ملخص الوحدة الثامنة: تكوين الأملاح – Making Salts لمادة الكيمياء للصف التاسع الفصل الدراسي الثاني المنهج العماني

نقدم لكم ملخص الوحدة الثامنة: تكوين الأملاح – Making Salts لمادة الكيمياء للصف التاسع الفصل الدراسي الثاني المنهج العماني

الدرس الأول: تفاعلات تكوين الأملاح (8-1)

مفهوم الملح Salt

الملح Salt هو مركّب يتكوّن عندما يحل فلزٌ محل الهيدروجين في الحمض. وتعتمد تسمية الملح على الحمض المُستخدم والقاعدة أو الفلز المتفاعل. فكلوريد الصوديوم (NaCl) ينتج من حمض الهيدروكلوريك مع هيدروكسيد الصوديوم، وكبريتات الماغنيسيوم (MgSO₄) تنتج من حمض الكبريتيك مع الماغنيسيوم. القاعدة العامة لتسمية الأملاح: الملح المُنتج من حمض الهيدروكلوريك يُسمى كلوريد، ومن حمض الكبريتيك يُسمى كبريتات، ومن حمض النيتريك يُسمى نترات.

تفاعلات الأحماض مع القواعد

تتفاعل الأحماض مع القواعد في تفاعل التعادل Neutralisation وفق المعادلة العامة: حمض + قاعدة → ملح + ماء. مثال: حمض الهيدروكلوريك + هيدروكسيد الصوديوم → كلوريد الصوديوم + ماء. NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l). المعادلة الأيونية الصافية لأي تفاعل بين حمض وقاعدة قلوية: H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l). يعتمد الملح المُتكوّن دائماً على الحمض المستخدم: كلوريد من الهيدروكلوريك، وكبريتات من الكبريتيك، ونترات من النيتريك.

تفاعلات الأحماض مع الفلزات

تتفاعل الفلزات النشطة مثل الماغنيسيوم والخارصين والحديد مع الأحماض لإنتاج ملح وغاز الهيدروجين وفق المعادلة: فلز + حمض → ملح + هيدروجين. مثال: Mg(s) + H₂SO₄(aq) → MgSO₄(aq) + H₂(g). والخارصين مع حمض الهيدروكلوريك: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g). الفلزات الخاملة كالذهب والفضة والنحاس لا تتفاعل مع الأحماض المخففة لأنها في أسفل سلسلة النشاط. تعتمد شدة التفاعل على طبيعة الفلز وطبيعة الحمض؛ فالفلزات القلوية تتفاعل بشدة أكبر بكثير مع الأحماض مقارنة بالفلزات الأقل نشاطاً.

تفاعلات الأحماض مع الكربونات

تتفاعل الأحماض مع الكربونات لإنتاج ملح وماء وثاني أكسيد الكربون وفق المعادلة: حمض + كربونات → ملح + ماء + ثاني أكسيد الكربون. مثال: تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع كربونات الكالسيوم (الحجر الجيري): 2HCl(aq) + CaCO₃(s) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g). الفوران الملاحَظ عند إضافة الحمض إلى الكربونات هو ثاني أكسيد الكربون المنبعث. يُستخدم هذا التفاعل في معالجة التربة الحمضية بإضافة الحجر الجيري، وفي صناعة الأسمنت والزجاج، وفي الأقراص الدوائية لمعالجة ارتفاع حموضة المعدة.

تفاعلات القواعد مع مركبات الأمونيوم

تتفاعل القواعد مع مركبات الأمونيوم لإنتاج ملح وماء وغاز الأمونيا. مثال: Ca(OH)₂(s) + 2NH₄Cl(s) → CaCl₂(s) + H₂O(g) + 2NH₃(g). يُستدل على وجود الأمونيا بتحويل ورق تباع الشمس الأحمر الرطب إلى اللون الأزرق. هذا التفاعل مهم في الزراعة لأن كثيراً من الأسمدة تحتوي على أملاح الأمونيوم، وعند خلطها مع التربة الكلسية قد ينبعث غاز الأمونيا فتضيع قيمة الأسمدة النيتروجينية.

الدرس الثاني: تحضير الأملاح (8-2)

تحضير الأملاح الذائبة – الطريقة أ

لتحضير ملح ذائب من فلز صلب أو قاعدة أو كربونات مع حمض مُعيّن: تُضاف كمية زائدة من الفلز أو القاعدة أو الكربونات إلى الحمض لضمان استهلاك الحمض كلياً. ثم تُرشّح المادة الصلبة الفائضة بعد انتهاء التفاعل، وتُبخَّر الرشاحة بالتسخين لتركيز المحلول. عند وصول درجة حرارة بعينها توقف التسخين، ثم تُترك المادة لتبرد لتكوّن بلورات الملح. مثال: تحضير كبريتات الماغنيسيوم بإضافة مسحوق الماغنيسيوم الزائد إلى حمض الكبريتيك المُخفَّف، ثم الترشيح ثم التبخير ثم الحصول على البلورات.

تحضير الأملاح الذائبة – الطريقة ب: المعايرة Titration

المعايرة Titration هي تقنية دقيقة تستخدم لتحضير الأملاح الذائبة أو تحديد تركيز حمض أو قاعدة مجهولة. تُستخدم أُروقة (Burettes) لقياس حجم المحلول المُضاف بدقة. تُضاف قطرات الحمض من الأروقة تدريجياً إلى المحلول القلوي في الدورق مع وجود كاشف. عند وصول نقطة النهاية (End-point) يتغير لون الكاشف مما يدل على اكتمال التعادل. تُكرَّر التجربة بدون كاشف للحصول على المحلول النقي ثم يُبخَّر للحصول على البلورات. يُستخدم كاشف الميثيل البرتقالي أو كاشف الثايمول فثالين للإشارة لنقطة النهاية.

تحضير الأملاح غير الذائبة بواسطة الترسيب

بعض الأملاح لا تذوب في الماء كبروميد الفضة وكبريتات الباريوم. لتحضيرها يُستخدم الترسيب عبر خلط محلولين يحتوي كل منهما على أيون من أيونات الملح المطلوب. مثال: لتحضير كبريتات الباريوم نخلط محلول نترات الباريوم مع محلول كبريتات الصوديوم: Ba(NO₃)₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2NaNO₃(aq). يترسب الملح غير الذائب في قاع الإناء ثم يُرشَّح ويُغسل بالماء ويُجفَّف. المعادلة الأيونية الصافية: Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s).