همکار گرامیمان، جناب آقای علیرضا تمدنی، پیرو کار ارزشمند قبلی (دسته بندی سؤالات امتحان‌های نهایی پایه سوم)، اقدام به گرد آوری و دسته‌بندی موضوعی سؤالات امتحان‌های هماهنگ کشوری پایه چهارم ریاضی و تجربی (شامل سؤالات خرداد، دی و اسفند) از دی ۸۴ تا تیر ۸۸ (همراه با پاسخ کلیدی مسایل) نموده‌اند.

با تشکر فراوان از ایشان به دلیل به اشتراک گذاشتن این مجموعه بسیار مفید و کابردی برای دانش آموزان و دبیران، در زیر می‌توانید این مجموعه ۶۳ صفحه‌ای را دانلود نمایید:

دانلود مجموعه سؤالات دسته بندی شده‌ی امتحانات کشوری شیمی ۴ (۸۴ تا ۸۸)

Format: PDF   |   Size: 5.57 MB

منبع : شیمی یزد

به نام خدا

در همایشی که به همت گروه شیمی استان کرمان و با حضور دکتر عابدین از اعضاء گروه بازنگری کتاب جدید شیمی پیش برگزار شد ،تغییرات کتاب بررسی شد.

نکات مهم مطرح شده در این جلسه را که توسط همکار عزیز روح ا... بلندی یادداشت شده و برای تدریس در سال جدید می تواند بسیار موثر باشد،در اختیار شما همکاران عزیز قرار می دهم.

لینک دانلود 

با تشکر از گروه شیمی یزد

انواع الیاف و پارچه‌ها

در این مقاله شما را با انواع الیاف و پارچه‌ها آشنا می‌کنیم که شناخت آنها را شما در نگهداری و کاربری از آنها بسیار کمک خواهد کرد.

الیاف طبیعی : پشم ، پنبه ، ابریشم  

الیاف مصنوعی : ریون ، نایلون و پلی استر

دبیرستان شهید حسن نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما : آقای سلامی

موضوع : سلول های الکترو شیمیایی

شعبه: پیش دانشگاهی رشته علوم تجربی (15)

سال:94

دید کلی

تمام واکنش های شیمیایی ، اساساً ماهیت الکتریکی دارند، زیرا الکترون ها در تمام انواع پیوندهای شیمیایی (به راه های گوناگون) دخالت دارند. اما الکتروشیمی بیش از هر چیز بررسی پدیده‌های اکسایش- کاهش است. روابط بین تغییر شیمیایی و انرژی الکتریکی ، هم از لحاظ نظری و هم از لحاظ عملی حائز اهمیت است.

 

از واکنش های شیمیایی می‌توان برای تولید انرژی الکتریکی استفاده کرد ( در سلول هایی که سلول های ولتایی یا سلول های گالوانی نامیده می شوند ) و انرژی الکتریکی را می‌توان برای تبادلات شیمیایی به کار برد (در سلول های الکترولیتی).

علاوه بر این، مطالعه فرآیندهایی الکتروشیمیایی منجر به فهم پدیده‌های اکسایش - کاهش می‌شود.

رسانش فلزی جریان الکتریکی، جاری شدن بار الکتریکی است. در فلزات، این بار به وسیله الکترون ها حمل می‌شود و این نوع رسانش الکتریکی ، رسانش فلزی نامیده می‌شود. با به کار بردن یک نیروی الکتریکی که توسط یک باتری یا هر منبع الکتریکی دیگر تامین می‌گردد، جریان الکتریکی حاصل می‌شود و برای تولید جریان الکتریکی، یک مدار کامل لازم است. تشبیه جریان الکتریسیته به جریان یک مایع، از قدیم متداول بوده است. در زمان های گذشته ، الکتریسیته به‌صورت جریانی از سیال الکتریکی توصیف می‌شد.

قراردادهای قدیمی که سابقه آن ها ممکن است به "بنجامین فرانکلین" برسد و پیش از آن که الکترون کشف شود، مورد پذیرش بوده است، او بار مثبتی به این جریان نسبت می‌دهد. ما مدارهای الکتریکی را با حرکت الکترون ها توجیه خواهیم کرد. اما باید به خاطر داشت که جریان الکتریکی بنا به قرارداد به طور اختیاری مثبت و به صورتی که در جهت مخالف جاری می‌شود، توصیف می‌گردد.

