للتنبؤ بخصائصه.

عناصر المجموعة I هي الفلزات القلوية: الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم. وهي فلزات ناعمة (يمكنك قطعها بالسكين).

نزولاً في المجموعة، توجد اتجاهات واضحة:

يمكنك استخدام هذه الاتجاهات للتنبؤ بخصائص عناصر أخرى من المجموعة I. على سبيل المثال، الروبيديوم (أسفل البوتاسيوم) سيكون أكثر تفاعلاً وسيكون لديه درجة انصهار أقل.

التفاعل مع الماء وما تراه

هذا هو التفاعل الذي يسأل عنه الامتحان بشكل متكرر. كل فلز من مجموعة I يتفاعل مع الماء ليعطي قاعدة (هيدروكسيد الفلز) بالإضافة إلى الهيدروجين - وهذا بالضبط لماذا سُميت بالفلزات القلوية:

"وصف ما تراه" يستحق درجات خاصة، لذا احفظ القائمة لـ الصوديوم على الماء:

• يطفو - الفلز أقل كثافة من الماء.
• يذوب كرة - التفاعل يطلق حرارة، ودرجة انصهار الفلز منخفضة.
• يتحرك حول على السطح - تدفق الهيدروجين يدفعه حولاً.
• يوجد تفجر/رغوة (فوران) - خروج غاز الهيدروجين.
• يصغر ويختفي حيث يتم استهلاكه.
• المحلول يصبح قاعدياً، لذا يتحول الكاشف الشامل إلى البنفسجي (他现在 هو $\text{NaOH}$).

يظهر الاتجاه في مدى عنف هذا التفاعل: الليثيوم يفور بانتظام لكنه لا يذوب؛ الصوديوم يذوب كرة ويتحرك بسرعة؛ البوتاسيوم سريع بما يكفي لإشعال هيدروجينه الخاص، محترقاً بـ نار بنفسجية. إجابتان يجب تجنبهما: "إطلاق الهيدروجين" ليس ملاحظة (لا يمكنك رؤيتها - قل الفوران)، والفلز يذوب لأن التفاعل طارد للحرارة، وليس لأن "الماء ساخن".

عناصر المجموعة VII هي الهالوجينات: الكلور والبروم واليود. وهي لافلزات ثنائية الذرة (كل جزيء مكون من ذرتين، مثل $\text{Cl}_2$).

مظهرها في درجة حرارة وضغط الغرفة:

بالنزول عبر المجموعة، تزداد الكثافة لكن التفاعلية تقل (عكس الاتجاه في المجموعة الأولى).

تفاعلات الإزاحة

هالوجين أكثر تفاعلية يطرد (يُزيح) أيون هاليد أقل تفاعلية من محلوله. هذا يُسمى تفاعل إزاحة.

على سبيل المثال، الكلور أكثر تفاعلية من البروم، لذا يزيح الكلور البروم من بروميد البوتاسيوم:

مثال محلل. أضيف كلور مائي إلى محلول يوديد البوتاسيوم، ثم أضيف يود مائي إلى محلول بروميد البوتاسيوم. ماذا يحدث في كل حالة؟ تتناقص التفاعلية للأسفل عبر المجموعة السابعة: الكلور، ثم البروم، ثم اليود. (أ) الكلور فوق اليود، لذا هو أكثر تفاعلية ويزيحه: $\text{Cl}_2 + 2\text{KI} \rightarrow 2\text{KCl} + \text{I}_2$، ويتحول المحلول إلى الأحمر البني عند انطلاق اليود. (ب) اليود أسفل البروم، لذا هو أقل تفاعلية ولا يستطيع إزاحته - لا يوجد تفاعل ولا تغير في اللون. "لا يوجد تفاعل" إجابة كاملة تستحق الدرجات: تحقق من الترتيب في المجموعة قبل كتابة أي معادلة.

العناصر الانتقالية هي كتلة المعادن في وسط الجدول الدوري. بالمقارنة مع معادن المجموعة الأولى، فإنها:

• ذات كثافات عالية؛
• نقاط انصهار عالية؛
• تُكون مركبات ملونة؛
• تعمل غالبًا كمحفزات، سواء كعناصر أو في مركبات.

يمكنها أيضًا أن يكون لها أرقام أكسدة متغيرة. على سبيل المثال، يُكوّن الحديد مركبات حديد(II) وحديد(III).

