معجم الكيمياء

E=hf=6.63\times10-34\times5\times1014\approx3.3\times10-19\,J.

pH=-(1.0\times10-3)=3 (حمضي).

pOH=14-pH=14-2.5=11.5.

مركب صيغته R-COO-R'؛ يُحضَّر بالأسترة: R-COOH + R'OH R-COOR' + H2O.

حمض كربوكسيلي + كحول ⇌ إستر + ماء.

أفلاك جديدة تنتج من تهجين أفلاك ذرية، وتكون متماثلة في الشكل والطاقة والحجم ومختلفة في الاتجاه.

مركب مشتق من النشادر NH3 باستبدال ذرة هيدروجين أو أكثر بمجموعة ألكيل؛ ويُصنَّف أولياً أو ثانوياً أو ثالثياً حسب عدد مجموعات الألكيل المرتبطة بالنيتروجين.

الإنتروبي Δ S مقياس عشوائية النظام؛ يزداد بالتحول من صلب إلى سائل إلى غاز، وبزيادة عدد مولات الغاز الناتجة، وبرفع درجة الحرارة.

قطب التأكسد (−)؛ يفقد الكتلة غالباً.

عملية تفاعل الحمض أو القاعدة مع الماء للوصول إلى حالة اتزان، حيث تبقى معظم الجزيئات غير متأينة.

استخدام كهرباء لإحداث redox غير تلقائي.

تحليل يعتمد على تفاعلات الأقطاب ونواتجها.

حمض + قاعدة ← ملح + ماء؛ جوهره H^++OH^-→ H2O.

مزج مدارات لتكوين مدارات هجينة: sp3,sp2,sp.

التهجين مزج مدارات ذرية مختلفة قليلاً في الطاقة لتكوين مدارات هجينة متساوية الطاقة والشكل؛ ويحدث لتوزّع المدارات في الفراغ بأقل تنافر ولتكوين روابط متكافئة.

مادة طعمها لاذع تحمّر عباد الشمس وتحرّر هيدروجيناً مع الفلزات.

مركب عضوي يحوي مجموعة الكربوكسيل -COOH (كربونيل + هيدروكسيل على الكربون نفسه).

حمض وقاعدة يختلفان ببروتون واحد؛ عند فقد الحمض بروتوناً تنتج قاعدته المرافقة. مثال: HCl (حمض) وCl^- (قاعدته المرافقة).

بصمة العنصر؛ ينتج عن انتقالات إلكترونية بين مستويات مكمّاة.

علاقة عكسية: كلما كان الحمض أقوى كانت قاعدته المرافقة أضعف؛ لأن الحمض القوي يتخلى عن بروتونه بسهولة فلا تميل قاعدته لاستعادته.

شحنة النواة الفعّالة (كلما زادت قلّ الحجم)، وعدد المستويات الإلكترونية (كلما زاد زاد الحجم)، وأثر الحجب من الإلكترونات الداخلية (يزيد الحجم).

تركيز المتفاعلات، درجة الحرارة، مساحة سطح المادة الصلبة، وجود عامل مساعد، وطبيعة المتفاعلات.

مادة طعمها قابض ملمسها صابوني تزرّق عباد الشمس.

جسر أيوني يوازن الشحنة بين نصفي الخلية.

قطب الاختزال (+)؛ يكتسب الكتلة غالباً.

مركب عضوي يحوي مجموعة هيدروكسيل -OH مرتبطة بكربون مشبع؛ يُصنَّف أولياً/ثانوياً/ثالثياً حسب عدد ذرات الكربون المرتبطة بالكربون الحامل لـOH.

حموض أو قواعد عضوية ضعيفة يتغير لونها حسب الرقم الهيدروجيني للمحلول نتيجة اختلاف لون حالتها الجزيئية عن حالتها المتأينة.

المحاليل التي تقاوم التغير الكبير في الرقم الهيدروجيني عند إضافة كميات قليلة من الحمض القوي أو القاعدة القوية إليها.

قطب متصل بالموجب؛ يحدث عنده التأكسد.

الإضافة التدريجية لمحلول قاعدة إلى محلول حمضي أو العكس، بهدف تحديد تركيز أحدهما بمعلومية الآخر.