جریان الکتریکی برحسب آمپر (A) و بار الکتریکی برحسب (C) کولن اندازه گیری می‌شود. کولن، مقدار الکتریسیته است که در یک ثانیه با جریان 1 آمپر از نقطه‌ای می‌گذرد:  1C = 1A.S و 1A = 1C/S .

جریان با اختلاف پتانسیل الکتریکی که بر حسب ولت اندازه گیری می‌شود، در مدار جاری می‌شود. یک ولت برابر یک ژول بر کولن است. 1V = 1J/C یا 1V.C = 1J.

یک ولت لازم است تا یک آمپر جریان از مقاومت یک اهم بگذرد. I = V / R یا V = IR

رسانش الکترولیتی، هنگامی صورت می‌گیرد که یون های الکترولیت بتوانند آزادانه حرکت کنند، چون در این مورد ، یون ها هستند که بار الکتریکی را حمل می‌کنند. به همین دلیل است که رسانش الکترولیتی، اساساً توسط نمک های مذاب و محلول های آبی الکترولیت ها صورت می‌گیرد. علاوه بر این، برای تداوم جریان در یک رسانای الکترولیتی لازم است که حرکت یون ها با تغییر شیمیایی همراه باشد. منبع جریان در یک سلول الکترولیتی ، الکترون ها را به الکترود سمت چپ می‌راند.

 

بنابراین می‌توان گفت که این الکترود، بار منفی پیدا می‌کند. این الکترون ها از الکترود مثبت سمت راست کشیده می‌شوند. در میدان الکتریکی که بدین ترتیب به وجود می‌آید، یون های مثبت یا کاتیون ها به طرف قطب منفی یا کاتد و یون های منفی یا آنیون ها به طرف قطب مثبت یا آند جذب می‌شوند. در رسانش الکترولیتی، بار الکتریکی به وسیله کاتیون ها به طرف کاتد و به وسیله آنیون ها که در جهت عکس به طرف آند حرکت می‌کنند، حمل می‌شود.

جوهر مورچه در واقع همان اسید فورمیک هستش. اما چرا به آن جوهر مورچه میگویند؟ چون این ماده در بافت و نیش حشراتی مثل زنبور و مخصوصا مورچه پیدا شده بود ، دانشمندان شیمیایی در گذشته فهمیده بودند که در مکان هایی که مورچه زیاد است یک بخار اسیدی از این توده مورچه ها متصاعد میشود که بعد ها با آنالیز آن گاز فهمیده بودند که این که همان اسید فورمیک است! کلمه فورمیک هم از نام لاتینی این مورچه ها که به آنها فورمیکا گفته میشده گرفته شده است.

خود – یونش:

طبق آزمایشات صورت گرفته آب خالص در دمای 25℃  می تواند یونش یابد:

 

 

 

به این واکنش، واکنش خود – یونش آب می گویند. همواره در آب خالص مقادیر ناچیزی از یون های H₃O_(aq)⁺   و

OH_(aq)^-  وجود دارد که از یونش جزیی مولکول آب طی این واکنش تعادلی ایجاد می شوند و رسانایی اندک آب خالص نیز به وجود آنها نسبت داده می شود. یکی از مولکول های H₂O  در نقش اسید و دیگری در نقش باز است و این واکنش هم نشان می دهد آب یک ماده ی آمفوتر است. توجه داشته باشید فرایند خود – یونش آب با مدل لوری – برونستد توجیه می شود نه مدل آرنیوس. آب از نظر آرنیوس فقط حلال است.

اتم‌ها در مولکولها توسط پیوندهای کووالانسی کنار هم نگه داشته شده‌اند. اما پرسش این است که مولکولها در حال مایع و جامد توسط چه نیرویی به سوی یکدیگر جذب می‌شوند، نیروهایی که مولکولهای یک ماده را در حالت مایع یا جامد به همدیگر ارتباط می‌دهد به نیروهای بین مولکولی معروف است.

نیروهای بین مولکولی بین مولکولهای قطبی با نیروهای بین مولکولی بین مولکولهای غیرقطبی باهم تفاوت دارند. معمولاً نیروهای بین مولکولی به نام نیروهای واندروالسی معروفند. وجود این نیروها در بین مولکولها باعث می‌شود که یک ترکیب جامد مولکولی شکل معینی داشته باشد و با غلبه بر این نیروها بتوان آن را به حالت مایع درآورد.

