تلخيص كيمياء للصف الثاني عشر ف2

تلخيص كيمياء للصف الثاني عشر ف2: نقدم لكم طلبتنا الأعزاء تلخيصاً شاملاً لمادة الكيمياء الصف الثاني عشر علمي، لننوهكم على النقاط الأكثر أهمية في المادة كمفهوم الأملاح وأنواع المحاليل المائية للأملاح فنسهل عليكم حفظها ودراستها ، تم وضع الملف ( المخلص ) من قبل معلم متخصص بتدريس المادة. ملخص كيمياء الصف الثاني عشر علمي ف2: بإمكانكم تحميل هذا الملف على شكل بي دي أف جاهز للتشغيل على أي جهاز لوحي أو الكتروني أو كمبيوتر كما يمكنكم تصفح الملف فقط من خلال هذه الصفحة من الموقع مباشرة.

الأملاح من منهج الكيماء ثاني عشر علمي:

يتكون الملح من تفاعل الأحماض مع القواعد غالباً و ىنا ندرس المحاليل المائية التي تنتج عن إذابة الأملاح في الماء، وأنت تعلم جيداً أن الماء النقي لا يحتوي على أملاح ذائبة , أما المياه التي نشربها فهي عبارة عن محلول مائي لمجموعة أملاح.

خواص الماء القابلة للقياس لتحديد كيميائية الماء: 1 .الأس الييدروجيني . 2 .درجة عسر الماء . 3 .درجة ملوحة الماء . 

ويمكن تحديد ما إذا كان المضاف إلى الماء ملحاً حمضياً أم قاعدياً من خلال قياس  PH , و هذا قد يكون مضر أو قاتل أحياناً للحياة المائية والبشرية مما يتطلب المحافظة على قيمة الأس الهيدروجيني. مثال: تغير الأس الهيدروجيني في مزارع السمك يؤدي إلى تأثر الأسماك الصغيرة فتموت مما يؤدي إلى تناقصها مع الوقت .    و السؤال: 

هل تذوب جميع الأملاح في الماء و ماذا يحدث لتركيز الملح أثناء تفاعله مع الماء أو ذوبانه في الماء؟

هل يمكن المحافظة على ثبات الأس الهيدروجيني للمحلول المائي ؟ 

ما هي خواص هذا المحلول ؟ 

ظروف الذوبان والترسيب في محلول مشبع: الحاصل الأيوني ( Q) : هو حاصل ضرب تركيز الأيونات الموجودة في المحلول ( سواء كان غير مشبع – مشبع – فوق مشبع ) كل مرفوع إلى أس يساوي عدد مولاته في الصيغة. و يمكن توقع حدوث راسب أو حدوث ذوبان على الشكل التالي :

 1 -إذا كان Q = KSP محلول مشبع ( حالة إتزان) 

2 -إذا كان Q

3 -إذا كان Q > KSP يحدث راسب ( محلول فوق مشبع ) 

إذابة الكتروليت شحيح الذوبان ((الفكرة العامة)) : في إذابة هذا الملح في محلوله المشبع هي جعل KSP > Q و ذلك بتقليل تركيز أحد الأيونات و ذلك بإضافة مادة تعمل على ذلك , مما يؤدي إلى خلل في الإتزان و حسب مبدأ لوشاتلييه يذوب الملح لإعادة الإتزان. مما يزيد من ذوبانية المادة فتزداد كمية المذاب في المحلول. 

1 -تكوين الكتروليت ضعيف ( تقليل تركيز الأنيون ): عند إضافة حمض قوي ( HCl , HNO3 ) لمحاليل المواد شحيحة الذوبان في الماء يتكون الكتروليت ضعيف ( ماء أو الحمض الضعيف )ىفيقل تركيز الأنيون فيحدث خلل في الإتزان فيصبح Q

علل لما يلي : 

1-يذوب هيدروكسيد المنجنيز في محلوله المشبع المتزن عند إضافة حمض هيدروكلوريك إليه.

………………………………………………………………………………………………………………..

2-يذوب كربونات الكالسيوم CaCO3 شحيح الذوبان في الماء في محلوله المشبع عند إضافة حمض النيتريك المخفف إليه. ……………………………………………………………………………………………………………….. 

3-يذوب فوسفات الباريوم الشحيح الذوبان في الماء في محلوله المشبع عند إضافة حمض هيدروكلوريك إليه. ……………………………………………………………………………………………………………….. 

4-يذوب كبريتيد النحاس الشحيح الذوبان في الماء في محلوله المشبع عند إضافة حمض النيتريك المركز و الساخن إليه . ……………………………………………………………………………………………………………….. 

الدرس (2-1) معايرة الأحماض والقواعد من تلخيص الكيماء فصل ثاني:

معرفة تركيز الحمض أو القاعدة في المواد المستخدمة في حياتنا اليومية أمر هام جداً ومعرفة ذلك يتم بعملية المعايرة. المعايرة: عملية تستخدم لتقدير تركيز مادة معينة في محلول ما بواسطة محلول آخر معلوم التركيز. 

