ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم التاني الأكسجين والكبريت ومركباتهما

أهداف التعلم

1. تمييز الخواص الفيزيائية والكيميائية للأكسجين (O₂) والأوزون (O₃).
2. شرح مفهوم التآصل (Allotropy) وأثره على سلوك المادة.
3. معرفة طرق تحضير الأكسجين والأوزون في المختبر مع توضيح دور العامل الحفار.
4. تعريف مركبات الكبريت (H₂S, SO₂, SO₃, H₂SO₄) وبيان طرق تحضيرها واستخداماتها.
5. توضيح مفهوم العامل المؤكسد والعامل المختزل وعلاقتهما بتفاعلات الأكسدة‑الاختزال.
6. ربط تركيبة الجزيء (عدد الذرات وترتيبها) بالخواص العملية (الذوبان، اللون، القدرة على التفاعل).

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

1. تحلل فوق أكسيد الهيدروجين (تحضير O₂)

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

نوع التفاعل: تحلل (تحلل غير متجانس)
الشروط: وجود عامل حفار MnO₂، حرارة الغرفة، لا حاجة للضغط العالي.
الملاحظة: يتكون غاز O₂ يُجمع فوق الماء (إزاحة الماء).

2. تكوين الأوزون (O₃) من الأكسجين

3O₂ → 2O₃

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال (تآصل)
الشروط: تفريغ كهربائي صامت أو تعريض O₂ لأشعة فوق بنفسجية، درجة حرارة منخفضة.
الملاحظة: ينتج غاز أزرق باهت، رائحة مميزة، عامل مؤكسد قوي.

3. تفاعل FeS مع حمض الكبريتيك المخفف (تحضير H₂S)

FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S

نوع التفاعل: إحلال (تفاعل حمض‑قواعد)
الشروط: حمض مخفف، حرارة الغرفة.
الملاحظة: انبعاث رائحة كريهة للـ H₂S، غاز مختزل.

4. تفاعل FeS مع حمض الهيدروكلوريك (تحضير H₂S)

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

نوع التفاعل: إحلال (حمض‑قواعد)
الشروط: حمض HCl مخفف، حرارة الغرفة.
الملاحظة: نفس ملاحظة الغاز H₂S.

5. احتراق الكبريت لتكوين SO₂

S + O₂ → SO₂

نوع التفاعل: احتراق (أكسدة)
الشروط: حرارة عالية، وجود هواء.
الملاحظة: غاز لونه أبيض، رائحة حادة، عامل مختزل.

6. أكسدة SO₂ إلى SO₃ (عملية الاتصال)

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال (تحويل)
الشروط: وجود عامل حفار V₂O₅، ضغط مرتفع (≈ 1‑2 atm)، حرارة 400‑450 °C.
الملاحظة: ينتج غاز SO₃، لون لا ملحوظ، يتحول سريعًا إلى حمض.

7. امتصاص SO₃ في H₂SO₄ المركز لتكوين حمض الكبريتيك

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

نوع التفاعل: تكوين (تفاعل امتصاص)
الشروط: وجود H₂SO₄ المركز (كمادة امتصاص).
الملاحظة: حرارة تفاعل عالية، ينتج حمض سائل شفاف.

8. تفاعل H₂SO₄ المركز مع كلوريد الصوديوم (تحرير حمض متطاير)

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

نوع التفاعل: إحلال (حمض‑ملح)
الشروط: حمض مركز، حرارة الغرفة أو تسخين خفيف.
الملاحظة: يتصاعد بخار HCl (حمض متطاير).

9. تفاعل H₂SO₄ المركز مع مادة متطايرة (مثال CO)

CO + H₂SO₄ → CO₂ + SO₂ + H₂O

نوع التفاعل: أكسدة (عامل مؤكسد قوي)
الشروط: حرارة مرتفعة، حمض مركز.
الملاحظة: ينتج غاز CO₂ وSO₂، يوضح قدرة الحمض على الأكسدة.

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

الأكسجين (O₂)

• اللون والرائحة: عديم اللون والرائحة.
• الذوبان في الماء: ضعيف (قليل الذوبان).
• التجميع: يُجمع فوق الماء بسبب إزاحة الماء إلى الأسفل.
• الدور في الاحتراق: عامل مؤكسد أساسي يتيح احتراق المواد.

الأوزون (O₃)

• اللون والرائحة: غاز أزرق باهت، رائحة مميزة.
• قوة الأكسدة: عامل مؤكسد أقوى بكثير من O₂.
• الاستخدامات: تطهير مياه الشرب، تبييض الأقمشة.
• التحضير: تفريغ كهربائي صامت أو أشعة فوق بنفسجية.

الكبريت ومركباته

تأثير التركيب الجزيئي

• التآصل يفسّر اختلاف اللون (O₂ عديم اللون، O₃ أزرق) وقوة الأكسدة.
• التركيز في حمض الكبريتيك يغيّر سلوكه: المركز نازل ماء (مادة ماصة) ومؤكسد قوي؛ المخفف يعمل كحمض قوي فقط.

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

1. الأكسجين

   • دعم الحياة (التنفس).
   • دعم عمليات الاحتراق في الصناعات (الحدادة، توليد الطاقة).
   • يستخدم في عمليات التقطير والاختزال في المختبر.