الغازات النبيلة للمجموعة الثامنة غير متفاعلة، وهي غازات ذرية مفردة (توجد كذرات فردية وليس كجزيئات).

هي غير متفاعلة لأنها تمتلك بالفعل غلافًا خارجيًا مكتملًا من الإلكترونات. هذا يجعلها مستقرة، لذا لا تحتاج إلى اكتساب أو فقدان أو مشاركة الإلكترونات.

• يُرتب الجدول الدوري حسب العدد البروتوني. العناصر في نفس المجموعة (العمود) لها نفس عدد الإلكترونات الخارجية، لذا تتفاعل بطرق مشابهة؛ الدورات هي الصفوف.
• المجموعة الأولى (المعادن القلوية) تصبح أكثر تفاعلية بالنزول؛ المجموعة السابعة (الهالوجينات) تصبح أقل تفاعلية بالنزول — اتجاهان متعاكسان.
• الهالوجين الأكثر تفاعلية يزيح الأقل تفاعلية من محلول ملحه — على سبيل المثال، يزيح الكلور البروم.
• الغازات النبيلة غير متفاعلة لأنها تمتلك غلافًا خارجيًا مكتملًا. العناصر الانتقالية صلبة وكثيفة، وتُكون مركبات ملونة، وتعمل كمحفزات ولها أرقام أكسدة متغيرة.

الخصائص الفيزيائية

المعادن واللافلزات تتصرف بشكل مختلف تمامًا:

الخصائص الكيميائية

تتفاعل المعادن بثلاث طرق رئيسية:

• مع الأحماخ المخففة ← ملح + هيدروجين
• مع الماء البارد أو البخار ← هيدروكسيد (أو أكسيد) معدني + هيدروجين
• مع الأكسجين ← أكسيد معدني

يُختار المعدن لعمل معين بسبب خصائصه الفيزيائية.

• يُستخدم الألمنيوم لصنع الطائرات بسبب انخفاض كثافته (هو خفيف).
• يُستخدم الألمنيوم لكابلات الكهرباء العلوية بسبب انخفاض كثافته وجيدة توصيله الكهربائي.
• يُستخدم الألمنيوم لأوعية الطعام لأنه يقاوم التآكل.
• يُستخدم النحاس للأسلاك الكهربائية بسبب جودته في التوصيل الكهربائي وقابليته للسحب (يمكن رسمه إلى أسلاك).

السبيكة هي خليط من معدن مع عنصر واحد أو أكثر.

• النحاس الأصفر هو خليط من النحاس والخارصين.
• الفولاذ المقاوم للصدأ هو خليط من الحديد مع عناصر أخرى مثل الكروم والنيكل والكربون.

السبائك عادة ما تكون أصلب وأقوى من المعادن الخالصة، مما يجعلها أكثر فائدة. على سبيل المثال، يُستخدم الفولاذ المقاوم للصدأ لأدوات المائدة لأنه صلب ولا يصدأ.

لماذا السبائك أكثر صلابة. في المعدن النقي، تكون جميع الذرات من نفس الحجم، لذا يمكن للـ طبقات الانزلاق فوق بعضها البعض بسهولة. أما في السبائك، فإن ذرات مختلف الأحجام تمنع الطبقات من الانزلاق، مما يجعل السبيكة أكثر صلابة وقوة.

تدرج سلسلة التفاعل المعادن حسب درجة تفاعليتها. تم تضمين الكربون والهيدروجين للمقارنة:

البوتاسيوم، الصوديوم، الكالسيوم، المغنيسيوم، الألومنيوم، الكربون، الزنك، الحديد، الهيدروجين، النحاس، الفضة، الذهب

(الأكثر تفاعلاً في الأعلى، الأقل تفاعلاً في الأسفل)

كلما كانت المعادن أعلى في السلسلة، كان تكوين أيونات موجبة أبسط. وهذا يفسر تفاعلاتها:

• يتفاعل البوتاسيوم والصوديوم والكالسيوم مع الماء البارد.
• يتفاعل المغنيسيوم مع البخار (لكن ببطء شديد جداً مع الماء البارد).
• يتفاعل المغنيسيوم والزنك والحديد مع حمض الهيدروكلوريك المخفف؛ بينما لا يتفاعل النحاس والفضة والذهب.