نیروهای دوقطبی - دوقطبی این نیروها بین مولکولهای قطبی دیده می‌شوند. این مولکولها دارای دوقطبیهای دائمی هستند و تمایل به قرار گرفتن در راستای میدان الکتریکی دارند. پایدارترین حالت زمانی است که قطب مثبت یک مولکول تا حد امکان به قطب منفی مولکول مجاور نزدیک باشد. در این شرایط بین مولکولهای مجاور یک نیروی جاذبه الکتروستاتیکی به نام نیروی دوقطبی بوجود می‌آید.

با توجه به مقادیر الکترونگاتیوی اتم‌ها در یک مولکول دو اتمی می‌توان میزان قطبیت مولکول و جهت‌گیری قطبهای مثبت و منفی را پیش بینی کرد اما پیش بینی قطبیت مولکولهای چند اتمی باید مبتنی بر شناخت شکل هندسی مولکول و آرایش جفت الکترونهای غیر مشترک باشد. 

پیوند هیدروژنی نوعی نیروی بین مولکولی است که در آن بین اتم هیدروژن از یک مولکول با اتمهای الکترومگناتیو F و O و N از مولکول دیگر جاذبه‌ای بوجود می‌آید که به پیوند هیدروژنی معروف است. پیوند هیدروژنی فقط بین ترکیبات دارای H و O و N و F وجود دارد یعنی در این ترکیبات هیدروژن به عنوان پلی بین دو اتم الکترونگاتیو عمل می‌کند. انرژی لازم برای شکستن یک مول پیوند هیدروژنی از حدود ۱ تا ۱۰ کیلوکالری متغیر است.

اگرچه پیوندهای هیدروژنی ضعیفتر از پیوندهای کووالانسی است اما در میان نیروهای بین مولکولی قویترین آنها به شمار می‌رود. پیوندهای هیدروژنی نقش موثری در ساختار مواد مهم بیولوژیکی شامل پیوندهای N -H و O-H و تعیین خواص آنها دارد. شکل هندسی پروتئین‌ها واسیدهای نوکلئیک که مولکولهای آلی دارای زنجیر بلند هستند با پیوند هیدروژنی میان گروههای N - H یک زنجیر و گروه C = O زنجیر مجاور تثبیت می‌شود.

که در ربایش فضای بین ملکولی اتم‌های هیدروژن پیوند واندر والسی به طور چشم گیری افزابش میابد . 

مولکولهای غیرقطبی، دوقطبی دائمی ندارند ولی با وجود این تمام مواد غیرقطبی را می‌توان مایع کرد. از اینرو علاوه بر نیروی دوقطبی - دوقطبی باید نوع دیگری از نیروی بین مولکولی وجود داشته باشد. وجود نیروهای پراکندگی در مولکولها به عنوان یک اصل پذیرفته شده‌اند. تصور می‌شود این نیروها ناشی از حرکت الکترونها باشد. در یک لحظه از زمان ابر الکترونی یک مولکول به نحوی تغییر شکل می‌دهد که یک دوقطبی لحظه‌ای بوجود می‌آید که در آن قسمتی از مولکول به مقدار بسیار کم منفی تر از قسمت‌های دیگر است و در لحظه بعد به علت حرکت الکترونها جهت دوقطبی لحظه‌ای تغییر می‌کند.

اثر این دوقطبیهای لحظه‌ای در طول زمان بسیار کوتاه یکدیگر را حذف می‌کنند به صورتی که مولکول غیر قطبی فاقد دوقطبی دائمی می‌شود. ولی دوقطبیهای مواج لحظه‌ای یک مولکول، دوقطبیهای نظیر خود را در مولکولهای مجاور القا می‌کنند و حرکت هم‌زمان الکترونهای مولکولهای مجاور باعث ایجاد نیروی جاذبه بین این دو قطبیهای لحظه‌ای، نیروی لاندن را تشکیل می‌دهند. نیروی لاندن بین مولکولهای قطبی هم وجود دارد، اما تنها نیروی بین مولکولی موجود در مولکولهای غیرقطبی است. 

