כימיה A-Level

הכל עשוי מאטומים. אטום מורכב ברובו מחלל ריק. במרכזו נמצא גרעין קטן וכבד. הגרעין מכיל שני סוגי חלקיקים: פרוטונים וניטרונים. סביב הגרעין, בחלל הריק, נעים האלקטרונים. האלקטרונים נשארים במעטפות — שכבות במרחקים קבועים מהגרעין.

הגרעין קטן מאוד אך מכיל כמעט כל המסה. האלקטרונים תופסים כמעט כל החלל אך יש להם כמעט אין מסה.

מטען יחסי ומסה יחסית

אנו משווים בין שלושת החלקיקים באמצעות מטען יחסי ומסה יחסית. אלו מספרים פשוטים, לא יחידות אמיתיות.

לפרוטון ולניטרון יש כמעט אותה מסה. האלקטרון קל פי 1836 לערך. הפרוטון טעון בטעון חיובי, האלקטרון בטעון שלילי, והניטרון אינו טעון — הוא ניטרלי.

מספר פרוטון ומספר נוקלאון

שני מספרים מתארים את הגרעין:

• מספר הפרוטונים (כונה גם מספר אטומי), סממן $Z$ — מספר הפרוטונים.
• מספר הנוקליונים (כונה גם מספר המסה), סממן $A$ — הסך הכולל של פרוטונים ונוטרונים. פרוטונים ונוטרונים הם שניהם נוקליונים.

לכן, מספר הנוטרונים הוא $A - Z$.

ספירת חלקיקים באטום או ביון

באטום ניטרלי, מספר האלקטרונים שווה למספר הפרוטונים, מה ששווה ל$Z$.

יון הוא אטום שאיבד או רכש אלקטרונים, ולכן יש לו מטען:

• יון חיובי יש לו פחות אלקטרונים מאשר פרוטונים.
• יון שלילי יש לו יותר אלקטרונים מאשר פרוטונים.

דוגמה: $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ יש לו $13$ פרוטונים, $27 - 13 = 14$ נוטרונים, ו$13 - 3 = 10$ אלקטרונים (איבד 3 אלקטרונים כדי להפוך ל$3+$).

איך מסת ומטען מחולקים

מעט几乎 כל המסה נמצאת בגרעין, כי פרוטונים ונוטרונים כבדים ואלקטרונים קלים מאוד. כל המטען החיובי נמצא בגרעין (הפרוטונים). המטען השלילי מפוזר בשכבות (האלקטרונים).

קרני חלקיקים בשדה חשמלי

דמיינו קרניים של פרוטונים, נוטרונים ואלקטרונים הנעות באותה מהכה אל שדה חשמלי בין שתי צלעות טעונות:

• קרן הפרוטונים מתכופפת לכיוון הצלע השלילית (פרוטונים חיוביים).
• קרן האלקטרונים מתכופפת בכיוון ההפוך, לכיוון הצלע החיובית. היא מתכופפת הרבה יותר, כי האלקטרון קל משמעותית — אותו כוח גורם לסטייה גדולה יותר לגוף בעל מסה קטנה יותר.
• קרן הנוטרונים עוברת ישר דרך. אין לה מטען, ולכן השדה לא מפעיל עליה כוח.

רדיוס אטומי ורדיוס יוני

הרדיוס האטומי הוא גודלו של אטום. הרדיוס היוני הוא גודלו של יון.

בכל תקופה (מימין לשמאל), הרדיוס האטומי הופך לקטן יותר. המטען הגרעיני (המשיכה מהפרוטונים) עולה, אך האלקטרונים נכנסים לאותו מעטפת חיצונית, כך שהחסימה על ידי שכבות פנימיות נשארת בערך זהה. המשיכה החזקה יותר מושכת את המעטפת החיצונית פנימה.

לאורך קבוצה (מלמעלה למטה), הרדיוס האטומי הופך לגדול יותר. כל צעד למטה מוסיף שכבה חדשה, ולכן האלקטרונים החיצוניים נמצאים רחוק יותר ומרגישים יותר חסימה מהגרעין.

עבור יונים:

• יון חיובי (קטיאן) הוא קטן יותר מאטומו. הוא איבד את המעטפת החיצונית שלו, והאלקטרונים שנותרו מרגישים משיכה חזקה יותר כל אחד.
• יון שלילי (אניון) הוא גדול יותר מאטומו. הוא רכש אלקטרונים, ולכן יש יותר דחייה בין האלקטרונים.
• בקרב יונים בעלי אותו מספר אלקטרונים, זה עם יותר פרוטונים הוא קטן יותר.

איזוטופים הם אטומים של אותו יסוד עם אותו מספר פרוטונים אך מספר שונה של נייטרונים. לכן לאיזוטופים יש אותו מספר פרוטונים $Z$ אך מספר נוקלאוני שונה $A$.

אנו כותבים איזוטופ כ$^{A}_{Z}\text{X}$: מספר הנוקלאונים $A$ בחלק העליון, ומספר הפרוטונים $Z$ בחלק התחתון. לדוגמה, לכלור יש שני איזוטופים עיקריים, $^{35}_{17}\text{Cl}$ ו$^{37}_{17}\text{Cl}$.

תכונות כימיות זהות

תכונות כימיות תלו באלקטרונים, במיוחד באלקטרונים החיצוניים. לאיזוטופים של אותו יסוד יש אותו מספר אלקטרונים המסודרים באותו אופן. לכן הם מגיבים בדיוק באותו אופן — להם יש תכונות כימיות זהות.

תכונות פיזיקליות שונות

חלק מהתכונות הפיזיקליות תלו במסה, ולכן הן שונות בין איזוטופים. איזוטופ כבד יותר יש בו יותר נייטרונים, ולכן יותר מסה, ולכן צפיפות גבוהה יותר. (התוכנית לימודית מגבילה הבדל זה למסה ולצפיפות.)

אלקטרונים מסודרים בשכבות, תת-שכבות ואורביטלים.

שכבות ומספר הקוונטי הראשי

כל שכבה מסומנת על ידי מספר הקוונטי הראשי $n = 1, 2, 3, \dots$. ערך גדול יותר ל$n$ מציין שכבה הנמצאת רחוקה יותר מהגרעין ובעלת אנרגיה גבוהה יותר.

תת-שכבות ואורביטלים

כל שכבה מחולקת לתת-שכבות, המכונות s, p ו-d. כל תת-שכבה בנויה מאורביטלים. אורביטל הוא אזור קטן שיכול להכיל עד שני אלקטרונים.

לכן, תת-שכבת s מכילה 2 אלקטרונים, תת-שכבת p מכילה 6, ותת-שכבת d מכילה 10.

סדר העלייה באנרגיה

אלקטרונים ממלאים תחילה את תת-השכבה בעלת האנרגיה הנמוכה ביותר. עבור השלוש שכבות הראשונות, כמו גם 4s ו-4p, סדר עליית האנרגיה הוא:

שימו לב לפתע: 4s נמצא מעט מתחת לאנרגיה של 3d, ולכן 4s ממולא תחילה.

קונפיגורציה אלקטרונית

הקונפיגורציה האלקטרונית מפרטת כמה אלקטרונים נמצאים בכל תת-שכבה. הסידור בעל האנרגיה הנמוכה ביותר הוא המצב היסודי.

לברזל (Fe, $Z = 26$):

ניתן לכתוב סיכום באמצעות הגז האציל הקרוב ביותר בסוגריים מרובעים:

כאן $[\text{Ar}]$ מייצג את הקונפיגורציה המלאה של ארגון.

ליונים, מוסיפים או מורידים אלקטרונים. חוק מרכזי אחד: כאשר מתכת מעבר יוצרת יון חיובי, היא מאבדת את האלקטרונים ב-4s לפני האלקטרונים ב-3d. לכן $\text{Fe}^{3+}$ הופך ל$[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

אלקטרונים בקופסאות

הסימון אלקטרונים בקופסאות מצייר כל אורביטל כקופסה וכל אלקטרון כחץ. שני אלקטרונים באותו אורביטל חייבים להיות מכוונים לכיוונים הפוכים, משום שכל אלקטרון possesses תכונה הנקראת ספין, והאורביטל המשותף דורש ספינים הפוכים.

בתוך תת-קליפה, אלקטרונים ממלאים אורביטלים ריקים אחד לאחד, בחיצים מקבילים, לפני שכל אורביטל מקבל אלקטרון נוסף. התפזרות כזו משאירה את האלקטרונים מרוחקים זה מזה ומצמצמת את הדחייה ביניהם.

מדוע הקונפיגורציה לוקחת צורה זו

אלקטרונים ממלאים מאנרגיה נמוכה לגבוהה כי כך מתקבל האטום היציב ביותר (בעל אנרגיה מינימלית). בתוך תת-קליפה הם מתפזרים בודד תחילה כדי להפחית את הדחייה בין האלקטרונים השליליים.

צורות של אורביטלי s ו-p

• אורביטל s הוא כדור הממוקם במרכז הגרעין.
• אורביטל p יש לו שני פתחים, כמו משקולת דמיונית, המצויים לאורך ציר אחד. שלושת אורביטלי ה-p מצויים לאורך שלושה כיוונים הנמצאים בזווית ישרה (צירי $x$, $y$ ו$z$).

רדיקלים חופשיים

רדיקל חופשי הוא מין בעל אלקטרון אחד או יותר בלתי זוגיים. רדיקלים חופשיים הם מאוד תגובתיים.

אנרגיית יוניזציה ראשונה

אנרגיית יוניזציה ראשונה (IE) היא האנרגיה הנדרשת להוצאת אלקטרון אחד מכל אטום באחד מול של אטומים גזיים, תוך היווצרות של מול אחד של יונים גזיים $+1$.

אנו משתמשים באטומים גזיים כדי שלא יהיו כוחות בין החלקיקים. היחידה היא $\text{kJ mol}^{-1}$. כמשוואה, עבור יסוד X:

ה$(\text{g})$ מראה שהמין הוא בגז.

אנרגיות יוניזציה עוקבות

לאחר ההוצאה של אלקטרון אחד, ניתן להוציא אלקטרון נוסף. אנרגיית יוניזציה שנייה מוצאת אלקטרון אחד מכל יון $+1$:

ניתן להמשיך. אלו הן אנרגיות יוניזציה עוקבות. כל אחת מהן גדולה מהקודמת שלה, כי כל אלקטרון מושך הרחק מיון בעל מטען חיובי גדול יותר.

על מה תלויה אנרגיית יוניזציה

אנרגיית יוניזציה נובעת מהמשיכה בין הגרעין החיובי לבין האלקטרון החיצוני. שלושה גורמים עיקריים קובעים את חוזק המשיכה הזו:

• טענת גרעין: ככל שיש יותר פרוטונים, הם מושכים את האלקטרונים חזק יותר, ולכן אנרגיית היוניזציה גבוהה יותר.
• רדיוס אטומי: ככל שהאלקטרון החיצוני רחוק יותר מהגרעין, המשיכה חלשה יותר, ולכן אנרגיית היוניזציה נמוכה יותר.
• מסך: מערכות פנימיות חוסמות חלק ממשיכת האלקטרון החיצוני. ככל שיש יותר מערכות פנימיות, כך יש מסך גדול יותר ואנרגיית יוניזציה נמוכה יותר.

יש גם השפעה קטנה יותר — דחיית זוג סpin. כאשר שני אלקטרונים משתפים אורביטלי אחד, הם דוחים זה את זה מעט, ולכן אחד מהם קל יותר להוצאה.

מגמות באנרגיית יוניזציה ראשונה

במהלך תקופה, אנרגיית היוניזציה הראשונה בדרך כלל עולה. הטענת הגרעין גדלה בעוד המסך נשאר בערך אותו דבר, ולכן האלקטרונים החיצוניים נתפסים חזק יותר.