تفاعل أحد أيوني الملح (أو كليهما) مع الماء منتجاً أيونات H^+ أو OH^-، مما يجعل المحلول حمضياً أو قاعدياً بدل أن يكون متعادلاً.

أبطأ خطوة في ميكانيكية التفاعل؛ وهي التي تحدّد سرعة التفاعل الكلية ويُبنى عليها قانون السرعة.

أن للضوء خواص موجية (الحيود والتداخل) وخواص جسيمية (فوتونات تفسّر الظاهرة الكهرضوئية)؛ فيسلك موجةً أو جسيماً حسب التجربة.

صافي قوة جذب النواة لإلكترون التكافؤ بعد طرح أثر حجب الإلكترونات الداخلية له؛ وتزداد عبر الدورة فتقلّ معها أحجام الذرات وتزداد طاقة تأيّنها.

قطب متصل بالقطب السالب للمصدر؛ يحدث عنده الاختزال.

تدخل في تركيب الأحماض الأمينية والبروتينات، وكثير من الأدوية والنواقل العصبية والأصباغ.

Δ G=-90-(300)(0.10)=-90-30=-120\,kJ؛ سالب فالتفاعل تلقائي.

عند درجات الحرارة المرتفعة، حيث يكبر حد TΔ S فيتغلب على Δ H ويصبح Δ G سالباً.

تتضاعف السرعة عند مضاعفة [A] (رتبة أولى)، ولا تتغيّر عند مضاعفة [B] (رتبة صفرية).

مقياس كمي لقدرة الحمض الضعيف على التأين في الماء، ويرمز له بالرمز Ka.

مقياس كمي لقدرة القاعدة الضعيفة على التأين في الماء، ويرمز له بالرمز Kb.

جهد نصف خلية الاختزال عند ظروف معيارية؛ جدول الكتاب.

HCl حمض (مانح بروتون) وقاعدته المرافقة Cl^-؛ H2O قاعدة (مستقبلة) وحمضها المرافق H3O^+.

الإيثين sp2 (مستوٍ مثلث، 120^)، والإيثاين sp (خطّي، 180^).

sp3، شكل رباعي الأوجه، زاوية الرابطة 109.5^.

نسبة الجزيئات المتأينة إلى العدد الكلي للجزيئات المذابة في المحلول.

عامل مساعد يسرّع التفاعل، ونازع للماء يزيح الاتزان نحو تكوين الإستر فيزيد المردود.

تكرار التوزيع الإلكتروني لمستوى التكافؤ بشكل دوري؛ فالعناصر ذات التوزيع الخارجي المتشابه لها خواص متشابهة.

R-CH2OH [O] R-CHO [O] R-COOH.

أمفوتيري (متذبذب): يسلك حمضاً (يمنح بروتوناً مكوّناً OH^-) أو قاعدة (يستقبل بروتوناً مكوّناً H3O^+) حسب الوسط.

أمين ثانوي، لأن ذرة النيتروجين مرتبطة بمجموعتي ألكيل وذرة هيدروجين واحدة.

متعادل (pH=7)، لأن أيونيه لا يتحللان مائياً؛ مثاله NaCl.

E3=(-13.6)/(32)=(-13.6)/(9)≈-1.51\,eV.

En=-13.6/n2\,eV لمستويات ذرة الهيدروجين.

هي الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون من n=1 إلى n=: E=0-(-13.6)=13.6\,eV.

Δ G=Δ H-TΔ S؛ سالبة ⟸ تفاعل تلقائي.

CH3CH2OH + HCl → CH3CH2Cl + H2O (بوجود عامل مساعد كـZnCl2).

إماهة الألكينات بإضافة الماء في وسط حمضي، واختزال الألدهيدات أو الكيتونات بـH2/Ni.

E=hf=(hc)/() حيث h ثابت بلانك وc سرعة الضوء.

لوجود زوج إلكترونات حر على ذرة النيتروجين يستطيع استقبال بروتون (H^+)، فتسلك سلوك القواعد وفق برونستد ولويس.