تفاعلات الإزاحة

المعدن الأكثر تفاعلاً سيحل محل معدن أقل تفاعلاً من محلول أيونه (وهو ما يسمى تفاعل الإزاحة). على سبيل المثال، يحل الزنك محل النحاس من محلول كبريتات النحاس(II)، لأن الزنك أكثر تفاعلاً من النحاس:

كن مستعداً لوصف ما ستراه، لأن هذه نقاط منفصلة:

• يزول اللون الأزرق للمحلول - لأن أيونات $\text{Cu}^{2+}$ الزرقاء تُستهلك (كبريتات الزنك عديمة اللون).
• يترسب صلب وردي-بني على سطح الزنك - وهو النحاس المُزال.
• يذوب الزنك الرمادي ويصغر حجمه.
• ترتفع حرارة الخليط - تفاعل الإزاحة طارد للحرارة.

تفاعلات المعادن والأحماض لها قائمة خاصة: الفوران (خروج الهيدروجين) وذوبان الصلب. بالنسبة لأكسيد النحاس(II) أو كربونات النحاس مع الحمض، أضف أن المحلول يصبح أزرق. تجنب كتابة "يتصاعد الهيدروجين" كتجربة رصدية - لأنك لا ترى الغاز بل الفقاعات فقط، لذا اكتب الفوران.

مثال محلل. يوجد كل من الزنك والألمنيوم في صورة أكاسيد. أيهما يمكن استخراجه بالتسخين مع الكربون ولماذا؟ حدد مكان كل معدن بالنسبة لـ الكربون في سلسلة التفاعل. يقع الزنك تحت الكربون، لذا فالكربون هو الأكثر تفاعلاً بين الاثنين ويمكنه سحب الأكسجين منه: يتم اختزال أكسيد الزنك بالتسخين مع الكربون. يقع الألمنيوم فوق الكربون، لذا فالكربون ليس نشطاً بما يكفي لإزاحته، ويجب استخلاص الألمنيوم عن طريق التحليل الكهربائي بدلاً منه - ولهذا السبب يكون استخلاص الألمنيوم أغلى بكثير. الخط في السلسلة الذي يحدد الطريقة هو خط الكربون، وليس بداية القائمة.

الحالة الخاصة للألمنيوم

يبدو الألمنيوم أقل تفاعلاً مما تشير إليه موقعه. والسبب في ذلك أنه مغطى بطبقة رقيقة وقوية من الأكسيد تمنع المواد الأخرى من الوصول إلى المعدن الموجود تحتها.

الصدأ هو تآكل الحديد والفولاذ. هناك شيئان مطلوبة للصدأ: الأكسجين (من الهواء) والماء. الراسب الناتج هو أكسيد الحديد(III) المائي.

منع الصدأ

طرق الحواجز تبقي الأكسجين والماء بعيداً عن الحديد:

• الطلاء، التشحيم (التغطية بالزيت)، والطبقات البلاستيكية.

يعني الجلفنة طلاء الحديد بطبقة من الزنك. وتعمل هذه الطريقة بطريقتين:

• تعمل كحاجز (الزنك يمنع وصول الهواء والماء);
• توفر حماية تضحية. لأن الزنك أكثر تفاعلاً من الحديد، يفقد الزنك الإلكترونات ويتآكل بدلاً من الحديد — حتى لو تم خدش السطح.

يعتمد كيفية استخراج المعدن من معدنه الخام على موقعه في سلسلة التفاعل. يمكن استخلاص المعادن التي تقع تحت الكربون بالتسخين مع الكربون (الذي يزيل الأكسجين). أما المعادن التي تقع فوق الكربون فهي شديدة التفاعل لهذه الطريقة ويجب استخلاصها عن طريق التحليل الكهربائي.

الحديد من الفرن العالي

يتم استخلاص الحديد من معدنه الهيماتيت (أكسيد الحديد(III)) في فرن عالي:

• يحترق الكربون (الكوك) في الهواء الساخن ليعطي ثاني أكسيد الكربون وكثير من الحرارة.
• يتفاعل هذا ثاني أكسيد الكربون مع المزيد من الكربون لتكوين أول أكسيد الكربون.
• يقوم أول أكسيد الكربون بـ اختزال أكسيد الحديد(III) إلى حديد (هذا هو الاختزال).
• الحجر الجيري (كربونات الكالسيوم) يتحلل بالحرارة لتكوين أكسيد الكالسيوم.
• يتفاعل أكسيد الكالسيوم مع الشوائب الرملية لتكوين الخردة (الشلاغ)، والتي يتم إزالتها.