לאורך מחלקה, אנרגיית היוניזציה הראשונה יורדת. אלמנטים תחתונים יש להם יותר מערכות, ולכן מסך גדול יותר ורדיוס גדול יותר, והאלקטרון החיצוני קל יותר להוצאה.

הנפילות הן עדות לתת-מערכות

העלייה במהלך תקופה אינה חלקה. מופיעות שתי נפילות קטנות, ועליך להיות מסוגל להסביר את שתיהן:

• ממחלקה 2 למחלקה 13 (למשל Mg ל-Al): האלקטרון המושלם מ-Al מגיע מתת-מערכת 3p, שהיא בגובה אנרגטי גבוה יותר מאשר תת-מערכת 3s המלאה ב-Mg. אלקטרון 3p קל יותר להוצאה, ולכן הערך נופל.
• ממחלקה 15 למחלקה 16 (למשל P ל-S): ב-S, אורביטלי 3p אחד מכיל כעת זוג אלקטרונים. דחיית זוג הסpin גורמת לאחד מהם להיות קל יותר להוצאה, ולכן הערך נופל.

נפילות אלו הן עדות לקיום תת-מערכות.

אנרגיות יוניזציה עוקבות הן עדות למערכות

אם תצייר את אנרגיות היוניזציה העוקבות של אלמנט אחד, הערכים יעלו, עם קפיצים גדולים בנקודות מסוימות. קפיץ גדול מתרחש כאשר האלקטרון הבא חייב להתפרק ממערכת הקרובה יותר לגרעין.

ספור כמה אלקטרונים משתחררים בקלות לפני הקפיץ הגדול הראשון — זהו מספר האלקטרונים במערכת החיצונית, שמספר לך את המחלקה בה נמצא האלמנט. ניתן גם להשתמש בדפוס כדי לחשב את הקונפיגורציה האלקטרונית ואת מיקום האלמנט בטבלה המחזורית.

*אנרגיות יינון עוקבות של נתרן (סולם לוגריתמי): הקפיצות הגדולות חושפות את מבנה $2,8,1$

דוגמה מופת. חמש אנרגיות היינון העוקבות הראשונות של יסוד הן $590$, $1150$, $4940$, $6480$ ו$8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. באיזו קבוצה הוא נמצא? חפש את הקפיצה הגדולה, לא את המספר הגדול ביותר. מה-1 ל-2 הערך מכפיל בערך פי שניים, זהו עלייה רגילה. מה-2 ($1150$) ל-3 ($4940$) הוא מעלה פי ארבעה: זוהי הקפיצה. לכן שני אלקטרונים נשלפים בקלות לפני כן, הקליפה החיצונית מכילה 2 אלקטרונים, והיסוד נמצא ב-קבוצה 2. ספור את האלקטרונים שנשלפו לפני הקפיצה, והסבר את הקפיצה נכון: האלקטרון הבא נמשך מקליפה קרובה יותר לגרעין, ולא מאלמנט אחר.

• הגדר איזוטופים במלואם: אטומים של אותו יסוד עם אותה מספר פרוטונים אך מספר שונה של נייטרונים — תוכנית ההערכה דורשת את שני החלקים.
• 4s מתמלא לפני 3d, אך אלקטרונים נשלפים מ-4s תחילה בעת יצירת יונים, כך ש$\text{Fe}^{3+}$ הוא $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (ולא $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• באנרגיות יינון עוקבות, קפיצה גדולה מסמנת את תחילת קליפה חדשה (פנימית) — השתמש בקפיצות כדי למקם את היסוד בקבוצתו.
• הסבר כל מגמת אנרגיית יינון באמצעות שלושת הגורמים: מטען גרעיני, מרחק ומסך, בנוסף להשפעות תת-קליפה עבור הנפילות הקטנות.
• למד את הסיבה המדויקת לכך שאנרגיית הינון ראשונה של חמצן היא מתחת לזו של חנקן: אלקטרונים זוגיים ב-2p של החמצן דוחים זה את זה, ולכן אחד מהם נשלף בקלות.

אטומים קלים מדי כדי למדוד במיליגרם, ולכן אנו משווים כל מסה לסטנדרט אחד. הסטנדרט הוא יחידת המסה האטומית המאוחדת (סממן u), המוגדרת בדיוק כשישית ממסת אטום אחד של פחמן-12.

בשימוש ביחידה זו, אנו מביעים מסות כמספרים פשוטים:

• המסה האטומית היחסית $A_r$ של יסוד היא המסה הממוצעת של אטומיו בהשוואה ל$\tfrac{1}{12}$ של אטום פחמן-12. זהו ממוצע על כל האיזוטופים, המשוקל לפי תדירות התפוצה של כל אחד מהם.
• המסה האיזוטופית היחסית היא מסת אטום אחד של איזוטופ יחיד, בהשוואה ל$\tfrac{1}{12}$ של אטום פחמן-12.
• המסה המולקולרית היחסית $M_r$ של מולקולה היא סכום המסה האטומית היחסית של כל אטומיה.
• המסה הנוסחאתית היחסית היא אותה רעיון לחומר שאינו מורכב ממולקולות (כגון תרכובת יונית). חשב את סכום המסה האטומית היחסית המוצגת בנוסחה.

*המסה האטומית היחסית היא ממוצע משוקלל: שני האיזוטופים של כלור (75% ³⁵Cl, 25% ³⁷Cl) נמצאים בממוצע Aᵣ = 35.5

כדי למצוא $A_r$ ממידע איזוטופי, יש להכפיל את מסת כל איזוטופ באחוז שלו, לחבר תוצאות אלו זה לזה ולחלק ב-100.

דוגמה מפורטת. כלור הוא $75\%$ ${}^{35}\text{Cl}$ ו-$25\%$ ${}^{37}\text{Cl}$. מצאו את המסה האטומית היחסית שלו.

דוגמה מפורטת. ספקטרומטר מסה מראה שנחושת היא $69.2\%$ ${}^{63}\text{Cu}$ ו-$30.8\%$ ${}^{65}\text{Cu}$. מצאו את המסה האטומית היחסית שלה.

כימיונים סופרים חלקיקים בקבוצות הנקראות מולים, בדיוק כמו שאנו סופרים ביצים בשתי עשרות.

מונה מול (סמל mol) הוא כמות החומר שמכילה אותו מספר חלקיקים כמו שיש אטומים ב-12 גרם מדויקים של פחמן-12. מספר זה הוא קבוע אוגדרו:

לכן, מול אחד של כל דבר מכיל $6.02 \times 10^{23}$ חלקיקים. החלקיקים יכולים להיות אטומים, מולקולות או יונים — תמיד יש לציין איזה סוג.

המסה של מול אחד בגרמים שווה למסה היחסית ($A_r$ או $M_r$). זוהי המסה המולרית, עם יחידות $\text{g mol}^{-1}$. המשוואה המרכזית היא:

כאשר $n$ היא הכמות במולים, $m$ היא המסה בגרמים, ו-$M$ היא המסה המולרית.

דוגמה מפורטת. כמה מולים יש ב-$8.0\ \text{g}$ של מתאן, $\text{CH}_4$? ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$.)

המסה המולרית היא $M = 12 + 4(1) = 16\ \text{g mol}^{-1}$, ולכן

תרכובת היא חומר המורכב משני יסודות או יותר הקשורים כימית זה לזה.

מטענים ונוסחאות של תרכובות יוניות

בתרכובת יונית המטען החיובי הכולל מאזן את המטען השלילי הכולל, כך שהתרכובת ניטרלית בסך הכל.

ניתן לחזות את המטען של רבים מהיונים לפי מיקום היסוד בטבלה המחזורית:

מימן יוצר $\text{H}^+$, וגזי האצילה מקבוצה 18 אינם יוצרים יונים באופן רגיל.

חלק מהיונים שחובה לדעת בשמם ובנוסחתם:

למתכת שיכולה להיות למעלה ממטען אחד, מספר רומאי מציין את מספר החמצון. לדוגמה, ברזל(II) הוא $\text{Fe}^{2+}$ וברזל(III) הוא $\text{Fe}^{3+}$. כדי לכתוב נוסחה, יש לאזן את המטענים: חמצן ברזל(III) הוא $\text{Fe}_2\text{O}_3$, כי שני $\text{Fe}^{3+}$ מאזנים שלושה $\text{O}^{2-}$.

משוואות וסימני מצבים

משוואה כימית חייבת להיות מאוזנת — אותה כמות של כל סוג של אטום בשני האגפים. יש להוסיף סימני מצב כדי להציג את המצב של כל סוג: (s) מוצק, (l) נוזל, (g) גז, ו(aq) תמיסה מימית (מומס במים).

משוואה יונית מציגה רק את היונים והמולקולות שמשתנות בפועל. היונים שלא משתנים הם יוני צופים, ואנחנו משאירים אותם בחוץ. לדוגמה, התגובה שיוצרת כלוריד כסף היא:

נוסחאות אמפיריות ומולקולריות

הנוסחה האמפירית היא היחס השלם הפשוט ביותר של אטומי כל יסוד בתרכובת. הנוסחה המולקולרית מציגה את המספר האמיתי של אטומי כל יסוד במולקולה אחת.

לדוגמה, אתאן ישנו נוסחה אמפירית $\text{CH}_3$ אך נוסחה מולקולרית $\text{C}_2\text{H}_6$.

חומרים מוצקים הידראטיים ואנדרואים

חלק מהחומרים המוצקים כולמים מים בתוך הגבישים שלהם. מים אלו הם מי גביש. מוצק הכולל אותם הוא הידראטי; אותו מוצק ללא המים נקרא אנדרואי.

למשל, נחושת(II) סולפט הידראטית היא $\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}$. חימומה מגרשת את המים ומשאירה $\text{CuSO}_4$ אנדרואי.

חישוב נוסחה אמפירית ונוסחה מולקולרית

כדי למצוא את הנוסחה האמפירית מתוך מסות (או אחוזים במסה):

1. חלקו כל מסת יסוד ב-$A_r$ שלו כדי לקבל את הכמות בחומרים.
2. חלקו את כל ערכי הכמות בחומרים בערך הקטן ביותר.
3. עגרו למספר שלם הקרוב ביותר — יחס זה הוא הנוסחה האמפירית.

כדי לקבל את הנוסחה המולקולרית, יש צורך גם ב-$M_r$. מצאו כמה פעמים מסת הנוסחה האמפירית נכנסת לתוך $M_r$, ואז כפלו את הנוסחה במספר זה.

דוגמה מפורטת. תרכובת מכילה $40.0\%$ פחמן, $6.7\%$ מימן ו$53.3\%$ חמצן באחוזי מסה. מצאו את הנוסחה האמפירית שלה. ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$, O $= 16$.)

קחו $100\ \text{g}$ וחלקו כל מסה ב-$A_r$ שלה כדי לקבל מולות: C $= 40.0/12 = 3.33$, H $= 6.7/1 = 6.7$, O $= 53.3/16 = 3.33$. חלוקה כולה על ידי הקטן ביותר ($3.33$) נותנת יחס C : H : O $= 1 : 2 : 1$, ולכן הנוסחה האמפירית היא $\text{CH}_2\text{O}$.

מסות נגישות ותפוקה באחוזים

המספרים לפני כל מין במשוואה מאוזנת נותנים את יחס החומרים — זהו ה-סטוכיומטריה. כדי למצוא מסת תגובה: שנו את המסה הידועה לכמות בחומרים, השתמשו ביחס החומרים כדי למצוא את הכמות בחומרים הרצויה, ולאחר מכן שנו חזרה למסה.

דוגמה מפורטת. מהי המסה של מגנזיום אוקסיד שנוצרה כאשר $4.8\ \text{g}$ של מגנזיום נשרף לחלוטין? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$, O $= 16$.)