لأنه يتأيّن جزئياً فقط في الماء معطياً أيون الكربوكسيلات وH^+، فتركيز أيونات الهيدروجين الناتجة منخفض نسبياً.

الفلزات منخفضة طاقة التأين والسالبية الكهربية فتميل لفقد الإلكترونات (يسار)؛ واللافلزات عالية السالبية وطاقة التأين فتميل لاكتساب الإلكترونات (يمين).

لأن الهالوجين أعلى سالبية من الكربون فيجذب إلكترونات الرابطة، فتصبح ذرة الكربون موجبة الشحنة جزئياً تجذب النيوكليوفيلات.

لأن الكربون الحامل لمجموعة OH لا يحمل ذرة هيدروجين يمكن نزعها أثناء التأكسد، فيقاوم الأكسدة.

لأنه ملح حمض ضعيف (CH3COOH) وقاعدة قوية (NaOH)؛ فأيون CH3COO^- يتحلل مائياً منتجاً OH^-، فيصبح المحلول قاعدياً.

لأنه ملح حمض قوي (HCl) وقاعدة ضعيفة (NH3)؛ فأيون NH4^+ يتحلل مائياً منتجاً H^+، بينما Cl^- لا يتحلل، فيصبح المحلول حمضياً.

لأن كربون الكربونيل في الألدهيد يحمل ذرة هيدروجين يمكن نزعها بالأكسدة لتكوين حمض؛ أما في الكيتون فالكربونيل بين كربونين دون هيدروجين قابل للنزع.

ينتقل لمستوى أعلى، لأن الامتصاص يزوّده بطاقة ترفعه إلى مستوى أقل سالبية (أعلى طاقة).

الخط الأقصر طولاً موجياً أعلى طاقة، لأن E=(hc)/() والطاقة تتناسب عكسياً مع الطول الموجي.

1) الإلكترون يتحرك في مدارات مكمّاة محددة الطاقة دون أن يشعّ، وزخمه الزاوي مكمّى L=n. 2) ينتقل بين مستويين بامتصاص أو إطلاق فوتون طاقته تساوي ف

في الألدهيد تقع مجموعة الكربونيل في نهاية السلسلة مرتبطة بذرة هيدروجين (R-CHO)؛ وفي الكيتون تقع داخل السلسلة بين ذرتي كربون (R-CO-R').

التحلل المائي الحمضي يعكس الأسترة معطياً الحمض الكربوكسيلي والكحول؛ والتصبّن تحلل بقاعدة (NaOH) معطياً ملح الحمض (الصابون) والكحول.

الدورة صف أفقي تشترك عناصره في عدد المستويات الرئيسة؛ والمجموعة عمود رأسي تشترك عناصره في عدد إلكترونات التكافؤ وبالتالي في الخواص الكيميائية.

لأن جزيئات الماء في الحالة السائلة أقل انتظاماً وأكثر حرية في الحركة منها في الحالة الصلبة المنتظمة، فتزداد العشوائية.

sp3: أربعة مدارات، رباعي الأوجه، 109.5^؛ sp: مداران، خطّي، 180^.

أيون Na^+ أصغر، لأنه فقد إلكترون التكافؤ (وزال مستوى كامل) وزادت شحنة النواة الفعّالة على الإلكترونات المتبقية فانكمشت.

ميثيل أمين أقوى قاعدية، لأن مجموعة الميثيل مانحة للإلكترونات تزيد كثافة الإلكترونات على النيتروجين فيزيد ميله لاستقبال البروتون.

v=k[A]m[B]n؛ الرتبة تُحدَّد تجريبياً.

تزداد عبر الدورة من اليسار لليمين، وتقل نزولاً في المجموعة؛ فأعلاها الفلور وأقلها الفلزات القلوية أسفل المجموعة.

تزداد عبر الدورة (لقوة جذب النواة وصغر الحجم)، وتقل نزولاً في المجموعة (لبُعد إلكترون التكافؤ عن النواة وزيادة الحجب).

حدّد الحمض والقاعدة الأصليين: الأيون الآتي من الطرف الضعيف هو الذي يتحلل ويحدد الطبيعة؛ أيون قاعدة ضعيفة ← حمضي، أيون حمض ضعيف ← قاعدي، وكلاهما قوي ← متعادل.

