دانلود شیمی عمومی |2| رشته شیمی (3 واحد)|دانشگاه پیام نور

دانلود شیمی عمومی 2

دانلود شیمی عمومی

شیمی عمومی 2

 این پست در مورد جزوه دانلود شیمی عمومی 2رشته شیمی (3 واحد) که در سایت دانشکده ها می خواهیم انتشار دهیم 

این جزوه شیمی عمومی 2 از فصل 1 تا 6  شیمی فلزات 2 ترکیبات کئوردیناسیون است که این جزوه را ما در یک فایل پاورپوینت در 238 اسلاید زیبا و جذاب تهیه و تنظیم کرده ایم

به طور مثال ما فصل اول محلول های آبی و اسیدها و باز ها و تا فصل دوم تعادل های آبی هست را بطور نمونه در این بخش توضیحات را درج می دهیم

توجه فرمایید اگر در این جزوه دانلود شیمی عمومی در توضیحات بهم ریختگی وجود داشت بخاطر کپی کردن متن از اسلاید پاورپوینت می باشد و در خورد قالب پاورپوینت هیچ بهم ریختگی وجود ندارد

فصل اول اهداف آموزشی

lپس از مطالعه این فصل باید بتوانید:

 تعاریف مختلف اسید و باز را بیان کنید.

 اسید وباز مزدوج را تعریف کنید.

 PH را تعریف نموده و خصلت محلول ها را بر اساس PH بیان کنید.

باید بتوانید PH اسید و بازهای قوی یک ظرفیت را حساب کنید.

باید بتوانید PH اسید و باز های ضعیف را محاسبه کنید و درصد تفکیک آنها را تعیین کنید.

باید بتوانید PH انواع نمک های خنثی را حدس بزنید.

خصلت اسیدی ترکیبات را بر اساس الکترونگاتیویته و انرژی پیوند حدس بزنید.

باید بتوانید در مورد خصلت اسیدی نمک های برخی فلزات اظهار نظر نمایید.

دانلود شیمی عمومی

تعاریف اسید وباز (آرنیوس – برونستد لوری – لوییس)

lنظریه آرنیوس:

اسید جسمی است که در آب تولید یون می کند.

باز جسمی است که در آب تولید یون   می کند

نظریه آرنیوس به محلول های آبی محدود می شود.

 در محلول های آبی به صورت های مختلف  و   دیده می شود که متداول ترین شکل آن به صورت می باشد.

lنظریه برونستد لوری:

اسید و باز مزدوج یا کونژوگه

بر طبق نظریه برونستد لوری به هر اسیدی یک باز وابسته است و برعکس.

تفاوت اسید و باز برونستد  در یک یون        می باشد.

 

                                      اسید         باز

                      باز                                     اسید

                باز مزدوج                                    اسید

هرچه یک اسید قوی تر باشد باز مزدوج آن ، باز ضعیف تری خواهد بود.

تفکیک آب

تعداد محدودی از مولکول های آب در حالت عادی به صورت تفکیک شده می باشند.

واکنش تفکیک آب یک واکنش تعادلی است بنابراین دارای یک ثابت تعادل می باشد . چون تعداد مولکول های آب تفکیک شده کم است  غلظت آب ثابت است.

در دمای 25ºC                       است.

حال اگر                    باشد محلول اسیدی است.

حال اگر                    باشد محلول خنثی است.

حال اگر                    باشد محلول بازی است.

بر حسب قرارداد                     در نظر می گیرند.

در آب خالص

اگر PH<7 محیط  اسیدی است.

اگر PH=7 محیط خنثی است.

اگر PH>7 محیط بازی است.

محاسبه PH اسید های قوی یک ظرفیتی

اسید های قوی الکترولیت های قوی هستند و فرض براین است که تفکیک آن ها به طور کامل انجام می شود بنابراین غلظت و غلظت اولیه اسید تقریبا برابر در نظر گرفته می شود.