מולות של Mg $= 4.8/24 = 0.20\ \text{mol}$. היחס Mg : MgO הוא $1 : 1$, ולכן $0.20\ \text{mol}$ של MgO נוצרים. המסה המולרית שלו היא $24 + 16 = 40\ \text{g mol}^{-1}$, ולכן

בראקציות בפועל בדרך כלל מתקבל פחות מוצר מהמקסימום האפשרי. התפוקה באחוזים משווה את הכמות שייצרת בעצם לכמות המקסימלית שהייתה אפשרית:

חומר מגביל וחומר במעטף

כששני חומרי תגובה מעורבים, אחד מהם בדרך כלל נגמר קודם. חומר הגבול הוא זה שנגמר — הוא קובע כמה מוצר ייוצר. השני הוא חומר במעטף, כי יש ממנו יותר מכפי הנדרש. תמיד מבססים את החישוב על חומר הגבול.

כדי למצוא אותו: מחשבים את מספר המולים של כל חומר תגובה, מחלקים כל אחד במספרו במשוואה, והתוצאה הקטנה ביותר היא חומר הגבול.

נפחי גזים

באותה טמפרטורה ולחץ, נפחים שווים של כל הגזים מכילים מספרים שווים של מולקולות. בטמפרטורת החדר ולחץ (r.t.p.), מול אחד של כל גז תופס $24.0\ \text{dm}^3$, לכן:

זה משמש בשריפת הידרוקربונים (תרכובות של פחמן ומימן בלבד), שבו משווים נפחי גזים.

נפחים וריכוזים של פתרונות

הריכוז של פתרון הוא כמות ה-ממס בכל דצימטר מעוקב של פתרון, שנמדד ב$\text{mol dm}^{-3}$:

כאן $c$ הוא הריכוז ו$V$ הוא הנפח ב$\text{dm}^3$. זכרו ש$1000\ \text{cm}^3 = 1\ \text{dm}^3$.

דוגמה פתורה. בכימיה טיטרציה, $25.0\ \text{cm}^3$ של פתרון נתרן הידרוקסיד ניטרלו בדיוק $20.0\ \text{cm}^3$ של $0.100\ \text{mol dm}^{-3}$ חומצה הידרוכלורית: $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. מצאו את ריכוז פתרון נתרן ההידרוקסיד.

מולי HCl $= cV = 0.100 \times \dfrac{20.0}{1000} = 2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$. היחס הוא $1 : 1$, לכן יש $2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ של NaOH ב$25.0\ \text{cm}^3$:

זה הבסיס לטיטרציה, שבה מוצאים ריכוז לא ידוע על ידי ביצוע תגובה איתו עם פתרון whose concentration is known.

ספרות משמעותיות

תן את התשובה בספרות משמעותיות משמעותיות סבירות — לרוב התאם את הנתונים בשאלה. אל תכתוב יותר ספרות מהנתונים מאפשרים, ואל תעגל כל כך מוקדם שאתה מאבד דיוק.

• המירו נפחים ל$\text{dm}^3$ לפני השימוש בריכוז ($25.0\ \text{cm}^3 = 0.0250\ \text{dm}^3$); ה-$\div 1000$ החסר הוא הטעות הנפוצה ביותר בטיטרציה.
• השתמש במספרי איזון כיחס מולרים בין מינים — לעולם לא ב$M_r$ הערכים.
• נוסחה אמפירית: חלק כל מסה/אחוז ב$A_r$, ואז בחלק הקטן ביותר, ולאחר מכן בקנה מידה למספרים שלמים; השתמש ב$M_r$ כדי להגיע לנוסחה המולקולרית.
• לגזים ב-T.R.P. השתמש ב$\text{volume} = \text{moles} \times 24\ \text{dm}^3$; ציין את המשוואה שבה משתמש בכל פעם.
• תן את התשובה באותן ספרות משמעותיות כמו הנתונים (בדרך כלל 3) ותמיד כלול יחידות.

חשמליות היא היכולת של אטום למשוך את האלקטרונים בקשר אליו.

שלושה גורמים קובעים כמה חשמליות הוא אטום:

• מטען גרעיני: יותר פרוטונים מושכים את אלקטרוני הקשר חזק יותר.
• רדיוס אטומי: ככל שהקשר קרוב יותר לגרעין, כך המשיכה חזקה יותר.
• הצללה על ידי שכבות פנימיות ואנד-שכבות: יותר אלקטרונים פנימיים מחלישים את המשיכה על אלקטרוני הקשר.

לכן חשמליות עולה לאורך תקופה (מטען גרעיני גדול יותר, רדיוס קטן יותר) ויורדת בתוך קבוצה (רדיוס גדול יותר, הצללה גדולה יותר). פלואור הוא האלמנט הכי חשמלי.

ניתן להשתמש בהפרש בערכי חשמליות לפלינג כדי לחזות את סוג הקשר. הפרש גדול נותן קשר יוני; הפרש קטן נותן קשר קוולנטי.

קשר יוני הוא משיכה אלקטרוסטטית בין יונים טעונים מנגד — קטיונים חיוביים ו-אניונים שליליים.

הוא נוצר כאשר מתכת נותנת אלקטרונים ללוח. דוגמאות טובות הן נתרן כלוריד ($\text{NaCl}$), מגנזיום חומצה ($\text{MgO}$) וקלציום פלוריין ($\text{CaF}_2$). היונים ערוכים ברשת ענק סדירה, המוחזקים יחד על ידי המשיכה בכל כיוון.

*גביש אמיתי של מלח אבן (הליט, NaCl); הצורות הקוביות משקפות את הרשת האיונית הענקית בפנים

קשר מתכתי הוא המשיכה האלקטרוסטטית בין יוני מתכת חיוביים לבין "ים" של אלקטרונים דלוקליזציה.

האלקטרונים החיצוניים חופשים לנוע בכל המתכת. זה מסביר מדוע מתכות מוליכות חשמל וחזקות.

קשר קוולנטי הוא המשיכה האלקטרוסטטית בין גרעיני שני אטומים לבין זוג אלקטרונים משותף.

מולקולות פשוטות עם קשרים קוולנטיים כוללות $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ ו-$\text{C}_2\text{H}_4$. קשר כפול משתף שני זוגות; קשר משולש (כמו ב-$\text{N}_2$) משתף שלושה זוגות.

אטומים בתקופה 3 ומטה יכולים להרחיב את השמונית — להחזיק יותר מארבעה אלקטרונים בשכבה החיצונית. דוגמאות הן $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ ו-$\text{SF}_6$.

קשר קואורדינטי (נקרא גם קשר קוולנטי נתתי) הוא קשר קוולנטי שבו שני האלקטרונים המשותפים מגיעים מאותו אטום. לדוגמה, כאשר גזי אמוניה וחומצה כלורידית פוגשים זה בזה, הזוג הבלתי קושר על החנקן יוצר קשר קואורדינטי ל-$\text{H}^+$, ונוצר יון האמוןium $\text{NH}_4^+$. קשרים קואורדינטיים מחברים גם את שני חצאי המולקולה של $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

קשרי סיגמה ופי

קשרים קוולנטיים נוצרים כאשר אורביטלים מצטלבים:

• קשר סיגמה σ נוצר על ידי הצטלבנות ישירה, ראש-בראש, בין שני האטומים.
• קשר פִּי π נוצר על ידי הצטלבנות צדדית של שני אורביטלי p, מעל ומתחת לקשר הסיגמה.

קשר יחיד הוא קשר סיגמה אחד. קשר כפול (כמו ב$\text{C}_2\text{H}_4$) הוא קשר סיגמה אחד ועוד קשר פִּי אחד. קשר משולש (כמו ב$\text{N}_2$ וב$\text{HCN}$) הוא קשר סיגמה אחד ועוד שני קשרי פִּי.

היברידיזציה

היברידיזציה מערבת אורביטלים באותה מעטפת ליצירת אורביטלים חדשים, שווים למען הקשר:

• $\text{sp}$: שני אורביטלים שווים, המשמשים במולקולה ליניארית.
• $\text{sp}^2$: שלושה אורביטלים שווים, המשמשים במולקולה שטוחה כמו ב$\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$: ארבעה אורביטלים שווים, המשמשים ב$\text{CH}_4$.

אנרגיית קשר ואורך קשר

• אנרגיית קשר היא האנרגיה הנדרשת לשבור מול אחד של קשר קוולנטי מסוים במצב גזי.
• אורך קשר הוא המרחק בין מרכזי שני האטומים הקושרים.

קשר קצר יותר הוא לרוב חזק יותר (אנרגיית קשר גבוהה). קשרים משולשים הם קצרים וחזקים יותר מקשרים כפולים, והם קצרים וחזקים יותר מקשרים יחידים. קשרים חזקים יותר הופכים מולקולה לקשה יותר להגיב.

כדי לקבוע צורה, השתמש בתיאוריית VSEPR: זוגות האלקטרונים סביב האטום המרכזי דוחים זה את זה ככל האפשר, מכיוון שמטענים זהים נדחים.

זוג בודד (שאינו בקשר) דוחה בחוזקה רבה יותר מ-זוג מחבר. כל זוג בודד לוחץ על הזווית הקונית ב-$2.5°$ בערך.

$\text{NH}_3$ יש לו זוג בודד אחד ו-$\text{H}_2\text{O}$ יש לו שניים, ולכן הזוויות שלהן יורדות מתחת ל-$109.5°$ של $\text{CH}_4$. ניתן לחזות צורות של מולקולות ויונים דומים באותו אופן.

דוגמה מופת. נבא את הצורה והזווית הקשרית ב$\text{NH}_3$ וב$\text{H}_2\text{O}$. לחמצן יש 5 אלקטרונים בשכבה החיצונית והוא יוצר 3 קשרים, מה שמשאיר 3 זוגות קשרי ו1 זוג בודד - סה"כ ארבעה זוגות, ולכן הם מתחילים ממבנה טטרהדרלי $109.5°$. הזוג הבודד דוחה בחוזקה רבה יותר ומצמצם את הזווית בכ-$2.5°$, ונוצר צורה פירמידלית בזווית של כ-$107°$. חמצן יוצר 2 קשרים ושומר על 2 זוגות בודדים: עדיין ארבעה זוגות, אך עכשיו שניים דוחים, ולכן הצורה היא מעוקלת בזווית של כ-$104.5°$. ספרו את כל הזוגות כדי לקבוע את הגיאומטריה הבסיסית, חסרו $2.5°$ עבור כל זוג בודד, ושמו את הצורה לפי האטומים - $\text{NH}_3$ יש לו ארבעה זוגות אך הוא פירמידלי, לא טטרהדרלי.

כוחות בין-מולקולריים הם הכוחות בין מולקולות. הם חלשים הרבה מהקשרים האיוניים, הקוולנטיים והמתכתיים בתוך החומרים.

קוטביות קשר ודיפולים

כששני אטומים עם חשמליות שונה משתפים בקשר, האלקטרונים נמצאים קרוב יותר לאטום בעל החשמליות הגבוהה יותר. הקשר אז יש לו קוטביות: קצה אחד מעט שלילי ($\delta-$) והקצה השני מעט חיובי ($\delta+$). הפרדת המטען הזו היא דיפול.

אם הדיפולים במולקולה אינם מבטלים זה את זה, למולקולה כולה יש רגע דיפול והיא קוטבית. אם הם מבטלים עצמם על ידי סימטריה (כמו ב-$\text{CO}_2$), המולקולה אינה קוטבית.

כוחות ואן דר ואלס

כוחות ואן דר ואלס הם השם הכללי לכל הכוחות בין-מולקולריים. קיימים שני סוגים עיקריים.

הסוג הראשון הוא כוח הקוטב המיידי–המושרה, הנקרא גם כוח פיזור לונדון. אלקטרונים נעים יוצרים קוטב מיידי זמני, שמייצר בתורו קוטב מושרה תואם במולקולה שכנה. כוחות אלו פועלים בין כל המולקולות ומתחזקים ככל שהן מכילות יותר אלקטרונים.