بعدّ المناطق الإلكترونية حولها (الروابط + الأزواج الحرة): 2 ⟸ sp، 3 ⟸ sp2، 4 ⟸ sp3.

تحدث القفزة عند الانتقال من إزالة آخر إلكترون تكافؤ إلى إزالة إلكترون من مستوى داخلي ممتلئ مستقر؛ فعدد الإلكترونات المُزالة قبل القفزة = عدد إلكترونات التكافؤ.

يحمّر ورقة عباد الشمس الزرقاء، ويتصاعد غاز CO2 بفوران عند إضافته إلى محلول كربونات أو بيكربونات الصوديوم.

بكاشف فهلنج (يعطي الألدهيد راسباً أحمر) أو كاشف تولن (يعطي الألدهيد مرآة فضية)، بينما لا يتفاعل الكيتون مع أيٍّ منهما.

الحمض يحرّر CO2 مع بيكربونات الصوديوم ويحمّر عباد الشمس، بينما الكحول لا يفعل ذلك.

بإضافة مؤكسد كثنائي كرومات البوتاسيوم المحمّض: الثانوي يتأكسد فيتغيّر اللون من البرتقالي إلى الأخضر، والثالثي لا يتأثر.

كل خط ينتج عن انتقال محدد بين مستويين؛ وبما أن المستويات مكمّاة فإن فروق الطاقة محددة، فتنبعث فوتونات بترددات معينة تظهر خطوطاً منفصلة.

لأن الأطياف الخطية المنبعثة من العناصر تقابل انتقالات محددة بين مستويات طاقة مكمّاة، فدلّت على وجود مستويات إلكترونية محددة وترتيبها.

يقل عبر الدورة (يساراً ← يميناً) لزيادة شحنة النواة الفعّالة وجذبها للإلكترونات مع ثبات المستوى؛ ويزداد نزولاً في المجموعة لزيادة عدد المستويات الإلكترونية.

يمتص الإلكترون فوتوناً طاقته تساوي فرق الطاقة بين مستويين فينتقل لمستوى أعلى؛ وعودته تطلق فوتوناً بالطاقة نفسها.

يوفّر مساراً بديلاً ذا طاقة تنشيط أقل، فتتجاوز نسبة أكبر من الجزيئات حاجز الطاقة، دون أن يُستهلك في التفاعل.

يُثار أحد إلكتروني 2s إلى 2p الفارغ، ثم تتهجّن المدارات 2s و2p الثلاثة إلى أربعة مدارات sp3 متكافئة، فيكوّن أربع روابط متطابقة.

عند مرور ضوء أبيض خلال غاز العنصر، تمتص ذراته فوتونات بترددات محددة ترفع إلكتروناتها لمستويات أعلى، فتغيب تلك الترددات من الطيف الخارج وتظهر خطوطاً دا

لأن مجموعة -OH تكوّن روابط هيدروجينية مع جزيئات الماء؛ وتقل الذائبية كلما طالت السلسلة الكربونية الكارهة للماء.

لأنها تزيد عدد الجسيمات المعرّضة للتصادم مع المتفاعل الآخر في وحدة الزمن، فتزداد التصادمات الفعّالة.

لأن لها روائح عطرية مميزة تشبه روائح الفواكه والأزهار.

لأنها لا تتطلب وجود بروتون؛ فتشمل تفاعلات لا برونستدية، كاتحاد BF3 (حمض لويس مستقبِل) مع NH3 (قاعدة لويس مانحة لزوج إلكترونات).

لأن الإلكترون الثاني يُزال من أيون موجب الشحنة، فجذب النواة له أقوى ويلزم طاقة أكبر لإزالته.

لأنه ثابت اتزان التأين الذاتي للماء عند درجة حرارة ثابتة؛ فزيادة [H^+] تقابلها نقصان مكافئ في [OH^-] ليبقى حاصل ضربهما ثابتاً.

لأن طاقة الإلكترون في الذرة مكمّاة (مستويات محددة)؛ فلا تنبعث إلا فوتونات طاقتها تساوي فرق الطاقة بين مستويين، فتظهر خطوط منفصلة لا طيف متصل.