مثال : PH محلول 0.01 مولار اسید نیتریک را حساب کنید؟

مثال

l7.3 gr اسید کلریدریک خالص (M=36.5 gr/Mol) در مقداری آب حل شده حجم کل محلول به 500 cc رسیده است PH محلول را حساب کنید؟

lبرای محاسبه PH باید اول غلظت مولار (مولاریته محلول ) را حساب کنیم.

مولاریته = (تعداد مول های ماده حل شده)/(حجم محلول برحسب لیتر)

محاسبه PH باز های قوی یک ظرفیتی

فرض براین است که تفکیک این گونه باز ها کامل است بنابراین غلظت اولیه باز با غلظت        در محلول برابر است.

مثال : 2 gr سود خالص در مقداری آب حل شده حجم کل محلول به 250 cc رسیده است .PH محلول را حساب کنید؟

تفکیک اسید های ضعیف و محاسبه PH

اسید های ضعیف اسید هایی هستند که واکنش تفکیک آنها کامل نیست و تعادلی می باشد در این گونه اسید ها اگر غلظت اولیه اسید c باشد و فرض کنیم به اندازه x از آن تفکیک شود خواهیم داشت.

هرچه Ka بزرگتر باشد اسید قویتراست و میزان تفکیک بیشتر است 

درصد تفکیک اسید ضعیف

درصد تفکیک اسید به صورت زیر تعریف می شود 

درصد تفکیک =

درصد تفکیک =

بر حسب قرارداد چنانچه درصد تفکیک محلول 5 و یا کمتر از آن باشد از x در مقابل c صرف نظر می شود یعنی c – x = c در نظر گرفته می شود.

مثال

lPH محلول 0.01 مولار اسید هیدروسیانیک را حساب کنید؟

                     0.01                   0           0

                     0.01-x                x           x

l

برای حل این مسئله ابتدا از x در مخرج کسر صرف نظر می شود و مسئله را حل می کنیم . درصد تفکیک را حساب می کنیم چنانچه درصد تفکیک 5 یا کوچکتر بود پس صرف نظر کردن صحیح بوده است در غیر این صورت باید از طریق معادله درجه دوم مسئله حل شود.

انواع نمک ها

œ نمک حاصل از اسید قوی و باز قوی مانند NaCl و KNO3

œ نمک حاصل از اسید قوی و باز ضعیف مانند NH4Cl

œ نمک حاصل از اسید ضعیف و باز قوی مانند CH3COOK و NaCN

œ نمک حاصل از اسید ضعیف و باز ضعیف مانند NH4CN

هیدرولیز و خواص محلول های آبی نمک ها

واکنش یک یون با آب که منجر به ایجاد خصلت اسیدی یا بازی شود هیدرولیز نامیده می شود.

الف – نمک حاصل از اسید قوی و باز قوی : نه کاتیون و نه آنیون هیچ کدام هیدرولیز نمی شوند. PH محلول این نمک ها 7 است.

ب – نمک حاصل از اسید قوی و باز ضعیف : آنیون هیدرولیز نمی شود اما کاتیون هیدرولیز می شود و محلول خصلت اسیدی پیدا می کند.

ج – نمک حاصل از اسید ضعیف و باز قوی : آنیون هیدرولیز می شود و محلول خصلت بازی پیدا می کند.

د – نمک حاصل از اسید ضعیف و باز ضعیف : هم کاتیون و هم آنیون هیدرولیز می شوند.

اگر Ka > Kb محیط اسیدی                        اگر Ka < Kb محیط بازی

                              اگر Ka = Kb محیط خنثی

خصلت اسیدی و بازی نمک های حاوی هیدروژن اسیدی

بی کربنات سدیم یا هیدروژن سدیم کربنات ، نمکی است که هنوز پروتون قابل یونیزه شدن دارد . وقتی این نمک  در آب حل می شود دو امکان بوجود می آید:

حال اگر Ka > Kb محلول خصلت اسیدی خواهد داشت و بالعکس.