הסוג השני הוא כוח הקוטב הקבוע–קוטב קבוע. הוא פועל בין מולקולות שתמיד מקוטבות, משום שכל אחת מהן בעלת קוטב קבוע.

קישור מימן

קישור מימן הוא מקרה חזק ומיוחד של כוחות קוטב קבוע. הוא נוצר כאשר מימן קשור לאטום בעל חשמליליות גבוהה מאוד – חנקן, חמצן או פלואור – ונמשך לקוחר בודד על אטום N, O או F במולקולה שכנה. יש לחפש קבוצות N–H ו-O–H, כגון באמونيا ובמים.

קישור מימן מסביר את התנהגותה המוזרה של המים:

• נקודת ההיתוך והרתיחה הגבוהה שלו, מכיוון שצריך לשבור מספר רב של קישורי מימן.
• המתיחות הפנימית (טאנזיה) הגבוהה שלו.
• קרח הוא פחות צפוף ממים נוזליים, משום שקישורי המימן מחזיקים את המולקולות במבנה פתוח ומרוחק, ולכן קרח צף.

דיאגרמת נקודה וסימן מציגה את האלקטרונים החיצוניים של כל אטום, באמצעות נקודות עבור אטום אחד וסימנים עבור השני. כך ברור מאין הגיע כל אלקטרון בקשר. ניתן לצייר אותן עבור קישור יוני, קווולנטי ודאטיבי, כולל מולקולות עם אוקטט מורחב או מספר אי-זוגי של אלקטרונים.

• עבור צורות, ספרו זוגות קשר וזוגות בודדים, קבעו את שם הצורה, ולאחר מכן ציינו את זווית הקשר המדויקת (למשל $\text{NH}_3$: פירמידתית, $107^\circ$) – כל זוג בודד מפחית את הזווית ב-$2.5^\circ$ בקירוב.
• קשר דאטיבי (קואורדינטי) כולל שני אלקטרונים מאותו אטום (למשל $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); יש לצייר חץ מהקוחר הבודד.
• קבעו את הכוח הבין-מולקולרי בדיוק: קישור מימן דורש H קשור ל-N, O או F; אחרת מדובר בקוטב קבוע או קוטב מושרה (ואן דר ואלס). לעולם אין לכנות כוחות ואן דר ואלס "קשרים".
• הסבר תכונה פיזיקלית על ידי ציון אילו כוחות נשברים, ולא רק "קשרים חזקים".

מקור הלחץ בגז

מולקולות הגז נעות במהירות לכל הכיוונים. הן פוגעות באופן רציף — מתנגשות — עם קירות המיכל. כל פגיעה מעניקה לקיר דחיפה זעירה. הלחץ של הגז הוא התוצאה הכוללת של כל ההתנגשויות הרבות האלו על הקירות.

גזים אידיאליים

גז אידיאלי הוא מודל פשוט. אנו מניחים שני דברים:

• הנפח עצמי של החלקיקים הוא אפס.
• אין כוחות אינטרמולקולריים של משיכה בין החלקיקים.

גז אמיתי מתנהג לפי המודל הזה בקרבה בלחץ נמוך ובטמפרטורה גבוהה. הוא מתנהג פחות כמו גז אידיאלי בלחץ גבוה ובטמפרטורה נמוכה, כאשר החלקיקים נדחסים זה לזה וכוחות ביניהם מתחילים להיות משמעותיים.

משוואת הגז האידיאלי

משוואת הגז האידיאלי מקשרת בין לחץ, נפח, כמות וטמפרטורה:

כאשר $p$ הוא הלחץ ביחידות Pa, $V$ הוא הנפח ב$\text{m}^3$, $n$ הוא הכמות במול, $T$ היא הטמפרטורה ב-קלווין (K), ו$R$ היא קבוע הגזים ($8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$).

תמיד יש לבצע שינוי יחידות לפני חישוב: °C לקלווין (הוספת 273), ו$\text{cm}^3$ או $\text{dm}^3$ ליחידות $\text{m}^3$.

דוגמה מפורשת. מצאו את הנפח של $0.50\ \text{mol}$ של גז אידיאלי בטמפרטורה $27\ ^{\circ}\text{C}$ ולחץ $100\ \text{kPa}$. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

המרה: $T = 300\ \text{K}$, $p = 1.00 \times 10^{5}\ \text{Pa}$. לאחר מכן

ניתן גם להשתמש במשוואה כדי למצוא מסה מולרית. מכיוון ש$n = m/M$:

דבר זה מאפשר לחשב את $M_r$ מהמסה (או הצפיפות) של גז.

דוגמה פותרת. צנחן מכיל $0.96\ \text{g}$ של גז ב$600\ \text{cm}^3$ בטמפרטורה של $100\ \text{kPa}$ ובלחץ של $27\ ^{\circ}\text{C}$. מצאו את המסה המולרית של הגז. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

המרה: $V = 6.00 \times 10^{-4}\ \text{m}^3$, $T = 300\ \text{K}$. אז

התנהגות החומר תלויה באופן הקשר בין חלקיקיו. קיימים ארבע מבנים עיקריים של מוצק גבישי.

יוני ענק

מבנה יוני ענק הוא רשת גדולה ומסודרת של יונים חיוביים ושליליים, המחזיקים יחד בעזרת כוח משיכה חזק בכל הכיוונים. דוגמאות הן נתרן כלור ומגנזיום אוקסיד.

מולקולרית פשוטה

מבנה מולקולרית פשוטה מורכב ממולקולות קטנות. הקשרים בתוך כל מולקולה הם חזקים, אך הכוחות בין-מולקולאריים בין המולקולות הם חלשים. דוגמאות הן יוד ($\text{I}_2$), פולרן ($\text{C}_{60}$) והקרח.

מולקולרית ענק

מבנה מולקולרית ענק (הנקרא גם קוולנטי ענק) הוא רשת עצומה של אטומים הקשורים על ידי קשרים קוולנטיים חזקים. דוגמאות הן סיליקון(IV) אוקסיד, גרפיט ויהלום.

מתכתי ענק

מבנה מתכתי ענק הוא רשת של יוני מתכת חיוביים ב"ים" של אלקטרונים ממוקמים. דוגמה לכך היא נחושת.

תכונות פיזיקליות

המבנה קובע את התכונות הפיזיקליות:

• נקודת ההתכה ונקודת הרתיחה גבוהות כאשר יש לשבור כוחות חזקים (יוניים, קוולנטיים או מתכתיים), ונמוכות כאשר נשברים רק כוחות בין-מולקולריים חלשים.
• הולכת חשמל דורשת חלקיקים מטענים שיכולים לנוע — יונים חופשיים (כאשר הם נוזליים או מומסים) או אלקטרונים ממוקמים. גרפיט מוליך כי חלק מאלקטרוניו ממוקמים.
• המיסות במים בדרך כלל גבוהה למצבים יוניים ונמוכה למצבים מולקולריים ומצבים קוולנטיים ענקיים.

ניתן גם לעבוד בהפך: מהנקודות הגוף, ההולכה החשמלית והמיסות של חומר לא ידוע, להסיק את סוג המבנה והקישור שלו.

• השתמש ביחידות SI ב$pV = nRT$: לחץ ב-Pa, נפח ב-$\text{m}^3$ ($\text{cm}^3 \times 10^{-6}$), טמפרטורה ב-K ($^\circ\text{C} + 273$).
• ציין את הנחות הגז האידיאלי (נפח מולקולרי זניח, אין כוחות בין-מולקולריים) וכאשר גזים אמיתיים סוגים מהן (לחץ גבוה, טמפרטורה נמוכה).
• קשר כל תכונה למבנה: יוני ענק (מ.ת. גבוה, מוליך בנוזל), קוולנטי ענק (מ.ת. גבוה מאוד), מולקולרי פשוט (מ.ת. נמוך), מתכתי ענק (מוליך, רך).
• גרפיט מוליך כי לכל פחמן יש אלקטרון ממוקם; יהלום לא מוליך — השוואה נפוצה.

כל תגובה כימית סופחת או משחררת אנרגיה. שינוי האנרגיה הזה, שנמדד בלחץ קבוע, נקרא שינוי אנתלפיה, עם הסימון $\Delta H$.

• בתגובה אקסותרמית המערכת משחררת חום, ולכן למוצרים יש פחות אנרגיה מאשר למגיבים והערך של $\Delta H$ הוא שלילי.
• בתגובה אנדותרמית המערכת סופחת חום, ולכן למוצרים יש יותר אנרגיה מאשר למגיבים והערך של $\Delta H$ הוא חיובי.

דיאגרמות מסלול תגובה

דיאגרמת מסלול תגובה מציגה את אנרגיית המגיבים והמוצרים, ואת "הגבעת" האנרגטית ביניהם. גובה הגבעה הוא אנרגיית השפעול — הכמות המינימלית של אנרגיה שהחלקיקים זקוקים כדי שתגובה תתרחש.

• אקסותרמית: המוצרים נמצאים מתחת למגיבים ($\Delta H < 0$).
• אנדותרמית: המוצרים נמצאים מעל המגיבים ($\Delta H > 0$).

תנאי תקן וסוגים של שינוי אנתלפיה

ערכי אנרגיה משווים תחת תנאים סטנדרטיים: $298\ \text{K}$ ו$101\ \text{kPa}$, מסומנים על ידי הסמל $^{\ominus}$. כל חומר נמצא במצב הפיזיקלי הרגיל שלו בתנאים אלו.

אנרגיה משבירת ויצירת קשרים

בתוך תגובה, קשרים ישנים נשברים וקשרים חדשים נוצרים. שבירה של קשר דורשת אנרגיה (אנדותרמית); יצירה של קשר משחררת אנרגיה (אקסותרמית). שינוי האנטלפיה בתגובה הוא ההפרש בין השניים:

אנרגיית הקשר היא האנרגיה הנדרשת לשבור מול אחד של קשר מסוים במצב גזי, ולכן היא תמיד חיובית. חלק מאנרגיות הקשר מדויקות (עבור מולקולה ספציפית אחת); אחרות הן ממוצעים שנלקחו מעל מספר רב של מולקולות שונות, ולכן חישובים המשתמשים בהן הם רק מקריבים.

דוגמה מפורטת. השתמש באנרגיות קשר כדי למצוא $\Delta H$ עבור $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. אנרגיות קשר (kJ mol⁻¹): H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.

מדידת שינוי אנטלפיה במעבדה

כאשר תגובה מחממת (או מקרה) מסה ידועה של מים או תמיסה, החום המועבר הוא:

כאשר $m$ היא המסה, $c$ היא קיבולת החום הסגולית (כמות האנרגיה שמעלה 1 גרם ב-1 K), ו$\Delta T$ הוא השינוי בטמפרטורה. שינוי האנטלפיה למול הוא אז:

הסימן השלילי גורם ל$\Delta H$ להיות שלילי כאשר הטמפרטורה עולה (תגובה אקסותרמית).

דוגמה מפורטת. שריפת $0.50\ \text{g}$ של מתנול ($M_r = 32$) מעלה את טמפרטורת ה-$100\ \text{g}$ של מים ב-$18\ ^{\circ}\text{C}$. מצא את שינוי האנטלפיה של הבעירה למול. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)

החום המשתחרר הוא $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. כמות השריפה היא $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, ולכן

חוק הייז קובע ששינוי האנתלפיה הכולל בתגובה הוא זהה, ללא תלות בדרך הנקטת מן המגיבים למוצרים. הדבר נובע מכך שהאנרגיה שמורה.

דבר מאפשר לך לצייר מחזור אנרגטי: לקשר בין המגיבים והמוצרים דרך שלב ישיר ודרכו עקיפה, ולאחר מכן לחבר את השלבים כך שתרחישים שני התבוננות יובילו לאותו סכום כולל.