اطلاعات اولبه

برای اینکه ترکیبی به صورت جامد یا مایع باشد. باید نیروهایی ، مولکولهای آن ترکیب را کنار هم نگه دارد. در ترکیبات قطبی به علت وجود اختلاف الکترونگاتیوی بین دو اتم ، دو بار جزئی مثبت و منفی در دو سر مولکول حاصل می‌شود و این نیروی دوقطبی ، مولکولها را کنار هم نگه می‌دارد. برای توجیه حالت مایع و جامد مواد غیرقطبی مانند برم و ید نیز ، نیروی جاذبه دیگری باید وجود داشته باشد.

چون نقاط ذوب و جوش مواد غیرقطبی با افزایش جرم مولکولی بالا می‌رود، نتیجه می‌گیریم که مقدار این نیرو نیز با جرم و اندازه مولکول زیاد می‌شود. این واقعیت که فراریت مولکولهای قطبی مانند مولکولهای غیرقطبی با افزایش وزن مولکولی کم می‌شود، نشان می‌دهد که این نوع نیروی بین مولکولی باید برای همه مواد مولکولی متداول باشد.

ماهیت نیروهای لاندن
منشا و دلیل بوجود آمدن این نیروی بین مولکولی در سال ۱۹۳۰، توسط “فرتیز لاندن” توضیح داده شد. این نیرو همانند سایر نیروهای بین مولکولی (دوقطبی – دوقطبی و پیوند هیدروژنی ) ماهیت الکتریکی دارد. اما برخلاف آنها که از قطبیت دائم مولکولها بوجود می‌آیند، نیروی لاندن (یا پراکندگی) از جدایی بار موقتی و لحظه‌ای در درون یک مولکول حاصل می‌شود.

منشا تولید لاندون

منشأ ایجاد این نیروها ، حرکت الکترونها می‌باشد. الکترونها در مولکولهای غیرقطبی مانند H2 بطور متوسط به هر اندازه که به یک هسته نزدیک باشند، به همان اندازه به هسته دیگر نزدیکند. اما در یک لحظه ابر الکترونی می‌تواند در یک انتهای مولکول متمرکز شود و در لحظه بعد این ابر الکترونی در انتهای دیگر مولکول باشد.

چگالی لحظه‌ای الکترونها در یک طرف مولکول و قسمت دیگر آن یک دوقطبی موقت در مولکول H2 بوجود می‌آورد. این موضوع به نوبه خود یک دوقطبی مشابه در مولکول مجاور القا می‌کند. این دوقطبی‌های موقت که هر دو در یک مسیر جهت‌یابی شده‌اند، نیروی جاذبه‌ای میان مولکولها ایجاد می‌کنند که به نیروی پراکندگی یا لاندن معروف است.

عوامل موثر در ایجاد نیروهای لاندن
قدرت نیروهای لاندن به این بستگی دارد که وقتی یک دوقطبی موقت در مجاورت یک مولکول برقرار می‌شود، با چه سهولتی می‌تواند توزیع الکترونی آن مولکول را قطبیده کند. سهولت قطبی شدن در درجه اول به اندازه مولکول بستگی دارد. دوقطبی شدن مولکولهای بزرگ که الکترونها دورتر از هسته می‌باشند، آسانتر از مولکولهای کوچک که الکترونها به هسته نزدیک هستند صورت می‌گیرد. با افزایش اندازه مولکول و وزن مولکول بر قدرت نیروهای لاندن افزوده می‌شود.

البته نیروهای لاندن بیشتر به اندازه و شکل مولکول بستگی دارند تا به جرم آن. از میان دو مولکولی که دارای وزن مولکولی یکسان ولی شکل و اندازه مختلفی هستند، الکترونهای مولکول کوچکتر و فشرده‌تر آزادی کمتری دارند و دوقطبی لحظه‌ای براحتی در مولکول ایجاد نمی‌شود. بنابراین نیروی بین مولکولی آنها ضعیف‌تر از نیروی بین مولکولی مولکول بزرگتر می‌باشد که الکترونهایش آزادی عمل بیشتری دارند.

بنابراین نیروهای لاندن در مولکولهای فشرده و متقارن ، ضعیفتر از مولکولهای با اتمهای سبک ، طویل و استوانه‌ای شکل (سطح زیاد مولکول) می‌باشد و به همان علت نقاط ذوب و جوش این ترکیبات فشرده کمتر از مولکولهای بزرگ می‌باشد، هرچند که جرم مولکولی یکسانی داشته باشند.