المحلول القياسي: هو محلول معلوم التركيز بدقة. مثال1:محلول حمض هىيدروكلوريك تركيزه  0.1M بالضبط يسمى محلولاً …………… ِ 

مثال2 :هل فكرت يوماً في سبب موت الأسماك في البحيرة ؟!  بسبب ازدياد حمضية المحيط مما أثر سلبياً على الحياة البحرية – ٘هل فكرت في سبب الارتجاع المعدي المريئي ؟ أيضاً  بسبب إزدياد الحمضية. – هل فكرت في سبب وجود قشرة في الرأس زائدة ؟ بسبب ازدياد قاعدية الشامبو. 

من هذه الامثلة السابقة: نستنتج أن الأمر ليس معرفة PH فقط للوسط بل أحياناً يتطلب معرفة كمية الحمض في الماء أو كمية القاعدة الموجودة في عينة من المادة. 

تذكر الأن : 1 -التركيز المولي هو عدد مولات المذاب في لتر واحد من المحلول و يقاس بـ ( Mol L ) .

تفاعل التعادل بين حمض قوي ( أحادي البروتون) وقاعدة قوية ( أحادية الهيدروكسيد ) 

ما هو تفاعل التعادل بين الحمض القوي والقاعدة القوية؟ التفاعل الذي يحدث بين كميات متساوية من الحمض و القاعدة ( حمض أحادي البروتون و القاعدة أحادية الهيدروكسيد ) بحيث تتفاعل كاتيونات الييدرونيوم الناتجة من المحلول الحمضي مع أنيونات الهيدروكسيد الناتجة من المحلول القاعدي. تفاعل التعادل: هو تفاعل كاتيون الهيدرونيوم ( كاتيون الهيدروجين ) من الحمض مع أنيون الهيدروكسيد من القاعدة لتكوين الماء. 

يتميز التفاعل بين الأحماض والقواعد: 1 -التفاعل الطارد لمحرارة. 2 -يكون التفاعل تام عند مزج كميات متكافئة من الحمض أو القاعدة بحيث تستهلك كاتيونات الهيدرونيوم و أنيونات الييدروكسيد كلياً. 3 – يكون : 

1 – 7 = PH ← تعادل حمض قوي مع قاعدة قوية. 2 – 7 PH ← تعادل حمض قوي مع قاعدة ضعيفة. 

المعايرة: هي عملية كيميائية مخبرية يتم من خلالها معرفة حجم المحلول القياسي ( حمض أو قاعدة ) اللازم ليتفاعل مع المادة ( حمض أو قاعدة ) التي يراد معرفة تركيزها. 

معايرة قاعدة قوية بواسطة حمض قوي باستخدام أدلة التعادل للصف الثاني عشر علمي:

تذكر أن:  أدلة التعادل: هي أحماض أو قواعد عضوية ضعيفة يتغير لونو في مدى محدود من قيم PH.

نقطة التكافؤ: هي النقطة التي يتساوى فيها عدد مولات كاتيونات هيدرونيوم الحمض بعدد مولات أنيونات هيدروكسيد القاعدة.

ماهي دلائل الوصول على نقطة التكافؤ ( غالباً ما يكون تفاعل المعايرة مصحوباً بتغير ما يمكن الاستدلال عليه)؟ 1 -حدوث تغير في اللون قليل الحدوث في الأحماض و قواعد الشائعة . 2 -إضافة مادة ثالثة تعرف بدليل التعادل يشترط تغير لون الدليل عند نهاية التفاعل بين محلول المادة المراد معرفة تركيزها و المحلول القياسي. 

مثال: معايرة 20ml  من محلول هيدروكسيد الصوديوم مجهول التركيز بمحلول قياسي من حمض الهيدروكلوريك تركيزه 0.1M .

الخطوات: 1 .تملأ السحاحة بحمض الهيدروكلوريك القياسي باستخدام قمع زجاجي و نضبط سطح المحلول عند صفر التدريج. 

2 .نضع 20ml من هيدروكسيد الصوديوم مجهول التركيز بواسطة ماصة في الدورق المخروطي. 

3 .نضيف إليه قطرتين من دليل الميثيل البرتقالي إلى المحلول في الدورق المخروطي فيعطي لون أصفر(محلول قلوي) لون الحالة القاعدية. 

4 .نفتح السحاحة و نبدأ بإنزال الحمض على محلول القاعدة بالتدريج و نرج باستمرار حتى بداية تغير اللون إلى الأحمر. 

5. نسجل حجم حمض هيدروكلوريك المضاف من السحاحة.

6 .نكرر الخطوات السابقة ثلاث مرات و في كل مرة نسجل قراءة الحجم ثم نأخذ المتوسط الحسابي للقراءات الثالث. 

اختيار دليل مناسب لعملية المعايرة

فما هو الدليل المناسب: هو الدليل الذي يجب أن يتغير لونه عند حدوث التغير المفاجئ في قيمة الأس الهيدروجيني PH للمحلول حول نقطة التكافؤ.

أو الدليل الذي يتفق مداه و المدى الذي يحث عنده التغير المفاجئ في قيمة الأس الهيدروجيني PH للمحلول حول نقطة التكافؤ.

الدليل: الميثيل البرتقالي -الميثيل الأحمر مداه أقل من 7 الأوساط التي تصلح لها : حمض قوي+ قاعدة ضعيفة PH لنقطة التكافؤ أقل من 7.

الدليل: الفينولفثالين – الثايمول الأزرق -أزرق البروموثيمول  مداه أكبر من 7 الأوساط التي تصلح لها : حمض ضعيف+ قاعدة قوية PH لنقطة التكافؤ أكبر من 7.