חוק הייז בעל שימושיות בשתי דרכים:

• הוא מאפשר למצוא שינוי אנתלפיה שאין ניתן למדוד ישירות (למשל, יצירת תרכובת שנוצרת באיט או עם תגבות לוואי).
• הוא מאפשר לחשב $\Delta H_r$ מתוך נתוני אנרגיית קשר, או מתוך נתוני יצירה או בעירה הנתונים בשאלה.

• הגדר כל שינוי אנתלפיה עם תנאי הסטנדרט המדויקים שלו (למשל, בעירה = מול אחד שנשרף במלואו בחמצן עודף).
• השתמש ב$\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$; שבירה היא אנדותרמית ($+$), יצירה היא אקסותרמית ($-$) — טעות נפוצה היא להפוך את הסימן.
• ב$q = mc\Delta T$ השתמש במסת המים/פתרון, חלק לפי המולים והוסף את הסימן השלילי עבור תגובה אקסותרמית.
• ציירו מחזורי היס עם חצים באותה כיוון, עקבו אחר הדרך החלופית, ותמיד תנו ל$\Delta H$ סימן ויחידות ($\text{kJ mol}^{-1}$).

מספר החמצון (הנקרא גם מצב חמצון) מראה כמה אלקטרונים אטום איבד או רכש בהשוואה ליסוד החופשי. מחשבים אותו באמצעות כללים פשוטים:

• ליסוד שאינו מחובר יש מספר חמצון של $0$.
• ליון פשוט יש מספר חמצון השווה למטענו (לכן ⟨$\text{Mg}^{2+}$⟩ הוא ⟨$+2$⟩).
• קבוצה 1 היא תמיד $+1$, קבוצה 2 היא תמיד $+2$.
• למימן יש $+1$ (אבל $-1$ בהידרידים מתכתיים).
• לחמצן תמיד ⟨$-2$⟩ (אולם ⟨$-1$⟩ בפראוקסידים).
• לפלורין תמיד יש $-1$.
• מספרי החמצון בתרכובת ניטרלית מתכנסים ל$0$; ביון הם מתכנסים למטען.

מספר רומאי מציין את גודל מספר החמצון של יסוד, לדוגמה ברזל(II) פירושו $+2$ ומנגן(VII) ב-$\text{KMnO}_4$ פירושו $+7$.

דוגמה מופת. מצאו את מספר החמצון של גופרית ביון הסולפט, $\text{SO}_4^{2-}$.

כל חמצן הוא $-2$, ולכן ארבעת האטומים של חמצן תורמים $4 \times (-2) = -8$. באיון הסכום שווה למטען, כאן $-2$. אם גופרית היא $x$:

דוגמה מופתרת. מצאו את מספר החמצון של חנקן באיון הניטרט, $\text{NO}_3^-$.

תגובת חמצון-חידוש היא תגובה בה אלקטרונים עוברים ממינים אחד למינים אחר.

• חמצון הוא אובדן של אלקטרונים. מספר החמצון עולה.
• חידוש הוא קיבלה של אלקטרונים. מספר החמצון יורד.

כלל זיכרון שימושי הוא OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (חמצון הוא אובדן, חידוש הוא קבלה).

חמצון וחידוש מתרחשים תמיד יחד, כי האלקטרונים שאבד מינים אחד נקבלים על ידי מינים אחר. העברת אלקטרונים זו היא הסיבה לקריאה בתגובת חמצון-חידוש.

שינויים במספר חמצון עוזרים לאזן משוואת חמצון-חידוש:

1. מצאו את היסוד שבו מספר החמצון עולה (הוא מתחמצ) ואת היסוד שבו מספרו יורד (הוא מתחודש).
2. העלייה הכוללת חייבת להיות שווה לירידה הכוללת, מכיוון שכל אלקטרון שנאבד מתקבל איפהשהו.
3. בחר את היחס בין שני המינים כך שהעלייה והירידה יתאימו, ואז איזן את שאר המשוואה.

דוגמה מפורטת. איזן את התגובה בין פרמנגנאט(VII) לבין ברזל(II) בסביבה חומצית: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

מנגן יורד מ$+7$ ל$+2$ (ירידה של $5$); ברזל עולה מ$+2$ ל$+3$ (עליה של $1$). כדי שהירידה הכוללת תהיה שווה לעליה הכוללת, קחו $5$ יוני ברזל לכל $1$ יוני מנגנטי. לאחר מכן איזנו חמצן עם מים ($4\,\text{H}_2\text{O}$) והידרוגן עם $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$):

דיספרופורציונציה היא סוג מיוחד של תגובת חמצון-חיזור שבו אותו אלמנט גם מתחמצן וגם מתחזר בו-זמנית. לדוגמה, כאשר כלור מגיב עם מים קרים, חלק מאטומי הכלור מחוזרים (ל-$\text{Cl}^-$) וחלקם מתחמצנים (ל-$\text{ClO}^-$).

• גורם מחמץ לוקח אלקטרונים ממין אחר. במהלך פעולתו הוא עצמו מתחזר.
• גורם מחזר נותן אלקטרונים למין אחר. במהלך פעולתו הוא עצמו מתחמצן.

לכן בתגובת חמצון-חיזור כלשהי, הגורם המחמץ גורם לחמצון המין האחר, בעוד שהגורם המחזר גורם לחיזור.

• יש ליישם את חוקי מספר החמצון בסדר: O הוא $-2$ אלא בפרוקסידים ($-1$); H הוא $+1$ אלא בהידרידים מתכתיים ($-1$).
• במשוואת חמצון-חיזור העלייה הכוללת שווה לירידה הכוללת במספר החמצון — השתמש בכך כדי לקבוע את היחס, ולאחר מכן איזן O עם $\text{H}_2\text{O}$ ו-H עם $\text{H}^+$.
• גורם מחמץ עצמו מתחזר; ציין גם מה מתחמצן/מתחזר וגם את הגורם עבור ניקוד מלא.
• דיספרופורציונציה היא אותה אלמנט גם מתחמצן וגם מתחזר — הצג את שתי השינויים במספר החמצון.

תגובה הפוכה יכולה להתרחש בשני הכיוונים. התגובה הקדמית יוצרת תוצרים; התגובה ההפוכה ממירה תוצרים חזרה למגיבים. אנו מסמנים זאת עם הסימן $\rightleftharpoons$.

במערכת סגורה (ללא כניסה או יציאת חומרים), התגובה מגיעה לאיזון דינמי כאשר:

• קצב התגובה הקדמית שווה לקצב התגובה ההפוכה.
• ריכוזי המגיבים והתוצרים נשארים קבועים.

הוא מכונה דינמי כי שתיהן התגובות עדיין מתרחשות — הן פשוט מבטלות זו את זו. נדרשת מערכת סגורה, אחרת התוצרים היו בורחים ואיזון לעולם לא היה מושג.

עקרון לה-שטליה אומר: אם שיניתם מערכת באיזון, מיקום האיזון יזוז כדי להתנגד (להפחית) לשינוי הזה.

קטליזט מאפשר להגיע לאיזון מהר יותר, אך הוא אינו משנה את מיקום האיזון.

לתגובה באיזון, קבוע האיזון מקשר בין כמות התוצרים לתגובנים. עבור התגובה $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

כאשר הסוגריים המרובעים מציינים ריכוז ב$\text{mol dm}^{-3}$.

דוגמה פתורה. באיזון התערובת $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ מכילה $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ ו$[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. מצאו את $K_c$.

(ללא יחידות כאן, כי מערכי הריכוז מתבטלים למעלה ולמטה).

דוגמה פתורה (טבלת ICE). $1.00\ \text{mol}$ של כל $\text{H}_2$ ו$\text{I}_2$ נכלאים בבקבוק בעל נפח $1.00\ \text{dm}^3$; באיזון נותרה כמות $0.20\ \text{mol}$ של $\text{H}_2$. ערוכו טבלת ICE (התחלה, שינוי, איזון):

הגיבה כמות $0.80\ \text{mol}$ של $\text{H}_2$, ולכן נוצרה כמות $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ של HI. בבקבוק בעל נפח $1.00\ \text{dm}^3$ הריכוזים שווים למולים, ולכן $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

בתגובות גזים, אנו משתמשים בלחץ חלקי במקום בריכוז. הלחץ החלקי של גז הוא החלק מהלחץ הכולל שהוא ספק. הוא מחושב מהשבר המולי (השבר מכלל המולים שהם הגז ההוא):

הקבוע שנכתב עם לחצים חלקיים הוא $K_p$.

דוגמה פתורה. תערובת גזים מכילה $2.0\ \text{mol}$ של $\text{N}_2$ ו$6.0\ \text{mol}$ של $\text{H}_2$ בלחץ כולל של $200\ \text{kPa}$. מצאו את הלחץ החלקי של כל גז.

יש בסך הכל $8.0\ \text{mol}$, ולכן

דוגמה פתורה (מספר $K_p$ נתון). עבור $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$, הלחצים החלקיים באיזון הם $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ ו$p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. אז

רק טמפרטורה משנה את הערך של $K_c$ או $K_p$. שינוי בריכוז או בלחץ מזיז את מיקום האיזון אך משאיר את הקבוע ללא שינוי; הוספת קטליזט משנה גם הקבוע גם את המיקום — היא רק גורמת לאיזון להגיע מהר יותר.

שני תהליכים תעשייתיים אלו נבחרים באיזון בין התפוקה, הקצב והעלות באמצעות עקרון לה-שאטלייה.

• תהליך האבר מייצר אמוניה: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (תגובה אקסותרמית). הוא משתמש בכ-$450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ ובקטליזת ברזל. טמפרטורה נמוכה תניב יותר אמוניה אך בתהליך איטי מדי, ולכן טמפרטורה מתונה היא פשרה.
• תהליך קונטאקט מייצר סולפיטרי: $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (תגובה אקסותרמית). הוא משתמש בכ-$450\,°\text{C}$, כמעט ב-$1$–$2\ \text{atm}$ ובקטליזת חומצת ונדיום(V) אוקסיד.

פרוטון הוא פשוט יון $\text{H}^+$. תיאוריית ברונסטד-לאווריי מגדירה חומצות ובסיסים לפי מה שהן עושים עם פרוטונים:

• חומצה היא תורם פרוטונים (היא נותנת $\text{H}^+$).
• בסיס הוא קבלן פרוטונים (הוא לוקח $\text{H}^+$). בסיס שנמס במים נקרא אלקלי.

חומצות נפוצות שיש לדעת: חומצת הידרוכלורית ($\text{HCl}$), חומצת גופריתית ($\text{H}_2\text{SO}_4$), חומצת חנקית ($\text{HNO}_3$) וחומצת אתנואית ($\text{CH}_3\text{COOH}$). בסיסים נפוצים: נתרן הידרוקסיד ($\text{NaOH}$), אשלגן הידרוקסיד ($\text{KOH}$) ואמוניה ($\text{NH}_3$).

דבר זה עוסק ביעילות בה which חומצה או בסיס מתפרקים במים — ולא בעובשה (הריכוז שלה).

• חומצה חזקה או בסיס חזק הם מנושרים לחלוטין במים (כמעט כל מולקולה מתפרקת ליונים).
• חומצה חלשה או בסיס חלש הם רק חלקית מנושרים (רוב המולקורות נשארות שלמות).

מדד ה-pH מודד את חומציותה של תמיסה: מים טהורים הם pH 7, חומצות נמצאות מתחת ל-7, ובסיסים נמצאים מעל 7. חומצה חזקה בעלת pH נמוך יותר מאשר חומצה חלשה באותו ריכוז.