اهمیت نیروی لاندن
از میان نیروهای بین مولکولی ، نیروی لاندن از همه مهم‌تر می‌باشد. این نیرو تنها نیروی جاذبه میان مولکولهای غیر قطبی است. حتی تخمین زده شده است که ۸۵ درصد از کل نیروهای میان مولکولی در مولکول قطبی HCl ناشی از نیروی لاندن می‌باشد. فقط در مولکولهایی که پیوند هیدروژنی دارند، این نیروها نقش فرعی را ایفا می‌کنند.

برای مثال حدود ۸۰ درصد از نیروهای جاذبه بین مولکولی در آب ، متعلق به پیوند هیدروژنی است و فقط ۲۰ درصد بقیه مربوط به نیروهای پراکندگی (لاندن) می‌باشد. قویترین نیروهای لاندن بین مولکولهای کمپلکس و بزرگ دیده می‌شوند که ابر الکترونی بزرگی دارند که به آسانی تغییر شکل داده و قطبی می‌شوند، این ترکیبات نقاط ذوب و جوش نسبتا بالای دارند.

    دیبرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما:اقای سلامی

موضوع :لوویس

پیش دانشگاهی رشته علوم تجربی

سال:93-94

تعریف PH و طرز اندازه گیری آن

دیبرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما:اقای سلامی

موضوع :لوویس

پیش دانشگاهی رشته علوم تجربی

سال:93-94

مدل لوویس

در مطالب قبل گفته شده آرنیوس اسید و باز را به محیط آبی محدود کرده بود. سپس مدل لوری – برونستد ارایه شد که نسبتاً کامل تر و فراگیر تر از مدل آرنیوس بود و برای اسید و باز محدودیت فازی نداشت. امّا این مدل هم اسیدها را به موادی محدود می کرد که دارای هیدروژن باشند و بتوانند H⁺   را آزاد کنند. در این جا با مدل کامل تری آشنا خواهید شد و تعریف جامع تری از اسید و باز را در قالب مدل لوویس فرا خواهید گرفت.

محدودیت مدل آرنیوس و نیز مدل لوری – برونستد باعث شد تا «گیلبرت نیوتون لوویس» شیمی دان مشهور آمریکایی در سال 1923 تعریف جامع تر و کامل تری از اسید و باز را مطرح کند.

اسید لوویس: مولکول یا یونی که دست کم دارای یک اوربیتال خالی است و می تواند جفت الکترون ناپیوندی را به صورت داتیو بپذیرد.

باز لوویس: مولکول یا یونی است که دست کم یک جفت الکترون نا پیوندی دارد و می تواند آن را برای ایجاد یک پیوند داتیو در اختیار مولکول یا یون دیگری قرار دهد.

موادی که در مدل لوری – برونستد باز هستند در مدل لوویس هم باز محسوب می شوند. امّا تعریف لوویس از اسید طیف گسترده تری از مواد را در بر می گیرد. چون بر اساس این مدل، نه تنها H⁺   بلکه هر ذره ی دیگری که دارای اوربیتال خالی است می تواند جفت الکترون ناپیوندی را بپذیرد و اسید محسوب شود. گونه های بسیاری مانند ALCL ₃ , SO₃ , BF₃  طبق تعریف لوویس اسید هستند.

به واکنش گاز آمونیاک (NH₃)  با گاز بورتری فلوئورید (BF₃)  توجه کنید:

 

این واکنش یکی از معروف ترین نمونه هایی است که با مدل لوری – برونستد یا مدل آرنیوس قابل توجیه نبوده امّا با مدل لووییس تفسیر می شود. همان طور که مشاهده می کنید این واکنش با انتقال پروتون همراه نیست و باید به جفت الکترون های ناپیوندی توجه کنیم. NH₃  در ساختار خود یک جفت الکترون ناپیوندی دارد که آن را در اختیار BF₃  که دارای اوربیتال خالی است می گذارد. NH3  به عنوان دهنده ی داتیو باز و BF₃  به عنوان پذیرنده ی داتیو اسید محسوب می شود.

لوویس با ارایه ی این مدل بر مبنای مبادله ی جفت الکترون های ناپیوندی، سهم چشمگیری در پیش رفت یکی از شاخته های علم شیمی داشت که شیمی کوئوردیناسیون نامیده می شود.

