كتيب ربيع الكيمياء لتلخيص دروس الوحدة الاولى لمادة الكيمياء للصف الثاني عشر الفصل الدراسي الاول المنهج العماني

نقدم لكم كتيب ربيع الكيمياء لتلخيص دروس الوحدة الاولى لمادة الكيمياء للصف الثاني عشر الفصل الدراسي الاول المنهج العماني

يمكنكم تنزيل الكتيب من خلال الرابط التالي

رابط تنزيل كتيب ربيع الكيمياء لتلخيص دروس الوحدة الاولى لمادة الكيمياء للصف الثاني عشر الفصل الدراسي الاول المنهج العماني

الرقم الهيدروجيني (pH) ومفاهيم الأحماض والقواعد الأساسية

تبدأ رحلتنا في الوحدة الأولى بتعريف الرقم الهيدروجيني (pH) كمقياس أساسي لتصنيف المحاليل إلى حمضية أو قاعدية أو متعادلة. فالمحاليل الحمضية تتميز بقيم pH أقل من 7، والقاعدية بقيم أكبر من 7، بينما المحاليل المتعادلة لها pH يساوي 7. هذا المقياس الحيوي يمثل نقطة الانطلاق لفهم السلوك الكيميائي للمواد في المحاليل المائية.

نظرية أرهينيوس: أول تفسير كيميائي

ننتقل بعدها إلى نظرية أرهينيوس، التي قدمت أول تفسير علمي لسلوك الأحماض والقواعد. فالحمض، حسب أرهينيوس، هو المادة التي تتفكك في الماء لإنتاج أيونات الهيدروجين (H⁺)، بينما القاعدة هي المادة التي تنتج أيونات الهيدروكسيد (OH⁻). تميز هذه النظرية بين الإلكتروليتات القوية (تأين تام) والإلكتروليتات الضعيفة (تأين جزئي)، وتشرح كيفية تفكك الأحماض أحادية وثنائية وثلاثية البروتون.

نظرية برونستد-لوري: منظور أوسع

تأخذنا نظرية برونستد-لوري إلى مستوى أعمق وأكثر شمولية في فهم الأحماض والقواعد. هنا، يُعرف الحمض بأنه مانح للبروتون (H⁺)، والقاعدة بأنها مستقبل له. من هذا المنطلق، ينشأ مفهوما الحمض المرافق والقاعدة المرافقة، حيث يتكون الحمض المرافق بعد استقبال القاعدة لبروتون، والقاعدة المرافقة بعد منح الحمض بروتونًا، ليشكلان معًا “الزوج المترافق”. وتُسلط الضوء على الماء كمادة متذبذبة، قادرة على التصرف كحمض أو كقاعدة.

قوة الأحماض والقواعد: التأين ودوره

يتوقف مدى قوة الحمض أو القاعدة على درجة تأينهما في المحلول المائي. الأحماض والقواعد القوية تتميز بتأينها التام، مما يعني تفككها الكلي في الماء وإنتاج تركيزات عالية من أيونات الهيدرونيوم أو الهيدروكسيد. في المقابل، الأحماض والقواعد الضعيفة تتأين جزئيًا، مما يؤدي إلى تفاعلات عكسية وتركيزات أيونية منخفضة. هذا التمييز ضروري لتحديد خصائص المحاليل.

ثابت تأين الماء (Kw): أساس التوازن المائي

نتوقف عند ثابت تأين الماء (Kw)، وهو ثابت الاتزان الخاص بتأين الماء النقي. هذه القيمة، التي تعكس حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد، تُعد أساسية لحساب هذه التراكيز في أي محلول مائي، سواء كان حمضيًا أو قاعديًا أو متعادلًا. من خلال Kw، يمكننا فهم العلاقة المتداخلة بين حمضية وقاعدية المحاليل.

حسابات الرقم الهيدروجيني (pH): تطبيقات عملية

تُقدم الوحدة طرقًا عملية لحساب الرقم الهيدروجيني (pH) للمحاليل، وخاصة للأحماض والقواعد القوية. تُظهر الأمثلة أن تركيز الحمض القوي أو القاعدة القوية يحدد بشكل مباشر تركيز أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيد، وبالتالي قيمة pH. كلما كان تركيز [H⁺] أكبر، كانت قيمة pH أقل والمحلول أكثر حمضية، والعكس صحيح.

الكواشف: أدوات تحديد pH البصرية

تُعرف الكواشف على أنها أحماض ضعيفة أو قواعد ضعيفة تتميز بقدرتها على تغيير لونها ضمن مدى معين من قيم pH. هذا التغيير اللوني يجعلها أدوات بصرية لا غنى عنها لتحديد نقطة النهاية في تفاعلات المعايرة ولتقدير قيمة pH للمحاليل بسرعة وسهولة. فهم آلية عملها وكيفية اختيار الكاشف المناسب أمر حيوي.

المحاليل المنظمة: الثبات الكيميائي

تختتم الوحدة بمفهوم المحاليل المنظمة، وهي حلول فريدة تقاوم التغير المفاجئ في قيمة pH عند إضافة كميات قليلة من حمض قوي أو قاعدة قوية. تتكون هذه المحاليل عادة من حمض ضعيف وملحه، أو قاعدة ضعيفة وملحها. آلية عملها، التي تتضمن إزاحة الاتزان وفق مبدأ لوشاتيليه، تجعلها ضرورية في العديد من الأنظمة البيولوجية والصناعية التي تتطلب الحفاظ على pH ثابت.