الفرض الثاني من الدورة الأولى في الفيزياء والكيمياء – السنة الثالثة إعدادي (نموذج 1)

1. (1) صحيح. (2) خطأ: شحنة الإلكترون سالبة وتساوي −e. (3) صحيح. (4) صحيح: كتلة الإلكترونات مهملة أمام كتلة النواة.
2. (أ) شحنة الإلكترونات: q = −13 × e = −13 × 1,6 × 10⁻¹⁹ = −2,08 × 10⁻¹⁸ C. الذرة متعادلة كهربائيا، إذن شحنة النواة: +2,08 × 10⁻¹⁸ C.
   (ب) يتكون الأيون Al³⁺ عندما تفقد ذرة الألومنيوم 3 إلكترونات. عدد إلكتروناته: 13 − 3 = 10. شحنته: q = +3e = 3 × 1,6 × 10⁻¹⁹ = 4,8 × 10⁻¹⁹ C.
3. الأيون Cl⁻ ذرة كلور اكتسبت إلكترونا واحدا، إذن ذرة الكلور تحتوي على 18 − 1 = 17 إلكترونا.

سلم التنقيط: 1) 0,5 لكل جواب (2ن) – 2أ) 0,75 + 0,5 (1,25ن) – 2ب) 0,5 + 0,5 + 0,75 (1,75ن) – 3) 1ن.

1. حمضية (pH < 7): عصير الليمون، الخل. قاعدية (pH > 7): الماء الصابوني، محلول هيدروكسيد الصوديوم. محايدة (pH = 7): الماء الخالص، الماء المالح.
2. عصير الليمون، لأن له أصغر قيمة pH (2,5): كلما صغرت قيمة pH ازدادت حمضية المحلول.
3. تزداد قيمة pH وتقترب من 7 دون أن تتجاوزها: تخفيف محلول حمضي ينقص حمضيته.
4. المحاليل الحمضية: أيونات الهيدروجين H⁺ ؛ المحاليل القاعدية: أيونات الهيدروكسيد HO⁻.
5. ورق pH (أو الكواشف الملونة).
6. مثلا: ارتداء نظارات واقية وقفازات، عدم لمس المحلول أو شمه، وعند التخفيف نصب المحلول المركز في الماء وليس العكس.

سلم التنقيط: 1) 0,25 لكل محلول (1,5ن) – 2) 1ن – 3) 1ن – 4) 0,5 + 0,5 (1ن) – 5) 0,5ن – 6) 0,5 لكل احتياط (1ن).

1. غاز ثنائي الهيدروجين H₂، كشفنا عنه بالفرقعة التي تحدث عند تقريب لهب منه.
2. الراسب الأخضر مع هيدروكسيد الصوديوم يدل على أيونات الحديد II: Fe²⁺. الراسب الأبيض الذي يسودّ في الضوء مع نترات الفضة يدل على أيونات الكلورور Cl⁻.
3. المتفاعلات: الحديد Fe وأيونات الهيدروجين H⁺. النواتج: أيونات الحديد II Fe²⁺ وغاز ثنائي الهيدروجين H₂ (أيونات Cl⁻ لا تتفاعل).
   المعادلة المبسطة: Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂.
4. تزداد قيمة pH، لأن أيونات H⁺ تُستهلك خلال التفاعل فتنقص حمضية المحلول.
5. النحاس لا يتفاعل مع محلول حمض الكلوريدريك المخفف، بخلاف الحديد.
6. محلول كلورور الحديد II صيغته (Fe²⁺ + 2Cl⁻).

سلم التنقيط: 1) 0,5 + 0,5 (1ن) – 2) 1 + 1 (2ن) – 3) المتفاعلات والنواتج 1 + المعادلة 1 (2ن) – 4) 1ن – 5) 1ن – 6) 1ن.