 

اگر چه گفته شد مدل لوویس کامل ترین مدل برای اسید و باز است و طیف گسترده تری از مواد را در بر می گیرد امّا به معنی بهترین و مناسب ترین مدل در همه ی آزمایشات نیست. برای مثال واکنش معروف خنثی شدن بین HCL_(aq)   و NaOH_(aq)  با مدل آرنیوس راحت تر توجیه می شود امّا در مدل لوری – برونستد و یا مدل لوویس تفسیر آن پیچیده است.

مقدار عددی ثابت تعادل

مقدار عددی K با دما تغییر می‌کند. تعداد مجموعه غلظتها برای سیستمهای تعادلی این واکنش ، بی نهایت زیاد است. ولی در هر صورت برای کلیه سیستمهای تعادلی در دمای معین وقتی که غلظتهای A₂ ، B₂ ، AB در رابطه بالا قرار گیرند، همواره به یک مقدار K منجر می‌شوند. بطور کلی ، برای هر واکنش برگشت پذیر:

عبارت ثابت تعادل به صورت زیر است:

بطور قرار دادی ، جملات غلظت مواد طرف راست معادله شیمیایی در صورت کسر عبارت ثابت تعادل نوشته می‌شود.

ثابت تعادل K_c

ثابت تعادلی که در آن غلظتهای مواد بر حسب مول بر لیتر بیان می‌شوند، گاهی به صورت K_c نشان داده می‌شود. برای واکنش:

مقدار K_c برای سیستمهای تعادلی در 425 درجه سانتیگراد عبارت است از:

مقدار عددی ثابت تعادل از طریق آزمایش تعیین می‌شود. اگر غلظتهای مواد (برحسب mol/lit) موجود در هر مخلوط تعادلی در 425 درجه سانتیگراد در عبارت K_c منظور شوند، نتیجه برابر با 54/5 خواهد شد. مخلوط تعادلی را می‌توان هم از موادی که در سمت راست معادله شیمیایی قرار دارند و هم از مواد سمت چپ این معادله و هم از مخلوط آنها تهیه کرد.

اصل لوشاتلیه

اصل لوشاتلیه (به فرانسوی: Principe de Le Châtelier، به انگلیسی: Le Chatelier's principle) اصلی است که هنری لوئی لوشاتلیه در سال ۱۸۸۴ آن را دربارهٔ تعادل شیمیایی در شیمی بیان کرد. بنابر این اصل، چنانچه سامانه‎ای در حال تعادل باشد، در برابر هرگونه تغییری در جهت مخالف واکنش نشان می‎دهد تا اثر آن را از بین ببرد.

عده‌ای نیز این اصل را در علوم انسانی صادق می‌دانند. در سال ۱۹۴۷، پل ساموئلسون این مفهوم را دربارهٔ تعادل بازار در اقتصاد به کار برد. خودِ لوشاتلیه در همان زمان معتقد به وجود کاربرد این اصل در اقتصاد بود و مقالاتی دربارهٔ تاثیر این اصل بر روابط کارگر و کارفرما، و بهره‌وری در صنعت نوشت.

به عنوان یک قانون فیزیکی

این اصل در واقع بیانی از قانون سوم نیوتون است.

اصل لوشاتلیه سامانه‌های با تغییرات غیرآنی را بررسی می‎کند؛ و مدت زمان پایدارشدن سامانه بستگی به شدت بازخورد منفی نسبت به شوک مکانیکی اولیه دارد. هنگامی که یک شوک بازخورد مثبتی را در سامانه ایجاد می‎کند، تعادل جدیدی که در سامانه برقرار خواهد شد ممکن است تفاوت زیادی با وضعیت تعادل اولیه داشته باشد، یا مدت زمان رسیدن به آن زیاد باشد. در برخی سامانه‌های پویا وضعیت پایانی را نمی‌توان از روی شوک تعیین کرد. این اصل برای بررسی سامانه‌های بازخوردمنفی بسته به کار می‌رود اما به طور کلی در طبیعت برقرار است.

دیبرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما:اقای سلامی

موضوع :مدل ارنیوس

پیش دانشگاهی رشته علوم تجربی

سال:93-94

مدل آرنیوس

در دهه ی 1890 یک شیمی دان سوئدی به نام سوانت آرنیوس طی پژوهش هایی روی رسانایی الکتریکی و برقکافت ترکیب های محلول در آب، به مدلی برای اسیدها و بازها دست یافت. در این مطلب به تشریح این مدل تحت عنوان مدل آرنیوس خواهیم پرداخت.

اسید آرنیوس:

ماده ای است که در آب حل می شود و یون هیدروژن (H_(aq)⁺)    تولید یا آزاد می کند.

 

باز آرنیوس:

ماده ای است که در آب حل می شود و یون هیدروکسید  (OH_(aq)^-)  تولید یا آزاد می کند.

 

 

طبق تعریف آرنیوس از اسید و باز می توان گفت از آنجایی که اکسید نافلزها به هنگام حل شدن در آب، واکنش داده و یون

(H_(aq)⁺)  تولید می کنند.، می توان آن ها را اسید آرنیوس به شمار آورد. هم چنین از آنجایی که اکسید فلزها به هنگام حل شدن در آب، واکنش داده و یون  (OH_(aq)^-)   تولید می کنند، می توان آن ها را جزو بازهای آرنیوس حساب کرد.

نکته:  CO,N₂O ,NO  سه اکسید نافلزی هستند که انحلال فیزیکی داشته و در آب تولید H_(aq)⁺  نمی کنند، به همین دلیل این سه اکسید را نمی توان جزو اکسیدهای اسیدی محسوب کرد.

واکنش خنثی شدن اسید – باز:

 واکنش زیر را بین محلول هیدروکلریک اسید و محلول پتاسیم هیدروکسید مشاهده کنید:

اگر ترکیب های یونی موجود در این واکنش را به صورت تفکیک شده بنویسیم، خواهیم داشت:

توجه: H₂O  یک ترکیب مولکولی است و نمی توان آن را به صورت تفکیک شده نوشت.

همان طور که مشاهده می کنید یون های K_(aq)⁺   و CL_(aq)^-  در هر دو واکنش وجود دارند و نقشی در انجام واکنش نداشته اند. به چنین یون هایی که عیناً در دو طرف واکنش تکرار می شوند و هیچ پیوند شیمیایی جدیدی ایجاد نمی کنند یون ناظر یا تماشاگر گفته می شود. حال اگر یون های ناظر را از دو طرف حذف کنیم، آنچه که باقی می ماند به صورت زیر است:

آرنیوس این و اکنش را به عنوان واکنش اصلی خنثی شدن اسید – باز در نظر گرفت.

همان طور که قبلاً گفته شد، H_(aq)⁺  به صورت آزاد نمی تواند وجود داشته باشد چون جذب آب شده و تبدیل به یون هیدرونیم (H₃O_aq⁺)  می شود، امُا در زمان آرنیوس هنوز یون هیدرونیم کشف نشده بود. به هر حال امروزه واکنش خنثی شدن را به این صورت نشان می دهیم:

ضعف مدل آرنیوس:

مدل آرینوس یک ایراد مهم دارد. آرنیوس اسید و باز را به محیط آبی محدود کرده بود. حال آن که گاهی یک اسید و یک باز می توانند بدون حضور آب و  در فازی غیر محلول، اثر یکدیگر را خنثی کنند.

واکنش آمونیاک با هدروژن کلرید که منجر به تولید نمکی به نام آمونیوم کلرید یا نشادر می شود، بیان گر محدودیت مدل آرنیوس است.

آمونیوم کلرید یا نشادر  (NH₄CL)  یک جامد یونی سفید رنگ است امّا در لحظه ی تشکیل در این واکنش به صورت ریز ذره های معلّق در هوا است که به شکل یک ابر سفید رنگ  دیده می شوند. این ذرات بعد از مدتی ته نشین شده و پودر سفید رنگ  NH₄CL  به دست می آید.

سوال:  کدام عبارت در ارتباط با مدل آرنیوس نادرست است؟

1-     تنها در حالت محلول قابل استفاده است.

2-     تعریف محدودی از اسید و باز ارائه می کند.

3-     باز آرنیوس ماده ای است که در حلال معین حل می شود و OH_(aq)^-  را تولید یا آزاد می کند.

4-     آرنیوس این مدل را با پژوهش روی برقکافت ترکیب های محلول در آب ارائه داد.