ניתן להבדיל בין חומצות חזקות לחלשות על ידי:

• תגובה עם מתכת פעילה: חומצה חזקה זועזעת מהר יותר.
• pH: נמדד באמצעות מד pH או אינדיקטור אוניברסלי.
• מוליכות חשמלית: חומצה חזכה מוליכה טוב יותר, כי יש לה יותר יונים.

ניטרול מתרחש כאשר יוני מימן מחומצה מגיבים עם יוני הידרוקסיד מבסיס:

נוצר גם מלח, מהחלק הנותר של החומצה והבסיס.

ב-טיטרציה מוסיפים תמיסה אחת לתוך אחרת ומעקבים אחרי ה-pH. עקומת הטיטרציה כוללת קפיצה תלולה, כמעט אנכית, סמוך לנקודת הסיום. הצורה המדויקת תלויה בזה אם כל אחד מהמתגיבים הוא חזק או חלש.

כדי לבחור אינדיקטור, בחר באחד ששינוי הצבע שלו נופל בתוך הקפיצה התלולה זו. עבור חומצה חזקה עם בסיס חזק, רוב האינדיקטורים עובדים; עבור חומצה חלשה עם בסיס חזק, תצטרך אינדיקטור שמשתנה בטווח ה-pG הגבוה יותר.

• הגדר איזון דינמי עם כל שלוש הנקודות: קצבי ההתקף וההפוך שווים, ריכוזים קבועים, מערכת סגורה.
• ענה על שאלות לה-シャטלייה על ידי פירוש השינוי, כיוון ההזזה והסיבה; מזרז אינו מזיז את המיקום (הוא מאיץ את שני הקצבים).
• כתוב $K_c$ כתוצרים מחולקים במגיבים, כל אחד מוגבה למעלה מספר האיזון שלו; כלול סימני מצב כדי לקבוע מה מופיע.
• הצדק את תנאי האבר/קונטקט כ-התאמה בין תפוקה, קצב ועלות — אל תסתפק בפשוט לצטט אותם.
• ברונסטד: חומצה = נותן פרוטון, בסיס = מקבל פרוטון; זוגות לוואי נבדלים ב$\text{H}^+$ אחד.

קצב התגובה הוא קצב המעבר של חומרי המוצא למוצרים. אנו מודדים אותו כשינוי בריכוז (או בכמות) בכל יחידת זמן.

כדי להגיב, חלקיקים חייבים להתנגש. תדירות ההתנגשויות היא תדירות הפגיעה החלקיקית. אך לא כל התנגשות מובילה לתגובה:

• התנגשות אפקטיבית יש לה מספיק אנרגיה וגם הכיוון הנכון, ולכן מתרחשת תגובה.
• התנגדות לא-אפקטיבית אין לה מספיק אנרגיה, או שהחלקיקים פוגעים בזווית שגויה, ולכן לא מתרחש דבר.

לכן הקצב תלוי ב-תדירות ההתנגשויות האפקטיביות – כמה התנגשויות מועילות מתרחשות בשנייה.

ריכוז ולחץ

אם מעלים את ריכוז התמיסה (או את הלחץ של הגז), החלקיקים ערוכים זה לזה בצפיפות גדולה יותר. הם מתנגשים תדירות יותר, ולכן מתרחשות יותר התנגשויות אפקטיביות בשנייה, והקצב עולה.

ניתן לחשב קצב מהנתונים הניסויים – לדוגמה, נפח הגז שנוצר מחולק בזמן ש占据了.

דוגמא פותרת. תגובה משחררת פחמן די-אוקסיד. בתוך $30\ \text{s}$, נאסף $48\ \text{cm}^3$ של גז. מצאו את הקצב הממוצע של התגובה במהלך זמן זה.

הקצב הוא המהיר ביותר בהתחלה (הגרף תלול שם) כי חומרי המוצא הם בריכוז הגבוה ביותר, ולאחר מכן הוא מאט ככל שהם נצרכים.

אנרגיית השפעול ($E_A$) היא האנרגיה המינימלית שהתנגשות צריכה כדי להיות אפקטיבית.

פיזור בולצמן הוא גרף המראה כיצד אנרגיות המולקולות מפוזרות בטמפרטורה אחת. העקומה מתחילה בנקודת המקור, עולה לשיא, ולאחר מכן יורדת בזנב ארוך. השטח הכולל מתחת לעקומה הוא סך כל מספר המולקולות. רק המולקולות מימין ל$E_A$ יש להן מספיק אנרגיה כדי להגיב.

כשמעלים את הטמפרטורה:

• העקומה מתשטחת ומתפשטת לימין, כך שחלק הרבה גדול יותר של המולקולות יש כעת אנרגיה הגדולה מ$E_A$.
• המולקולות נעות גם מהר יותר ונפגשות תדירות יותר.

האפקט הראשון הוא הגדול יותר. זוהי הסיבה שזינוק קטן בטמפרטורה גורם לזינוק גדול בקצב.

זרז מאיץ תגובה אך אינו נבלע במהלך התהליך. הזרזה הוא השם לפעולה זו.

זרז פועל על ידי מתן לתגובה מנגנון תגובה אחר — מסלול חדש עם אנרגיית הפעלה נמוכה. בחלוקת בולצמן, הורדת $E_A$ מזיזה את הקו שמאלה, כך שיותר מולקולות כרגע יש להן מספיק אנרגיה. משמעות הדבר היא יותר התנגשויות יעילות בכל שנייה, וקצב מהיר יותר.

בתרשים מסלול תגובה, המסלול המזורז מכיל "גבעת" אנרגיה נמוכה יותר. שינוי האנתלפיה בתגובה, $\Delta H$, אינו משתנה בשל הזרז.

ישנם שני סוגים:

• זרז הומוגני נמצא באותו מצב פיזיקלי כמו החומרים המגיבים — לדוגמה, זרז חומצי המומס בתמיסת נוזלים.
• זרז הטרוגני נמצא במצב שונה מזה של החומרים המגיבים — לדוגמה, ברזל מוצק המאיץ את תגובת הגזים בתהליך האבר.

• הסבר שינויי קצב לפי תורת ההתנגשות — התנגשויות יעילות תדירות יותר ו/או בעלות אנרגיה גבוהה יותר.
• בחלוקת בולצמן סמן $E_A$, הצלל מימינו, והראה כי העקומה מתשטחת וזזה ימינה בטמפרטורה גבוהה; היא מתחילה באות origin ואינה מגיעה לעולם לציר.
• זרז מספק מסלול חלופי עם אנרגיית פעילות נמוכה יותר $E_A$ ואינו משנה $\Delta H$.
• הסבר מדוע עלייה קטנה בטמפרטורה גורמת לעלייה גדולה בקצב התגובה: אחוז רב יותר של המולקולות עכשיו חוצה את $E_A$ (האפקט העיקרי).

מחזוריות היא העובדה שתיכונות חוזרות בדפוס קבוע כאשר עוברים לאורך כל מחזור בטבלה המחזורית. מחזור 3 (Na עד Ar) הוא הדוגמה הסטנדרטית.

נקודת ההיתוך וההולכה נובעות מהמבנה והקשרים:

• Na, Mg, Al הם מתכת ענקיים. נקודות ההיתוך עולות (Na → Al) כי כל אטום מספק יותר אלקטרונים דלוקליזציה והיונים קטנים יותר, ולכן הקשרים חזקים יותר. הם מוליכים היטב.
• Si הוא מוлекуלרי ענק (קשר קוולנטי ענק). יש לו את נקודת ההיתוך הגבוהה ביותר, מכיוון שיש לשבור קשרים קוולנטיים חזקים. הוא כמעט אינו מוליך.
• P, S, Cl, Ar הם מוסקולרים פשוטים (או אטומים יחידים). נקודות ההיתוך שלהם נמוכות, כי הכוחות היחידים שנשברים הם כוחות ואן דר ואלס החלשים בין המולקולות - הקשרים הקוולנטיים החזקים בתוך כל מולקולה מעולם אינם נשברים. הם אינם מוליכים.

שם כוחות ואן דר ואלס כאשר מסביר את הירידה: זו נקודת הניקוד, ו"הקשרים הקוולנטיים הם חלשים" היא הטעות שמפסדת אותה. היתוך $\text{S}_8$ מבודד מולקולות שלמות אחת מהשנייה; הוא לא נוגע בקשר יחיד $\text{S–S}$. הגדלים שלהם עדיין נובעים מהמולקולה: $\text{S}_8$ נמס בגבוה יותר מ-$\text{P}_4$ כי הוא גדול יותר, עם יותר אלקטרונים ולכן כוחות ואן דר ואלס חזקים יותר, בעוד ש-$\text{Ar}$ (אטום יחיד) הוא הנמוך ביותר מכולם.

*נקודת ההמיסה לאורך המחזור 3 מגיעה לשיא בסיλικון (רשת קוולנטית ענק); היא גבוהה עבור המתכות ונמוכה עבור האלמנטים המולקולריים הפשוטים

תגובות עם חמצן, כלור ומים

עם חמצן:

עם כלור:

עם מים (רק Na ו-Mg מגיבים):

נתרן מגיב במהירות; מגנזיום מגיב רק לאט מאוד עם מים קרים.

מספר חמצון של החומציות והכלורידים

מספר החמצון של יסוד בתור ה-3 בחומצה או בכלוריד עולה לאורך התור, מכיוון שהוא שווה למספר האלקטרונים בשכבת הערכים (שכבת ערכים) שהאטום משתמש בהם בקישור:

הכלורידים $\text{NaCl}$, $\text{MgCl}_2$, $\text{AlCl}_3$, $\text{SiCl}_4$, $\text{PCl}_5$ מראים מספרי חמצון $+1$ עד $+5$ באותו אופן.

חומציות עם מים, והתנהגות חומצה-בסיס

לאורך התור החומציות משתנות מבסיסיות לחומציות:

תחמוצות מתכת (משמאל) הן בסיסיות; תחמוצות אל-מתכת (מימין) הן חומציות. $\text{Al}_2\text{O}_3$ וה-הידרוקסיד שלו $\text{Al(OH)}_3$ הם אמפוטריים — הם מגיבים עם שני החומציים והבסיסים:

כלורידים עם מים

• $\text{NaCl}$ ו$\text{MgCl}_2$ הם יוניים. הם פשוט נמסים, ומניבים תמיסה קרובה לניטרלית.
• $\text{SiCl}_4$ ו$\text{PCl}_5$ הם קוולנטיים. הם עוברים הידרוליזה (מגיבים עם מים) ליצירת תמיסות חומציות ואדים של $\text{HCl}$:

הסבר התגובתיות

תגובתיות אלו נובעות מהשינוי בקישור וב-חשמלילכות. בשמאל, האלמנטים הם מתכות עם חשמלילכות נמוכה, ולכן התחמוצות והכלורידים שלהם הם יוניים ובסיסיים (או ניטרליים). מימין, האלמנטים הם אל-מתכות עם חשמלילכות גבוהה, ולכן התחמוצות והכלורידים שלהם הם קוולנטיים וחומציים. ניתן להשתמש בתכונות של כלוריד או תחמוצה (נקודת הרתיחה, מוליכות, השפעה על מים) כדי להציע האם הקישור ביניהם הוא יוני או קוולנטי.

דוגמה מופתרת. נבא את ה-pH כאשר $\text{Na}_2\text{O}$, $\text{Al}_2\text{O}_3$ ו$\text{SO}_3$ מוספים כל אחד למים. מאפיין חומצה-בסיס עוקב אחר השינוי ממתכת לאל-מתכת לאורך מחזור 3. $\text{Na}_2\text{O}$ הוא יוני ובסיסי: הוא נמס לתמיסת $\text{NaOH}$, ולכן ה-pH הוא כ-13. $\text{SO}_3$ הוא קוולנטי וחומצי: הוא מגיב ליצירת $\text{H}_2\text{SO}_4$, ולכן ה-pH הוא כ-1. $\text{Al}_2\text{O}_3$ נמצא באזור המעבר — הוא אמפוטרי ובעיקר בלתי מומס במים, ולכן ה-pH נשאר כ-7. המכשול הוא בזה האחרון: אמפוטרי לא מסמן ניטרליות, אלא שהתחמוצה מגיבה עם חומצות וגם עם בסיסים — היא פשוט אינה מגיבה עם מים.