الألمنيوم عن طريق التحليل الكهربائي

يُستخرج الألمنيوم من خامه البوكسيت (المُنقّى إلى أكسيد الألمنيوم) عن طريق التحليل الكهربائي:

• يُذاب أكسيد الألمنيوم في الكريوليت السائل لتخفيض درجة انصهاره وتوفير الطاقة.
• عند الكاثود، تكتسب أيونات الألمنيوم إلكترونات لتكوين فلز الألمنيوم.
• عند الأنود، يتكون الأكسجين. يتفاعل هذا الأكسجين مع أنodes الكربون الساخنة ويحرقها، لذا يجب استبدالها بانتظام.

• احفظ سلسلة النشاط الكيميائي (البوتاسيوم ← الذهب). يحلّ الفلز الأكثر نشاطاً محل الأقل نشاطه من محلول أيونه.
• تُستخرج الفلزات أعلى الكربون بـالتحليل الكهربائي؛ أما تلك التي أسفل الكربون (مثل الحديد) فتستخرج بالتسخين مع الكربون.
• يحتاج الصدأ إلى كلا الماء والأكسجين. تحجب طرق الحواجز (الدهان، الزيت) وصولهما؛ كما يمنح التجليد حماية تضحيةً، لأن الزنك الأكثر نشاطاً يصدأ بدلاً من الحديد.
• السبائك أصلب من الفلزات النقية لأن ذرات ذات أحجام مختلفة تمنع طبقات الأيونات من الانزلاق فوق بعضها البعض.

اختبار وجود الماء

يشير اختباران كيميائيان إلى أن الماء موجود:

• يتحول كلوريد الكوبالت(II) اللامائي من الأزرق إلى الوردي عند إضافة الماء.
• يتحول كبريتات النحاس(II) اللامائية من الأبيض إلى الأزرق عند إضافة الماء.

تُظهر هذه الاختبارات فقط وجود الماء. لإثبات أن الماء نقي، تختبر درجة انصهاره ودرجة غليانه: ينصهر الماء النقي تماماً عند $0\,{}^{\circ}\text{C}$ ويغلي تماماً عند $100\,{}^{\circ}\text{C}$. أي مادة مذابة تغير هذه القيم.

ولهذا السبب يُستخدم الماء المقطر في الكيمياء بدلاً من ماء الصنبور - لأنه يحتوي على كميات أقل بكثير من الشوائب الكيميائية.

ما يوجد في المياه الطبيعية

ماء الأنهار والبحيرات والبحار ليس نقيًا. قد يحتوي على أكسجين مذاب، ومركبات معدنية، وبلاستيك، ومياه صرف صحي، ومجريات حيوية ضارة، ونترات وفوسفات (التي تأتي من الأسمدة والمنظفات).

بعضها مفيد:

• يسمح الأكسجين المذاب لـالحياة المائية (الأسماك والنباتات) بالتنفس;
• تعطي بعض المركبات المعدنية معادن ضرورية.

والبعض الآخر ضار:

• بعض المركبات المعدنية سامة (سامة);
• يضر البلاستيك بالحياة المائية;
• تحمل مياه الصرف الصحي مجريات حيوية تسبب الأمراض;
• تتسبب النترات والفوسفات في نقص الأكسجة (فقدان الأكسجين) في الماء، مما يضر بالحياة المائية.

معالجة مياه الشرب

لجعل الماء آمنًا للشرب، تخضع إمدادات الماء لمعالجة متدرجة:

• تزيل الترسيب والترشيح القطع الصلبة;
• تمريره عبر الكربون يزيل الطعم والرائحة الكريهة;
• التطهير بالكلور (إضافة الكلور) يقتل المجريات الحيوية الضارة.

الأسمدة تُضاف للتربة لمساعدة النباتات على النمو. أملاح الأمونيوم والنترات هي أسمدة شائعة.

تحتوي أسمدة NPK على العناصر الثلاثة التي تحتاجها النباتات أكثر من غيرها: النيتروجين، والفوسفور، والبوتاسيوم.

الهواء النقي الجاف يتكون تقريباً من:

• 78% نيتروجين ($\text{N}_2$)
• 21% أكسجين ($\text{O}_2$)
• الباقي مزيج من الغازات النبيلة وثاني أكسيد الكربون ($\text{CO}_2$).

ملوثات الهواء ومصادرها