وابستگی خصلت اسیدی و بازی به ساختار ماده

 در مورد اسید های هالوژن (HX) هرچه اختلاف الکترونگاتیوته بین هیدروژن و X بیشتر باشد جدا شدن پروتون راحت تر است اما در مورد HF به علت کوتاه بودن طول پیوند علی رغم  اختلاف الکترونگاتیویته بالا قدرت اسیدی کمتر است.

درمورد ترکیباتی که دارای پیوند OH هستند (Y-O-H) خصلت اسیدی و بازی به الکترونگاتیوته Y بستگی دارد. اگر Y یک فلز باشد ، چون تمایل به گرفتن جفت الکترون اشتراکی بین خود و اکسیژن ندارد در نتیجه این ترکیبات یون        ایجاد می کنند. هرچه الکترونگاتیویته Y  بیشتر باشد خصلت اسیدی ترکیب بیشتر می شود( ClOH>BrOH>IOH ) اگر به Y عناصر الکترونگاتیو متصل باشند باعث افزایش خصلت اسیدی پیوند Y-O-H می شوند.

                            >                        >                         >

قدرت اسیدی با افزایش عدد اکسایش عنصر Y افزایش می یابد.

نظریه لوییس درباره اسید و باز

 اسید جسمی است که پذیرنده جفت الکترون است (اوربیتال خالی دارد ) و باز جسمی است که دهنده جفت الکترون می باشد .( ترکیبات حاوی جفت الکترون آزاد و آنیون ها ).

بسیاری از واکنش های عادی را می تواند بر اساس اسید و باز لوییس توجیه کرد.

هیدرولیز یون های فلزی در آب

یون های فلزات قلیایی و حتی قلیایی خاکی به علت اینکه نسبت بار یون به شعاع یون عدد کوچکی است خصلت اسیدی از خود نشان نمی دهند. اما هرچه نسبت بار یون به شعاع افزایش یابد پیوند مولکول های آب با یون فلزی قوی تر می شود به طوریکه برخی از این مولکول ها می توانند یون      آزاد کرده و به محلول خصلت اسیدی بدهند.

بر این اساس یون های         و         و          می توانند در آب از خود خصلت اسیدی نشان دهند.

 

فصل دوم تعادل های آبی

اهداف آموزشی

پس از مطالعه ی این فصل باید بتوانید:

اثر یون مشترک را توضیح بدهید.

محلول های بافر را تعریف کنید و انواع آن را بشناسید.

 بتوانید PH محلول های بافر را محاسبه کنید.

 علت مقاومت محلول های بافر در مقابل تغییرات PH را توضیح دهید.

 تیتراسیون را تعریف کنید.

 منحنی تیتراسیون اسید و باز قوی و اسید ضعیف و باز قوی را رسم کنید.

بتوانید PH یک محلول را در هر مرحله از تیتراسیون حساب کنید.

 معرف مناسب هر تیتراسیون  را تعیین کنید.

 حاصل ضرب انحلالی را توضیح دهید.

 معیار های انحلال پذیری یا رسوب کردن را بدانید.

 اثر PH و شکل کمپلکس را بر انحلال پذیری مواد توضیح دهید.

 ترکیبات آمفوتر را بشناسید.

اثر یون مشترک هنگامی که به محلول حاوی یم الکنرولیت ضعیف ، مقداری محلول حاوی یون مشترک با الکترولیت ضعیف اضافه شود طبق اصل لوشاتلیه تفکیک الکترولیت ضعیف کاهش می یابد.

افزایش مقداری NaA (        ) به این محلول تفکیک HA را کاهش می دهد.

جابجایی در یک تعادل که در اثر افزایش یک یون مشترک ایجاد می گردد ، اثر یون مشترک نامیده می شود.