אותה רעיון עובד לכל קבוצה. אם ידועה לך התגובתיות לאורך קבוצה ולאורך מחזור, תוכל:

• לנבא את תכונותיו של אלמנט לפי מיקומו (למשל, אלמנט מקבוצה 1 יהיה מתכת תגובתית היוצרת יון $+1$).
• להסיק את המיקום והזהות האפשריים של אלמנט לא ידוע לפי תכונותיו הפיזיקליות והכימיות.

• תמיד לשלב את התגובתיות עם הסיבה: רדיוס אטומי יורד לאורך מחזור 3 (עלייה במטען הגרעיני, צלילה דומה).
• להסביר את תגובתיות נקודת ההיתוך לפי מבנה: מתכת ענקית (Na→Al), קוולנטית ענקית (Si, הגבוהה ביותר), ולאחר מכן מולקולרית פשוטה ($\text{P}_4$, $\text{S}_8$, $\text{Cl}_2$) ואטומית (Ar).
• תחמוצות הופכות מבסיסיות → אמפוטריות ($\text{Al}_2\text{O}_3$) → חומציות לאורך המחזור; לקשר זאת לקישור יוני-קוולנטי.
• לגבי תגובות תחמוצות/כלורידים עם מים, לפרט את המוצרים וה-pH הנובע.

קבוצה 2 כוללת את המתכות מגנזיום, סידן, סטרונציום ובריום. לכל אחת מהן יש שתי אלקטרונים בשכבת הערכים החיצונית, שהם מאבדים כדי ליצור יוני $2+$. בהלכה מטה לקבוצה, האטומים גדלים והאלקטרונים החיצוניים נשארים קלים יותר לאובדן, ולכן המתכות הופכות לרעילות יותר—ה-רעילות שלהן עולה במטה הקבוצה.

תגובות היסודות

עם חמצן, הם נשרפים ויוצרים חמצון:

עם מים, הם יוצרים הידרוקסיד וחמצן. התגובה הופכת מהירה יותר במטה הקבוצה:

מגנזיום איטי עם מים קרים אך מגיב מהר עם קיטור, ונותן $\text{MgO}$ ו$\text{H}_2$.

עם חומצה הידרוכלורית או גופריתית דלילה, הם יוצרים מלח וחמצן:

עם חומצה גופריתית התגובה מאטה במטה הקבוצה, כי ה-גופריטים שנוצרו (כמו $\text{BaSO}_4$) בלתי מסיסים ומכסים את המתכת.

תגובות התרכובות

החמצונים וההידרוקסידים הם בסיסיים. הם מגיבים עם מים ועם חומצות דלילות:

הקרבוניות מגיבות עם חומצות דלילות ונותנות מלח, מים ודו-חמצן פחמן:

פירוק תרמי

פירוק תרמי הוא שבירת תרכובת על ידי חימומה.

• הקרבוניות נשברות לחמצן ולדו-חמצן פחמן:

• הניטרטים מתפרקים לתחמוצת, גז דו-חמצן חנקוני חום-חום וחמצן:

היציבות התרמית של גם הקרבונטים וגם הניטרטים עולה כלפי מטה בסדרה. יון מתכת גדול יותר מושך פחות את יון הקרבונט או הניטרט, ולכן התרכובת קשה יותר לשבור — היא דורשת טמפרטורה גבוהה יותר. כך שקרבונט המגנזיום מתפרק בקלות הרבה ביותר, וקרבונט בריום הוא הקשה ביותר לשבירה.

מגמות בפתילותות

ממגמות אלו ניתן לחזות את המאפיינים של האלמנט הבא בתור, הרדיום, ושל התרכובות שלו.

דוגמה מופתרת. $\text{MgCO}_3$ מתפרק בטמפרטורה של כ-$540\ °\text{C}$ ו-$\text{BaCO}_3$ בטמפרטורה של כ-$1360\ °\text{C}$. הסבירו את המגמה וחזו היכן ממוקם $\text{CaCO}_3$. בהליכה למטה בקבוצה 2 הקטיון הופך גדול יותר, ולכן הטעון שלו מתפזר על שטח גדול יותר וה-כוח הקיוטובי שלו יורד. קטיון בעל כוח קיוטובי נמוך יותר מעוות פחות את יון הפחמימת, ולכן קשר ה-$\text{C-O}$ מתחלש פחות ונדרשת יותר אנרגיה כדי לשבור אותו. לכן, היציבות התרמית גוברת למטה בקבוצה, ו-$\text{CaCO}_3$, הנמצא בין Mg לבין Ba, מתפרק בטמפרטורה בינונית של כ-$900\ °\text{C}$. נסבירו את כל השלשלת הסיבה-תוצאה - גודל הקטיון, ולאחר כך כוח הקיוטובי, ולאחר כך העיוות של האניון; "זה יותר ריאקטיבי" אינו מסביר כאן דבר כלשהו.

• הריאקטיביות גוברת למטה בקבוצה 2: אנרגיית היינון יורדת כאשר האטומים גדלים, ולכן אלקטרונים מאבדים בקלות.
• התגובות עם מים הופכות לעוצמתיות יותר לאורך הקבוצה; Mg מגיב לאט עם מים קרים אך מהר עם קיטור (→ MgO).
• ההידרוקסידים הופכים יותר מומסים למטה בקבוצה; הגופריתות הופכות פחות מומסות ($\text{BaSO}_4$ חסר פתרון — זו הבסיס לבדיקת הגופריתות).
• כתבו משוואות עם ה-$+2$ המתאים וציינו את התצפיות (פעמוניות, התמוססות).

ההלוגנים הם יסודות קבוצה 17. הם קיימים כמולקולות דו-אטומיות ($\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$). בהלכה מטה לקבוצה:

הנדידות (כמה בקלות חומר הופך לקרי) יורדת במטה בעמוד: כלור הוא גז, אך יוד הוא מוצק. הדבר נובע מכך שמולקולות הופכות לגדולות ויש להן יותר אלקטרונים, ולכן כוחות הדיפול המיידי והדיפול המושרה ביניהן מתחזקים. כוחות חזקים יותר קשים לשבור, ולכן נקודת הרתיחה עולה והנדידות יורדת.

אנרגיית הקשר (חוזק הקשר) במולקולות $\text{X}\text{–}\text{X}$ יורדת באופן כללי מ$\text{Cl}_2$ ל$\text{I}_2$, מכיוון שהאלקטרונים המשותפים נמצאים רחוק יותר מהליבות באתומים הגדולים יותר.

הלוגנים כחומצי חמצון

כל הלוגן מגיב על ידי קבלת אלקטרון אחד כדי ליצור יון $1-$, ולכן פועל כחומר מחמצן. כוח זה יורד במטה בעמוד, מכיוון שאתומים גדולים יותר מושכים אלקטרון נוסף בחוזקה פחותה. הלוגן עם תגובתיות גבוהה יותר יכול לדחוק החל הלוגן פחות תגובתי ממלחו:

תגובות עם מימן

כל הלוגן מגיב עם מימן כדי ליצור חומצה הידרוגני-הלוגן:

התגובה הופכת לפחות אינטימית במטה בעמוד: כלור מגיב באופן אקספלוסיבי באור, ברומין זקוק לחום, ויוד מגיב לאט ובאופן חלקי בלבד.

יציבות תרמית של חומצות הידרוגני-הלוגן

היציבות התרמית של חומצות הידרוגני-הלוגן יורדת במטה בעמוד. קשר ה-H–X הופך לחלש ככל שהאתום הלוגני גדול יותר, ולכן HI מתפרק בחימום עדין בעוד HCl יציב מאוד.

יוני הלוגנידים כחומרי חינוך

יון הלוגניד (כמו ⟨$\text{Cl}^-$⟩) יכול לוותר על אלקטרון, ולכן פועל כחומר מחנך. כוח זה עולה במטה בעמוד, מכיוון שיון גדול יותר מחזיק את האלקטרון החיצוני שלו בחוזקה פחותה.

תגובה עם יוני ארגן במים

הוסף נתרן חומצי ארגן מימי, ולאחר מכן אמוניה מימית, כדי לזהות את ההלואיד לפי צבע המשקע של הלואיד הארגן:

תגובה עם חומצת גופרית מרוכזת

כל ההלואידים נותנים בתחילה את ההלוגן-מימן. לאחר מכן, ההלואידים הנמוכים מחומצנים על ידי החומצה, מכיוון שהם מצטגרים חזקים יותר:

• כלוריד נותן רק $\text{HCl}$ (ללא תגובת חמצון-הצטגרות).
• ברומיד נותן גם כמות מהחום$\text{Br}_2$ החום$\text{SO}_2$.
• יודיד נותן $\text{I}_2$ והגזים ריחניים $\text{H}_2\text{S}$ ו$\text{SO}_2$, כי $\text{I}^-$ הוא מצטגר חזק ביותר.

עם הידרוקסיד נתרן

עם הידרוקסיד נתרן קר, מדולל, כלור מגיב ליצירת כלוריד וכלורת(I):

עם הידרוקסיד נתרן חם, מרוכז, הוא יוצר כלוריד וכלורת(V):

בשתי התגובות, מספר החמצון של הכלור עולה וגם יורד (מ$0$), ולכן שתי תגובות אלו הן תגובות דיספרופורציונציה.

כלור בטיהור מים

כמות מעטה של כלור נוספת למים לצורך טיהור מים. הוא מגיב עם המים:

המינים הפעילים $\text{HOCl}$ ו$\text{ClO}^-$ הורגים חיידקים, מה שהופך את המים לבטוחים לשתייה.

דוגמה פותרת. מוצק $\text{NaCl}$, $\text{NaBr}$ ו$\text{NaI}$ מחממים כל אחד עם $\text{H}_2\text{SO}_4$ רכוזה. תחזו את התוצרים. כוח החיזור עולה במטה הקבוצה, ולכן עד כמה שכל יון הלוגני מחזר את חומצת הסולפורית משתנה. $\text{Cl}^{-}$ הוא חלש מדי כדי להחזיר אותו בכלל, לכן תקבלו רק קיטור של $\text{HCl}$ - תגובת חומצה-בסיס. $\text{Br}^{-}$ מחזר אותו מעט: $\text{HBr}$ בתוספת $\text{Br}_2$ חום-חום ו$\text{SO}_2$. $\text{I}^{-}$ הוא מחזר החזק ביותר: $\text{HI}$ בתוספת $\text{I}_2$, והוא מוביל את הגופרית כל הדרך למטה ל$\text{H}_2\text{S}$, עם הריח המצחיק שלו. כל יון הלוגני נותן את החומצה ההלוגנית ראשונה; התוצרים הנוספים מופיעים רק כאשר היון הלוגני הוא מחזר חזק מספיק כדי לתקוף את הגופרית.

• הלואינים הופכים פחות תגובתיים במטה הגרופה (קשה יותר לקבל אלקטרון); כוח המחמצן יורד.
• החלפה: לואין תגובתי יותר מחליף לואיד פחות תגובתי - ציין את שינוי הצבע.
• בדיקת יוני הלוגניים עם $\text{AgNO}_3$: לבן ($\text{Cl}^-$), שמנת ($\text{Br}^-$), צהוב ($\text{I}^-$), ולאחר מכן אימות עם אמוניה מדוללת/רוכזה.
• כלור עם מים ועם קר $\text{NaOH}$ הם דיספרופורציונציה - הצג את שינויי מספר החמצון.

