الملخص الشامل لرخصة المعلمين – كيمياء 1448

4. لموازنة المعادلة تتساوى أعداد ذرات كل عنصر على الطرفين بتغيير المعاملات فقط، دون تغيير الأرقام السفلية داخل الصيغ.
5. أنواع التفاعلات الرئيسة: اتحاد، وتفكك، وإحلال بسيط، وإحلال مزدوج (ومنه التعادل والترسيب)، واحتراق.
6. المادة المحدِّدة للتفاعل هي التي تنفد أولًا وتحدد كمية الناتج؛ النسبة المئوية للمردود = (الناتج الفعلي ÷ الناتج النظري) × 100.
7. قانون بويل: P₁V₁ = P₂V₂ عند ثبات T وn. قانون شارل: V₁/T₁ = V₂/T₂ عند ثبات P وn. قانون جاي-لوساك: P₁/T₁ = P₂/T₂ عند ثبات V وn (T بالكلفن).
8. معادلة الغاز المثالي PV = nRT، وحجم مول واحد من الغاز المثالي في الظروف المعيارية (0°C و1 atm) يساوي 22.4 L.
9. قانون دالتون: الضغط الكلي = مجموع الضغوط الجزئية، والضغط الجزئي = الكسر المولي × الضغط الكلي. قانون غراهام: معدل الانتشار يتناسب عكسيًا مع الجذر التربيعي للكتلة المولية.
10. المولارية \(M = \dfrac{n}{V}\) (V باللتر)، والمولالية \(m = \dfrac{n_{solute}}{kg_{solvent}}\)، والكسر المولي لمكوّن = مولاته ÷ مجموع مولات المحلول.
11. عند التخفيف تبقى مولات المذاب ثابتة: M₁V₁ = M₂V₂. لتخفيف محلول من 10 M إلى 0.2 M يلزم عامل تخفيف 50.
12. الذائبية: تزداد ذائبية الغاز بزيادة الضغط (قانون هنري) وتقل بارتفاع الحرارة؛ ومعظم المواد الصلبة تزداد ذائبيتها بالحرارة؛ والمثل يذيب المثل (القطبي يذيب القطبي).
13. الخواص الجامعة: ΔT_f = i·K_f·m وΔT_b = i·K_b·m والضغط الأسموزي π = i·M·R·T؛ وللماء K_f = 1.86 °C·kg/mol وK_b = 0.512 °C·kg/mol.
14. الحمض عند أرهينيوس يعطي H⁺ في الماء والقاعدة تعطي OH⁻؛ وعند برونستد-لوري الحمض مانح للبروتون والقاعدة مستقبِلة له؛ وعند لويس الحمض مستقبِل لزوج إلكترونات والقاعدة مانحة له.
15. pH = −log[H⁺] وpOH = −log[OH⁻] وpH + pOH = 14 عند 25°C؛ والحمض القوي ينفصل كليًا، فمحلول HCl تركيزه 1.0 × 10⁻⁵ M له pH = 5. الحموض القوية: HCl وHBr وHI وHNO₃ وHClO₄ والانفصال الأول من H₂SO₄.
16. عند نقطة التعادل: \(M_a V_a \times n_b = M_b V_b \times n_a\)، حيث n عدد البروتونات أو الهيدروكسيدات لكل وحدة صيغة. قيمة pH عند نقطة التعادل: 7 (قوي مع قوي)، أكبر من 7 (حمض ضعيف مع قاعدة قوية)، أقل من 7 (قاعدة ضعيفة مع حمض قوي).
17. المحلول المنظم يتكوّن من حمض ضعيف وقاعدته المرافقة (أو العكس) ويقاوم تغير pH عند إضافة قدر قليل من حمض أو قاعدة؛ pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).

أخطاء شائعة في هذا الفصل

• ✕ الخلط بين المولارية (مول لكل لتر محلول) والمولالية (مول لكل كيلوغرام مذيب). المولالية لا تتغير بتغير درجة الحرارة، والمولارية تتغير.
• ✕ نسيان تحويل الحرارة إلى كلفن (K = °C + 273) أو الحجم إلى لتر عند استخدام PV = nRT وقيمة R = 0.0821.
• ✕ حساب الناتج من كمية المادة المتفاعلة الزائدة بدل المادة المحدِّدة للتفاعل، أو استعمال الكتل مباشرة دون تحويلها إلى مولات.
• ✕ في الخواص الجامعة يُنسى معامل فانت هوف i للإلكتروليتات: محلول NaCl تركيزه 1 m يعطي جسيمات تقارب ضعف محلول سكر بالتركيز نفسه، فيكون انخفاض التجمد أكبر.
• ✕ عند معايرة حمض ثنائي البروتون مثل H₂SO₄ يُنسى أنه يعطي مولين من H⁺ لكل مول حمض، فيخرج التركيز الناتج نصف الصحيح أو ضعفه.
• ✕ الاعتقاد أن نقطة التعادل تعني دائمًا pH = 7. هذا صحيح لحمض قوي مع قاعدة قوية فقط؛ مع حمض ضعيف تكون pH أكبر من 7، ومع قاعدة ضعيفة تكون أقل من 7.
• ✕ الخلط بين الحمض القوي والحمض المركّز: القوة تعني الانفصال الكامل إلى أيونات، والتركيز يعني كمية المذاب في المحلول. حمض الإيثانويك الضعيف قد يكون مركّزًا.
• ✕ الظن أن الغاز الحقيقي يسلك سلوك المثالي دائمًا. الانحراف يزداد عند الضغط المرتفع ودرجة الحرارة المنخفضة، لأن حجم الجزيئات والقوى بينها لا يمكن إهمالهما.