لأن k يعكس تكرار التصادمات الفعّالة وطاقة التنشيط؛ ورفع الحرارة يزيد طاقة الجزيئات فيزيد k، أما التركيز فيؤثر في السرعة مباشرة عبر [A]m لا في k.

لأن مستويات الطاقة وفروقها تختلف من عنصر لآخر، فينتج لكل عنصر نمط خطوط فريد بأطوال موجية خاصة يُستعمل للكشف عنه.

لأن طاقته الأكثر سالبية (-13.6\,eV)، أي الأقل (الأدنى)، فالإلكترون فيه مرتبط بأقوى صورة بالنواة ويحتاج أكبر طاقة لتحريره.

لأن الإستر والماء الناتجين يتفاعلان عكسياً (تحلل مائي) ليعيدا الحمض والكحول، فيصل التفاعل إلى اتزان.

الإلكترونات الأقرب للنواة أقل عدداً تحجبها فتشعر بجذب نووي أقوى؛ والحجب يكون أكبر على إلكترونات التكافؤ البعيدة لكثرة الإلكترونات الداخلية بينها وبين النواة.

يدل على أن الإلكترون لا يمتلك طاقة عشوائية بل قيماً محددة فقط؛ فالانتقالات بينها محدودة وتنتج عدداً محدوداً من الخطوط.

عندما يكون Δ H<0 (طارد) وΔ S>0 (تزداد العشوائية)؛ فيكون Δ G سالباً عند أي T.

[H^+]=(Kw)/([OH^-])=10-1410-5=10-9\,M؛ وpH=9 (قاعدي).

[H^+]=10-4\,M؛ و[OH^-]=10-1410-4=10-10\,M.

قواعد ضعيفة تستخدم لمعادلة الفائض من حمض HCl في المعدة.

CH3CH2OH [O] CH3CHO + H2O (تأكسد محدود لكحول أولي).

Δ G=Δ H-TΔ S؛ والتفاعل تلقائي إذا كان Δ G<0.

أنها تأتي على شكل وحدات منفصلة (كمّات/فوتونات) لكل منها طاقة محددة، لا بشكل متصل قابل لأي قيمة.

رسم بياني يوضح العلاقة بين الرقم الهيدروجيني (pH) وحجم المحلول المضاف أثناء عملية المعايرة.

الأولي يحمل الكربونُ الحاملُ للهالوجين ذرةَ كربون واحدة فقط، والثالثي يحمل ثلاث ذرات كربون مرتبطة به.

لا تقتصر على المحاليل المائية ولا على OH^-؛ تعرّف القاعدة بأنها مستقبلة للبروتون، فتفسّر تفاعلات حمض-قاعدة في أوساط غير مائية وتظهر الأزواج المرافقة.

إيثانوات الإيثيل: CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O.

حمض الإيثانويك (الخل): CH3CHO [O] CH3COOH.

استبدال نيوكليوفيلي ينتج إيثانول: CH3CH2Br + OH^- → CH3CH2OH + Br^-.

ملح: CH3NH2 + HCl → CH3NH3^+Cl^- (كلوريد ميثيل أمونيوم).

النقطة التي يتساوى فيها عدد مولات أيونات H3O+ من الحمض مع عدد مولات أيونات OH- من القاعدة.

النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف بشكل دائم، ويقاس عندها حجم المحلول المضاف في عملية المعايرة.

الألدهيد يُختزل إلى كحول أولي، والكيتون يُختزل إلى كحول ثانوي.

الكحول الأولي يتأكسد إلى ألدهيد ثم إلى حمض كربوكسيلي؛ والثانوي يتأكسد إلى كيتون.

مركب عضوي صيغته R-X حيث X هالوجين؛ يُصنَّف أولياً أو ثانوياً أو ثالثياً حسب عدد ذرات الكربون المرتبطة مباشرة بالكربون الحامل للهالوجين.

متعادل، لأن [H^+]=[OH^-]=10-7 وpH=7.

قاعدي، لأنه ملح حمض ضعيف (حمض الكربونيك) وقاعدة قوية (KOH)؛ فأيون الكربونات يتحلل مائياً منتجاً OH^-.