גז חנקן, $\text{N}_2$, מרכיב את רוב האוויר אך מגיב עם מעט מאוד. ישנם שני סיבות:

• שני אטומי החנקן מחוברים באמצעות קשר משולש, בעל אנרגיית קשר גבוהה מאוד. נדרשת הרבה אנרגיה כדי לשבור אותו.
• למולקולה אין קוטביות - היא סימטרית לחלוטין, ולכן אין דבר שמושך מולקולות אחרות לעברה.

בסיסיות האמוניה

הבסיסיות של האמוניה (יכולתה לפעול כבסיס) נובעת מהזוג אלקטרונים בלתי משתתף על אטום החנקן. לפי התאוריה של ברונסטד-לאורי, האמוניה היא בסיס מכיוון שזוג זה יכול לקבל פרוטון ($\text{H}^+$):

יון האמוניום

כשזוג האלקטרונים הבלתי משתתף יוצר קשר ל$\text{H}^+$, הוא יוצר את יון האמוניום, $\text{NH}_4^+$. מכיוון ששני האלקטרונים בשיתוף הגיעו מחנקן, קשר זה הוא קשר קואורדינטיבי. ליון יש ארבעה קשרים N–H זהים ומבנה טטרהדרלי.

הסחת האמוניה ממלחיה

אם מחממים מלח אמוניום עם בסיס (כגון נתרן הידרוקסיד), מתפלטת גז אמוניה. זוהי הסחה חומצה-בסיס:

הריח החד של האמוניה והפיכת נייר לימון רטוב לאדום לכחול הם מבחן למלח אמוניום.

מאין הן מגיעות

חומצות חנקן ($\text{NO}$ ו$\text{NO}_2$, הנקראות יחד $\text{NO}_x$) מגיעות משני מקורות:

• טבעי: הבזק מספק מספיק אנרגיה כדי שהחנקן וחמצן באוויר יתאחדו.
• מלאכותי: הטמפרטורה הגבוהה בתוך מנוע בעירה פנימי גורמת לחנקן ולחמצן להגיב:

הסרתן מפלי הפליטה של רכב

ממיר קItems מנקה את גזי הפליטה. הוא מאפשר לגזים הרעים להגיב ביניהם ולהפיק גזים חסרי סיכון:

ערפל פוטוכימי

באור שמש, $\text{NO}$ ו$\text{NO}_2$ מגיבים עם הידרוקربונים לא-שרפים ליצירת פרואציל ניטראט (PAN). PAN הוא חלק מזיק בסמוג פוטוכימי, הערפל החום הנראה מעל ערים עמוסות.

*סמוג פוטוכימי מעל עיר גדולה. השכבה החומה כלואה נמוך, בדיו במקום שבו זיהומי רכב — אור שמש ממיר את תחמוצי הניטרוגן וההידרופרבונים הא-שרפים לערפל שרואים.

גשם חומצי

תחמוצי הניטרוגן תורמים גם ליצירת גשם חומצי בשתי דרכים:

• ישירות: $\text{NO}_2$ מתמוסס בגשם ומייצר חומצה ניטרית.
• כקטליזטור: $\text{NO}_2$ מאיץ את חמצון סולפיט דו-חמצני באטמוספרה ($\text{SO}_2$) ל$\text{SO}_3$, שנשאר אחר כך חומצה סולפורית בגשם.

*תחמוצי ניטרוגן וסולף יוצרים גשם חומצי: NO$_2$ יוצר חומצה ניטרית ישירות וגם מקטליז את חמצון SO$_2$ לחומצה סולפורית.

דוגמה מודגמת. מוצק לבן מחומם עם $\text{NaOH}$ מימי, ושחרר גז שמעלה נייר ליטמוס אדום לח למעלה. זיהוי הגז והיון במוצק, והסבר התגובה. הגז היחיד הנפוץ שמעלה נייר ליטמוס אדום לח למעלה הוא אמוניה, $\text{NH}_3$, ולכן המוצק מכיל את יון האמוניום, $\text{NH}_4^{+}$. היון ההידרוקסידי הוא בסיס חזק יותר, ולכן הוא לוקח את הפרוטון חזרה מיון האמוניום:

זהו המבחן הסטנדרטי ל$\text{NH}_4^{+}$. תמיד יש להציין שהנייר לח: האמוניה חייבת להתמוסס במים לפני שתוכל להראות את הבסיסיות שלה, ולכן נייר ליטמוס יבש לא יניב שינוי צבע כלל.

• $\text{N}_2$ אינה מגיבה בגלל קשר משולש חזק (אנרגיית קשר גבוהה מאוד) — יש לציין זאת במדויק.
• אמוניה היא בסיס וליגנד בשל זוג אלקטרונים בלתי-חיבורי; יון האמוניום נוצר בקשר דאטיבי.
• הסבר כיצד נוצרים תחמוצי ניטרוגן (טמפרטורות גבוהות במנועים) וקשרם לגשם חומצי ולסמוג פוטוכימי.
• נתון משוואות מאוזנות ותצפיות נכונות לתגובות של אמוניה ויון האמוניום.

הידרופרבון הוא תרכובת של פחמן והידrogen בלבד. אלקנים הם ההידרופרבונים הפשוטים ביותר ואינם מכילים קבוצה פונקציונלית.

קבוצה פונקציונלית היא החלק הריאקטיבי של המולקולה. היא קובעת את התכונות הפיזיקליות והכימיות של התרכובת, ולכן מולקולות עם אותה קבוצה פונקציונלית מתנהגות בצורה דומה (למשל הקבוצה $\text{–OH}$ באלכוהולים).

סוגי נוסחאות

ניתן לקרוא את הנוסחה האמפירית (יחס הפשוט ביותר) מאחת מהנוסחאות הללו.

שמירה

השתמש בשמירה שיטתית: גזרה עבור מספר הפחמנים (מת-, את-, פרופ-, בוט-, פנט-, הקס- עבור 1 עד 6), סיומת עבור הקבוצה הפונקציונלית, ומספרים כדי להראות היכן נמצאות הקבוצות.

כמה מושגים מפתח

• סדר הומולוגי הוא משפחה של תרכובות בעלות אותה קבוצה פונקציונלית ונוסחה כללית, כאשר כל חבר נבדל ב$\text{CH}_2$.
• תרכובת רוויה מכילה רק קשרים יחידים C–C; תרכובת בלתי רוויה מכילה קשר כפול C=C (או קשר משולש).

שבירת קשרים

קשר קוולנטי יכול להישבר בשתי דרכים:

• סדירה הומוליטית: הקשר מתפצל בצורה שווה, אלקטרון אחד לכל אטום. זה יוצר שני רדיקלים חופשיים (מינים עם אלקטרון לא זוגי).
• סדירה הטרוליטית: הקשר מתפצל בצורה לא שווה, שני האלקטרונים הולכים לאטום אחד. זה יוצר שני יונים.

מין תוקף

• נואוקליופיל הוא מין בעל זוג אלקטרונים בודד הנמשך למרכז חיובי (עני באלקטרונים).
• אלקטרופיל הוא מין הנמשך למרכז שלילי (עשיר באלקטרונים), כגון קשר כפול C=C.

סוגי תגובות

במצבים אורגניים, הסמל $[\text{O}]$ מסמל אטום חמצן אחד ממחמצן, והסמל $[\text{H}]$ מסמל אטום מימן אחד ממחזר.

סוגי מכניזמים

תגובת רדיקל חופשי מתרחשת בשלושה שלבים: התחלה (יצירת רדיקלים), המשכה (רדיקלים מגיבים ויוצרים רדיקלים חדשים), והסתיימות (שני רדיקלים מתחברים ומפסיקים את השרשרת).

המכניזמים העיקריים שתפגשו הם החלפת רדיקל חופשי (אלקנים), הוספה אלקטרופילית (אלקנים), החלפת נואוקליופילית (אלקנים הלוגנית) והוספת נואוקליופילית (קרבונילים). במכניזמים, חץ עקומי מראה זוג אלקטרונים הנע; הוא מתחיל בקשר או בזוג אלקטרונים בודד. *

מולקולות אורגניות יכולות להיות בעלות שרשרת ישרה, ветвистות או מעגליות (בעיגול).

הצורה סביב פחמן תלויה ב-היברידיזציה שלו:

כל קשר יחיד הוא קשר סיגמה σ, הנוצר על ידי חפיפה ישירה. קשר כפול מורכב מקשר סיגמה אחד וקשר פי π, הנוצר על ידי חפיפה צדדית של אורביטלי p. אתילן הוא מצופח בגלל $\text{sp}^2$ הפחמן שלו.

איזומרים הם תרכובות בעלות אותה נוסחה מולקולרית אך סידור שונה של האטומים. תופעה זו נקראת איזומריה.

איזומריה מבנית

באיזומריה מבנית האטומים מחוברים בסדר שונה. ישנן שלוש סוגים:

• איזומריה שרשרת: שרשרת הפחמן ערוכה בצורות ענף שונות.
• איזומריה מיקום: הקבוצה הפונקציונלית נמצאת על פחמן שונה.
• איזומריה קבוצה פונקציונלית: האטומים יוצרים קבוצה פונקציונלית שונה (למשל אלכוהול ואתר).

איזומריה סטריאוכימית

באיזומריה סטריאוכימית האטומים מחוברים באותה סדר אך מכוונים לכיוונים שונים במרחב.

• איזומריה גיאומטרית (סיס/טרנס) מתרחשת בקשר כפול C=C. הקשר פי מונע סיבוב בין שני הפחמנים (סיבוב מוגבל), כך שהקבוצות נשארות נעולות באותו צד (סיס) או בצדדים מנוגדים (טרנס).

• איזומריה אופטית מתרחשת סביב פחמן כיראלי — מרכז כיראלי הוא פחמן עם ארבע קבוצות שונות מחוברות אליו. פחמן כזה נוצר בשתי צורות מראה המכונות אנטיומר. מולקולה עשויה להיות בעלת יותר ממרכז כיראלי אחד.

מנוסחה מולקולרית ניתן להסיק את האיסומרים האפשריים על ידי ניסוי של שרשראות, מיקומים וקבוצות פונקציונליות שונות.

דוגמה מופתרת. הסבר מדוע לבוט-2-ן יש איסומריזם cis-trans (E/Z) אך לבוט-1-ן אין. סטריאואיסומריזם ב-C=C דורש שני דברים: סיבוב מוגבל סביב הקשר הכפול (שניהם עושים זאת), וגם שתי קבוצות שונות על כל אחד משני פחמינים בקשר הכפול. בבוט-2-ן, $\text{CH}_3\text{CH=CHCH}_3$, כל פחמן בקשר הכפול נושא $\text{H}$ ו-$\text{CH}_3$ - שונים, כך שקבוצות המetil יכולות להיות באותה צד (cis / Z) או בצדדים הפוכים (trans / E). בבוט-1-ן, $\text{CH}_2\text{=CHCH}_2\text{CH}_3$, הפחמן הראשון נושא שני מימנים - זהים, ולכן החלפתם לא משנה דבר ויש רק צורה אחת. בדוק כל פחמן בקשר הכפול בנפרד: שתי קבוצות זהות על כל פחמן מבטל את האיסומריזם, ללא קשר לכך עד כמה הפחמן השני עשוי להיות שונה.

• לדעת את ההבדל בין נוסחה כללית, מולקולרית, מבנית, תצוגתית ושלדית - השאלות מבקשות נוסחה ספציפית.
• לקרוא שיטתית: השרשרת הארוכה ביותר, מספר מיקום נמוך ביותר, מחליפים בסדר אלפביתי; מספר מיקום שגוי מאבד את הנקודה.
• למיין כל תגובה לפי סוג ומגיב (תוספת, חילוף, היעדר, חמצון).
• איסומריזם E/Z דורש סיבוב מוגבל סביב $\text{C}=\text{C}$ וגם שתי קבוצות שונות על כל פחמן.