2. الأوزون

   • تطهير مياه الشرب (مضاد للبكتيريا والفيروسات).
   • تبييض الأقمشة والمواد الغذائية.

3. هيدروجين الكبريتيد

   • يستخدم كمختزل في تفاعلات كيميائية مختبرية.
   • يُستَخدم في صناعات الكيماويات لإنتاج مركبات الكبريت العضوية.

4. ثاني أكسيد الكبريت

   • مادة حافظة في الصناعات الغذائية.
   • مادة أولية في تصنيع حمض الكبريتيك (عملية الاتصال).

5. حمض الكبريتيك

   • مركز: يستخدم في بطاريات السيارات، تصنيع الأسمدة (نترات الأمونيوم)، تجفيف المواد (نزع ماء).
   • مخفف: يستخدم كحمض قوي في التحليل الكيميائي وتعديل الـ pH.

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1

المعطى: يُحَلل 10 g من فوق أكسيد الهيدروجين (H₂O₂) باستخدام MnO₂ كعامل حفار. احسب حجم الغاز O₂ المتولد عند 25 °C وضغط 1 atm.

الحل:

1. الكتلة المولية لـ H₂O₂ = 34 g mol⁻¹.
2. عدد المولات = 10 g ÷ 34 g mol⁻¹ = 0.294 mol.
3. وفق المعادلة 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂، كل 2 مول من H₂O₂ تعطي مولًا واحدًا من O₂. إذن عدد مولات O₂ = 0.294 mol ÷ 2 = 0.147 mol.
4. قانون الغاز المثالي (PV = nRT).
   • P = 1 atm، V = ؟، n = 0.147 mol، R = 0.0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹، T = 25 °C = 298 K.
   • V = nRT ÷ P = 0.147 × 0.0821 × 298 ÷ 1 ≈ 3.6 L.

النتيجة: ينتج حوالي 3.6 L من O₂.

مسألة 2

المعطى: في عملية الاتصال، يُمرّر 5 mol من SO₂ مع 2.5 mol من O₂ عبر مفاعل يحتوي على V₂O₅ كعامل حفار عند 450 °C. احسب عدد مولات SO₃ المتكونة.

الحل:
المعادلة: 2SO₂ + O₂ → 2SO₃.
النسبة المتطلبة هي 2 mol SO₂ لكل 1 mol O₂ لتكوين 2 mol SO₃.

• لدينا 5 mol SO₂ → يحتاج إلى 2.5 mol O₂ (متوفر تمامًا).
• إذن كل 2 mol SO₂ ينتج 2 mol SO₃، لذا 5 mol SO₂ ينتج 5 mol SO₃.

النتيجة: يتكون 5 mol من SO₃.

---

تنبيهات الامتحان (أخطاء شائعة)

1. خلط خصائص O₂ و O₃ – لا يُفترض أن لهما نفس اللون أو قوة الأكسدة؛ الأوزون أقوى وأزرق.
2. اعتبار جميع أحماض الكبريتية مؤكسدة – فقط الحمض المركز يُظهر سلوك مؤكسد قوي عند التسخين.
3. إغفال دور العامل الحفار – في تحلل H₂O₂ و في عملية الاتصال، العامل الحفار لا يُستهلك لكنه ضروري لتسريع التفاعل.
4. نسيان تأثير التركيز – سلوك H₂SO₄ يختلف جذريًا بين المركز والمخفف (نزع ماء vs. حمض قوي).

---

قائمة المراجعة (Checklist)

• [ ] معرفة تعريف التآصل وأمثلة (O₂ / O₃).
• [ ] حفظ معادلة تحلل H₂O₂ مع العامل الحفار.
• [ ] تمييز خصائص O₂ (لون، رائحة، ذوبان) و O₃ (لون، رائحة، قوة أكسدة).
• [ ] شرح طريقة تحضير O₃ (تفريغ كهربائي أو UV).
• [ ] حفظ معادلة تفاعل FeS مع H₂SO₄ المخفف لتكوين H₂S.
• [ ] حفظ معادلة احتراق S لتكوين SO₂.
• [ ] حفظ معادلة أكسدة SO₂ إلى SO₃ مع V₂O₅.
• [ ] حفظ معادلة امتصاص SO₃ في H₂SO₄ لتكوين الحمض.
• [ ] معرفة خصائص H₂SO₄ المركز (غير متطاير، ماص للرطوبة، نزع ماء، مؤكسد عند التسخين).
• [ ] معرفة خصائص H₂SO₄ المخفف (حمض قوي فقط).
• [ ] ربط التركيب الجزيئي (عدد الذرات) بالخواص العملية (مثال: O₃ أقوى).
• [ ] القدرة على حساب حجم الغاز باستخدام قانون الغاز المثالي.
• [ ] القدرة على حساب عدد مولات المنتج في عملية الاتصال.
• [ ] تذكر دور العامل الحفار في كل تفاعل (MnO₂، V₂O₅).
• [ ] تجنب الأخطاء الشائعة المذكورة في تنبيهات الامتحان.

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
3O₂ → 2O₃
FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
S + O₂ → SO₂
2SO₂ + O₂ → 2SO₃
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl
CO + H₂SO₄ → CO₂ + SO₂ + H₂O

بالتوفيق في امتحاناتك!