دبیرستان شهید نصیری

محمدمهدی یوسفی

استاد راهنما: اقای سلامی

موضوع: مدل های ارنیوس

چهارم تجربی

ساس:93-94

مدل ار نیوس

در دهه ی 1890 یک شیمی دان سوئدی به نام سوانت آرنیوس طی پژوهش هایی روی رسانایی الکتریکی و برقکافت ترکیب های محلول در آب، به مدلی برای اسیدها و بازها دست یافت. در این مطلب به تشریح این مدل تحت عنوان مدل

آرنیوس خواهیم پرداخت.

اسید آرنیوس:

ماده ای است که در آب حل می شود و یون هیدروژن(H_(aq)⁺)    تولید یا آزاد می کند.

چکیده: تمام فرآیندهای برگشت پذیر ، تمایل رسیدن به یک حالت تعادلی را دارند. برای یک واکنش برگشت پذیر ، حالت تعادل وقتی برقرار می‌شود که سرعت واکنش رفت برابر با سرعت برگشت باشد. در یک واکنش تعادلی ، از تقسیم ثابت سرعت واکنش رفت Kf بر ثابت واکنش برگشت ، Kr ، ثابت دیگری بدست می‌آید که ثابت تعادل شیمیایی ، K ، نامیده می‌شود.

این یک انیمیشن درباره ی اصل لوشاتلیه

البته اگه انگلیسی حالیت میشه برو

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf

اسید و باز

اسیدها موادی ترش مزه‌اند که خاصیت خورندگی دارند و شناساگرها را تغییر رنگ می‌دهند و بازها را خنثی می‌کنند. بازها موادی با مزه گس هستند که تلخ اند و حالتی مانند صابون در تماس با دست دارند، شناساگرها را تغییر رنگ می‌دهند و اسیدها را خنثی می‌کنند. همچنین اگر یک اسید و یک باز با هم واکنش بدهند تولید نمک و گاز هیدروژن می کنند.

دبیرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما :اقای  سلامی

چهارم تجربی

موضوع:  نظریه برخورد

مقدمه

چون قوانین بقا در مکانیک کوانتومینیز معتبر هستند، لذا نتایجی که از استعمال آنها حاصل می‌شود که در مورد ذراتی با اندازه‌های اتمی و زیراتمی و کلان نیز معتبر است. در بیشتر مسائل برخورد ، ذرات برخورد کننده با سرعت ثابت حرکت می‌کنند و مدتی قبل از برخورد و بعد از آن تحت تأثیر هیچگونه نیرویی قرار نمی‌گیرند، در حالی که به هنگام برخورد ، تحت تأثیر نیروهایی هستند که بر یکدیگر وارد می‌کنند.

بنابراین از آنچه گفته شد، می‌توان نتیجه گرفت که برخورد را می‌توان با توجه به نوع و اندازه ذرات برخورد کننده مورد مطالعه قرار داد. به عنوان مثال ، در برخورد دو ذره با اندازه‌های بزرگ ، برخورد و تماس ذرات با یکدیگر کاملا اتفاق می‌افتد، در صورتی که در برخورد ذرات باردار اصلا تماسی بین ذرات صورت نمی‌گیرد، بلکه ذرات در اثر نیروهایی که به یکدیگر وارد می‌کنند، از کنار یکدیگر پراکنده می‌شوند. بنابراین ، در حالت کلی برخورد را می‌توان از دو دیدگاه مکانیک کلاسیکو مکانیک کوانتومی مورد مطالعه قرار داد.

دیبرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما:اقای سلامی

موضوع :سینتیک شیمیایی

چهارم تجربی

سال:93-94

سینتیک شیمیایی

چکیده: در حالت کلی سینتیک شیمیایی را می‌توان علم مطالعه سیستم های ناظر برتجزیه شیمیایی و یا تغییر حالت مولکول ها دانست. به عبارت دیگر سینتیک را می‌توان علم مکمل ترمودینامیک دانسته و سیستم هایی را که توزیع انرژی آنها با زمان تغییر می‌نماید مطالعه کرد. نظریه‌هایی که اثرات متقابل شیمیایی را توجیه می‌کنند بطور گسترده‌ای بر اساس نتایج تجربی پایه گذاری شده‌اند که با روشهای ترمودینامیکی و سینتیکی به دست می‌آیند.

متن مقاله: