الدرس الأول: معدل التفاعل الكيميائي والعوامل المؤثرة وقاعدة لوشاتيليه

🧊 مخطط ثلاثي الأبعاد لطاقة التنشيط وحاجز الطاقة للتفاعل الكيميائي (3D Potential Energy Surface)

3D Scientific Render

يوضح مسار التفاعل الكيميائي وحاجز طاقة التنشيط (Activation Barrier)، ودور العوامل الحفازة في تخفيض قمة حاجز الطاقة لتسريع التفاعل دون استهلاكها.

• النظام المتزن نظام ساكن على المستوى المرئي، ديناميكي على المستوى غير المرئي.
• مثال: كمية ماء في إناء مغلق على موقد تحدث فيها عمليتان متضادتان: التبخير والتكثيف.
• في بداية التسخين يكون التبخير هو السائد فيزداد الضغط البخاري (ضغط بخار الماء الموجود في الهواء عند درجة حرارة معينة).
• يستمر التبخير حتى يتساوى الضغط البخاري مع ضغط بخار الماء المشبع (أقصى ضغط لبخار الماء يمكن أن يوجد في الهواء عند تلك الدرجة).
• عندئذ تحدث حالة اتزان: عدد الجزيئات المتبخرة يساوي عدد الجزيئات المتكثفة.
• يحدث الاتزان أيضًا في العديد من التفاعلات الكيميائية.

• التفاعلات التامة (غير الانعكاسية): تسير غالبًا في اتجاه واحد (الطردي تقريبًا)؛ لأن المواد الناتجة التي تحتوي على غاز أو راسب يصعب أن تتحد ثانية لتكوين المتفاعلات في نفس الظروف.

أمثلة

• إضافة محلول كلوريد الصوديوم إلى نترات الفضة يكوّن راسبًا أبيض من كلوريد الفضة.

NaCl(aq) + AgNO₃(aq) → NaNO₃(aq) + AgCl(s)↓

• وضع شريط ماغنسيوم في حمض الهيدروكلوريك يتصاعد غاز الهيدروجين.

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂(g)↑

• التفاعلات الانعكاسية: تفاعلات تسير في الاتجاهين الطردي والعكسي، فتبقى المتفاعلات والنواتج موجودة باستمرار في حيز التفاعل.

مثال: الأسترة

• عند تفاعل مول من حمض الخليك مع مول من الإيثانول يُتوقع تكوّن مول إستر ومول ماء.
• لكن محلول التفاعل يحمّر ورقة عباد الشمس الزرقاء رغم أن النواتج متعادلة، لأن بالمحلول حمض الخليك لم يستهلك كله.

CH₃COOH(aq) + C₂H₅OH(aq) ⇌ CH₃COOC₂H₅(aq) + H₂O(l)

• الاتجاه الطردي: تكوّن الإستر. الاتجاه العكسي: تحلل الإستر مائيًا.

تعريف الاتزان الكيميائي

• الاتزان الكيميائي في التفاعلات الانعكاسية: نظام ديناميكي ينشأ عندما يتساوى معدل التفاعل الطردي مع معدل التفاعل العكسي، فتثبت تركيزات المتفاعلات والنواتج.
• يظل الاتزان قائمًا طالما:
• بقيت جميع المواد المتفاعلة والناتجة موجودة في وسط التفاعل (لا يتصاعد غاز ولا يتكون راسب).
• ظلت ظروف التفاعل كدرجة الحرارة والضغط ثابتة.

• معدل التفاعل: التغير في تركيز المواد المتفاعلة أو الناتجة في وحدة الزمن.
• يُعبَّر عن التركيز بالمول/لتر، وعن الزمن بالثانية أو الدقيقة، ووحدة المعدل: mol / L.s أو mol / L. min.
• في التفاعل التام نسبيًا يقل تركيز المتفاعلات حتى تُستهلك تقريبًا ويزداد تركيز النواتج.
• في التفاعل الانعكاسي يتغير التركيزان حتى يصلا إلى حالة اتزان فيثبتان.

تفاوت سرعة التفاعلات

• لحظية تقريبًا: تفاعل نترات الفضة مع كلوريد الصوديوم (يتكون كلوريد الفضة الأبيض بمجرد الخلط).
• بطيئة نسبيًا: تفاعل الزيوت النباتية مع الصودا الكاوية لتكوين الصابون والجليسرين.
• بطيئة جدًا: تفاعلات تحتاج شهورًا أو سنوات، مثل تكوّن الصدأ.

• تتأثر سرعة التفاعل بالعوامل:
• طبيعة المواد المتفاعلة.
• تركيز المواد المتفاعلة.
• درجة الحرارة.
• الضغط (في الغازات).
• العامل الحفاز.
• الضوء.
• مساحة السطح المعرض للتفاعل.

أ) طبيعة المواد المتفاعلة (نوع الترابط)

• التفاعلات بين المواد الأيونية (كنترات الفضة وكلوريد الصوديوم) لحظية وسريعة جدًا، لأن الأيونات متوفرة وتتفاعل بمجرد الخلط.
• التفاعلات بين المواد التساهمية تحتاج إلى كسر روابط تساهمية فهي أبطأ عادةً.

ب) مساحة السطح المعرض للتفاعل

• كتلتان متساويتان من الخارصين، إحداهما مسحوق والأخرى قطعة واحدة، تُوضعان في حجمين متساويين من حمض الهيدروكلوريك المخفف.
• التفاعل مع المسحوق ينتهي في زمن أقل منه مع القطعة الواحدة.
• كلما زادت مساحة السطح المعرض للتفاعل زاد معدل التفاعل.

ج) التركيز

• كلما زاد عدد الجزيئات المتفاعلة (أي زاد التركيز) زادت فرص التصادم وزادت سرعة التفاعل.
• وضع العالمان النرويجيان جولدبرج وفاج القانون الذي يربط بين سرعة التفاعل وتركيز المتفاعلات (قانون فعل الكتلة).

د) درجة الحرارة

• ترفع الحرارة الطاقة الحركية للجزيئات، فتزيد نسبة الجزيئات المنشطة فيزداد المعدل.
• كثير من التفاعلات تتضاعف سرعتها تقريبًا إذا ارتفعت الحرارة بمقدار 10°م.

هـ) الضغط

• يؤثر في التفاعلات الغازية؛ فزيادة الضغط تقرب الجزيئات وتزيد التصادم.

و) العامل الحفاز

• موضح في بند مستقل لاحقًا.

ز) الضوء

• تتأثر بعض التفاعلات بالضوء، ومنها التمثيل الضوئي: يمتص الكلوروفيل الضوء ويتكون الكربوهيدرات في وجود CO₂ والماء.
• أفلام التصوير تحتوي على بروميد الفضة في طبقة جيلاتينية؛ فعند سقوط الضوء يكتسب أيون الفضة الموجب إلكترونًا من أيون البروميد فيتحول إلى فضة، ويُمتص البروم في الجيلاتين.

Ag⁺ + e⁻ → Ag

• كلما زادت شدة الضوء زادت كمية الفضة المتكونة.

• قانون فعل الكتلة: عند ثبوت درجة الحرارة تتناسب سرعة التفاعل الكيميائي طرديًا مع حاصل ضرب التركيزات المولارية للمواد المتفاعلة، كل منها مرفوع لأس يساوي عدد مولاته في المعادلة الموزونة.

  

تجربة توضيحية

• يُضاف محلول كلوريد الحديد III (أصفر باهت) تدريجيًا إلى محلول ثيوسيانات الأمونيوم (عديم اللون)، فيتكون ثيوسيانات الحديد III الأحمر الدموي.

FeCl₃ + 3NH₄SCN ⇌ Fe(SCN)₃ + 3NH₄Cl

• عند إضافة مزيد من كلوريد الحديد III يزداد احمرار المحلول، فيدل على تكوّن مزيد من ثيوسيانات الحديد III.

اشتقاق ثابت الاتزان

• معدل التفاعل الطردي: \[\begin{gathered}r_{1} = k_{1} [\,\text{FeCl}_{3}] [\,\text{NH}_{4}\,\text{SCN}]^{3}\end{gathered}\]
• معدل التفاعل العكسي: \[\begin{gathered}r_{2} = k_{2} [\,\text{Fe}(\,\text{SCN})_{3}] [\,\text{NH}_{4}\,\text{Cl}]^{3}\end{gathered}\]
• حيث k₁ وk₂ ثابتا معدل التفاعل الطردي والعكسي، والأقواس المربعة تدل على التركيز بالمول/لتر.

  

• عند الاتزان يتساوى المعدلان r₁ = r₂ فيكون:

\[\begin{gathered}k_{1} [\,\text{FeCl}_{3}] [\,\text{NH}_{4}\,\text{SCN}]^{3} = k_{2} [\,\text{Fe}(\,\text{SCN})_{3}] [\,\text{NH}_{4}\,\text{Cl}]^{3}\end{gathered}\]

\[\begin{gathered}\,\text{Kc} = \dfrac{k_{1}}{k_{2}} = \dfrac{[\,\text{Fe}(\,\text{SCN})_{3}] [\,\text{NH}_{4}\,\text{Cl}]^{3}}{[\,\text{FeCl}_{3}] [\,\text{NH}_{4}\,\text{SCN}]^{3}}\end{gathered}\]

• ثابت الاتزان (Kc): خارج قسمة حاصل ضرب تركيزات النواتج على حاصل ضرب تركيزات المتفاعلات عند الاتزان، كل منها مرفوع لأس عدد مولاته.

الصيغة العامة

• للتفاعل: aA + bB ⇌ cC + dD

Kc = ([C]ᶜ [D]ᵈ) / ([A]ᵃ [B]ᵇ)

مثال محلول

دلالات قيمة ثابت الاتزان

• قيمة Kc صغيرة (Kc < 1): حاصل ضرب تركيز النواتج أقل من حاصل ضرب تركيز المتفاعلات، أي لا يسير التفاعل جيدًا نحو تكوين النواتج ويكون للتفاعل العكسي دور فعال.
• مثال: ذوبان كلوريد الفضة في الماء: AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)، وقيمة Kc صغيرة جدًا (نحو 10⁻¹⁰)، وتدل على أن كلوريد الفضة شحيح الذوبان.
• قيمة Kc كبيرة (Kc > 1): يستمر التفاعل إلى قرب نهايته، والتفاعل الطردي هو السائد تقريبًا.
• مثال: تفاعل الهيدروجين مع الكلور H₂ + Cl₂ ⇌ 2HCl، وقيمة Kc كبيرة جدًا.

ملاحظات هامة في كتابة Kc

• لا يُكتب تركيز الماء النقي كمذيب ولا المواد الصلبة ولا الرواسب في ثابت الاتزان؛ لأنها ذات تركيز ثابت مهما اختلفت كميتها.
• القيمة العددية لـ Kc لا تتغير بتغير تركيز المتفاعلات أو النواتج عند نفس درجة الحرارة.
• العامل الوحيد الذي يغير قيمة Kc هو درجة الحرارة.

• تُقاس تراكيز المحاليل بالمولارية وتوضع بين أقواس مربعة [ ].
• إذا كانت المواد الداخلة في التفاعل أو الناتجة منه غازية يُعبَّر عن التركيز عادة بـ الضغط الجزئي (P).
• الضغط الكلي للتفاعل = مجموع الضغوط الجزئية لغازاته.

مثال: تحضير النشادر (هابر)

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

\[\begin{gathered}\,\text{Kp} = \dfrac{(P_{\,\text{NH}}_{3})^{2}}{P
{}_{2} \times (P
{}_{2})^{3}}\end{gathered}\]

• تفاعل مول واحد من النيتروجين مع 3 مول هيدروجين ينتج 2 مول نشادر، أي يصحبه نقص في عدد المولات وبالتالي نقص في الحجم.
• قيمة Kp لا تتغير بتغير الضغوط الجزئية للغازات عند نفس درجة الحرارة. مثال 2: في الاتزان N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g) كان الضغط الجزئي لـ NO₂ يساوي 0.2 atm ولـ N₂O₄ يساوي 0.1 atm. احسب Kp. الحل:

  

• \[\begin{gathered}\,\text{Kp} = \dfrac{(P_{\,\text{NO}}_{2})^{2}}{P
  {}_{2}}O_{4}\end{gathered}\]
• \[\begin{gathered}\,\text{Kp} = \dfrac{(0.2)^{2}}{0.1}\end{gathered}\]
• \[\begin{gathered}\,\text{Kp} = \dfrac{0.04}{0.1} = 0.4 \,\text{atm}\end{gathered}\]

• تفسر نظرية التصادم تأثير الحرارة على معدل التفاعل: يشترط لحدوث التفاعل أن تتصادم جزيئات المواد المتفاعلة.
• الجزيئات ذات السرعات العالية فقط هي التي تتفاعل؛ لأن طاقتها الحركية العالية تمكنها من كسر الروابط.
• طاقة التنشيط: الحد الأدنى من الطاقة التي يجب أن يمتلكها الجزيء لكي يتفاعل عند الاصطدام.
• الجزيئات المنشطة: جزيئات طاقتها الحركية تساوي طاقة التنشيط أو تفوقها.
• زيادة درجة الحرارة تزيد نسبة الجزيئات المنشطة فيزداد معدل التفاعل.

• بعض التفاعلات البطيئة تحتاج إلى تسخين لتسير بمعدل أسرع، لكن تكلفة الطاقة اللازمة للتسخين عالية في الصناعة وترفع أسعار السلع.
• لذلك يبحث الكيميائي في المصنع عن أفضل السبل لزيادة الإنتاج وتحسينه بأقل التكاليف.
• وُجد أن معظم التفاعلات البطيئة يمكن إسراعها بمواد تزيد المعدل دون زيادة الحرارة، هي العوامل الحفازة.
• العامل الحفاز: مادة يلزم منها القليل لتغيير معدل التفاعل الكيميائي دون أن تتغير هي أو تغير من وضع الاتزان.

أهمية الحفازات

• تُستخدم في أكثر من 90% من العمليات الصناعية مثل صناعة الأسمدة والبتروكيماويات والأغذية.
• توضع في المحولات الحفزية بشكمانات السيارات لتحويل غازات الاحتراق الملوثة إلى نواتج آمنة.

  

• الحفازات عناصر فلزية أو أكاسيدها أو مركباتها.
• الإنزيمات جزيئات بروتينية تتكون في الخلايا الحية وتعمل عوامل حفز لعمليات بيولوجية وصناعية كثيرة.

• قاعدة لوشاتيليه: إذا حدث تغير في أحد العوامل المؤثرة على نظام في حالة اتزان (التركيز أو الضغط أو درجة الحرارة)، فإن النظام ينشط في الاتجاه الذي يقلل أو يلغي هذا التغير.
• وضع العالم لوشاتيليه هذه القاعدة من مجمل المشاهدات لتصف أثر التركيز والحرارة والضغط على موضع الاتزان.

أ) تأثير التركيز

• زيادة تركيز أحد المتفاعلات (أو سحب أحد النواتج) ينشط التفاعل في الاتجاه الطردي لاستهلاك الزيادة.
• زيادة تركيز أحد النواتج (أو سحب أحد المتفاعلات) ينشط التفاعل في الاتجاه العكسي.
• في تجربة FeCl₃ + NH₄SCN: زيادة FeCl₃ تزيد الاحمرار (ينشط الطردي).
• التركيز يغير موضع الاتزان فقط ولا يغير قيمة Kc.

ب) تأثير الضغط (للغازات فقط)

• يؤثر فقط في التفاعلات الغازية التي يختلف فيها عدد المولات الغازية بين الطرفين.
• زيادة الضغط تنشط التفاعل في اتجاه عدد المولات الأقل (الحجم الأقل).
• خفض الضغط ينشط التفاعل في اتجاه عدد المولات الأكثر.
• إذا تساوى عدد مولات الغازات في الطرفين فلا أثر للضغط.
• مثال: تحضير النشادر 3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃ ينقص فيه عدد المولات (4 ← 2)، لذا يزداد معدل تكوّن النشادر بالضغط المرتفع.

ج) تأثير درجة الحرارة

• رفع الحرارة ينشط التفاعل الماص (الذي يمتص حرارة)، وتبريد النظام ينشط التفاعل الطارد.
• تفاعل طارد للحرارة (A + B ⇌ C + حرارة): برفع الحرارة ينشط الاتجاه العكسي وتقل Kc؛ وبالتبريد ينشط الاتجاه الطردي وتزداد Kc.
• تفاعل ماص للحرارة (A + حرارة ⇌ C): برفع الحرارة ينشط الاتجاه الطردي وتزداد Kc؛ وبالتبريد ينشط الاتجاه العكسي وتقل Kc.

تجربة ثاني أكسيد النيتروجين

• دورق به غاز NO₂ البني المحمر يوضع في مخلوط مبرد، فتخف حدة اللون تدريجيًا حتى يزول البني.
• عند إخراجه وتركه حتى حرارة الغرفة (25°م) يعود اللون البني ويشتد كلما ارتفعت الحرارة.

2NO₂(g) (بني محمر) ⇌ N₂O₄(g) (عديم اللون) + حرارة

• نستنتج أن تفاعل تكوين N₂O₄ طارد للحرارة، وأن رفع الحرارة ينشط التفاعل الماص (العكسي) فيزداد NO₂.

د) تأثير العامل الحفاز

• لا يؤثر على موضع الاتزان ولا على قيمة Kc.
• يزيد سرعة التفاعلين الطردي والعكسي بنفس المقدار بخفض طاقة التنشيط، فيصل التفاعل إلى الاتزان أسرع فقط.

📌 قاموس المصطلحات والمفاهيم العلمية الدقيقة:

⚖️ القوانين والعلاقات الرياضية والفيزيائية الحاكمة:

🔍 الشرح والتحليل المستفيض وتفسيرات علل والاستنتاجات:

★ كتاب الشرح والتفصيل العلمي الشامل المعتمد 2026 / 2027 ★ كتاب الشرح المفصل: الاتزان الكيميائي وقاعدة لوشاتيليه وثابت الاتزان الصف الثالث الثانوي | الباب الثالث - الاتزان الكيميائي | المنهج المصري الحديث 2026/2027

🎯 أهداف التعلم ومخرجات الفهم الوزارية المقررة 2026/2027:

• التمييز بين التفاعلات التامة (غير الانعكاسية) والتفاعلات الانعكاسية (المتزنة) ومفهوم الاتزان الديناميكي.

• تطبيق قانون فعل الكتلة لجولدبرج وفاج واستنتاج تعبير ثوابت الاتزان (Kc و Kp) ودلالتهما الحسابية.

• شرح وتطبيق قاعدة لوشاتيليه (Le Chatelier's Principle) وتوقع اتجاه إزاحة الاتزان عند تغير التركيز أو الضغط أو درجة الحرارة.

• دراسة قانون استفالد للتخفيف للأحماض والقواعد الضعيفة وحساب درجة التفكك (α) وثابت التأين (Ka و Kb).

• حسابات الأس الهيدروجيني (pH) والأس الهيدروكسيلي (pOH) والحاصل الأيوني للماء (Kw = 10^-14).

• شرح تميؤ الأملاح وتفسير نوع الوسط، وحساب حاصل الإذابة (Ksp) وتوقع حدوث الترسيب.

1. الاتزان الكيميائي الديناميكي وقاعدة لوشاتيليه بتطبيقاتها الكاملة

تحدث التفاعلات التامة في اتجاه واحد نحو تكوين النواتج وتخرج أحد المواد من حيز التفاعل بتصاعد غاز أو تكون راسب، بينما التفاعلات الانعكاسية تظل فيها المتفاعلات والنواتج في حيز التفاعل وتصل إلى حالة الاتزان الديناميكي حيث يتساوى معدل التفاعل الطردي مع العكسي.

تطبيقات قاعدة لوشاتيليه الثلاثة الكبرى:

1. تأثير التركيز: زيادة تركيز أحد المتفاعلات تجعل النظام ينشط في الاتجاه الطردي لاستهلاك الزيادة، وزيادة تركيز أحد النواتج تجعل النظام ينشط في الاتجاه العكسي. وسحب أي مادة من حيز التفاعل يجعل النظام ينشط في الاتجاه الذي يعوض هذا النقص.

2. تأثير الضغط: يؤثر الضغط فقط على التفاعلات الغازية الانعكاسية التي يصاحبها تغير في عدد المولات الغازية (Δn ≠ 0). زيادة الضغط تجعل النظام ينشط في اتجاه الحجم الأقل (عدد المولات الغازية الأقل). وتقليل الضغط يزيح التفاعل نحو عدد المولات الغازية الأكثر. وإذا تساوت مولات الغاز في الطرفين (مثل H2 + I2 <=> 2HI)، فإن الضغط لا يؤثر إطلاقاً على موضع الاتزان ولا على قيمة Kp.

3. تأثير درجة الحرارة (العامل الوحيد الذي يغير قيمة K):

في التفاعلات الطاردة للحرارة (Exothermic ΔH < 0): تكون الحرارة ناتجاً (A + B <=> C + Heat). رفع درجة الحرارة يزيح التفاعل في الاتجاه العكسي، فتقل النواتج وتقل قيمة Kc أو Kp. وخفض الحرارة يزيحه طردياً فتزيد قيمة Kc.

في التفاعلات الماصة للحرارة (Endothermic ΔH > 0): تكون الحرارة متفاعلاً (A + Heat <=> B). رفع درجة الحرارة يزيح التفاعل طردياً فتزيد النواتج وتزداد قيمة Kc أو Kp تناسباً طردياً مع الحرارة.

2. اتزان المحاليل المائية والأحماض الضعيفة وقانون استفالد

تنقسم المواد في محاليلها المائية إلى إلكتروليتات قوية تامة التأين (مثل HCl و NaOH و NaCl) حيث تتفكك جزيئاتها بنسبة 100% إلى أيونات ولا ينطبق عليها قانون فعل الكتلة لعدم وجود جزيئات غير مفككة، وإلكتروليتات ضعيفة غير تامة التأين (مثل حمض الأسيتيك CH3COOH وحمض الهيدروسيانيك HCN والنشادر NH4OH) حيث يتواجد اتزان أيوني ديناميكي بين الجزيئات غير المتأينة والأيونات الناتجة.

أثبت العالم استفالد أن تخفيف المحلول الضعيف بالماء يزيد من المسافات بين الأيونات ويقلل فرص إعادة اتحادها، مما يزيد من نسبة التفكك (α) ولكن يظل حاصل ضرب الأيونات على تركيز الجزيئات مساوياً لثابت التأين Ka ثابتاً لا يتغير إلا بالحرارة.

حساب تركيز أيون الهيدرونيوم [H3O+] للأحماض الضعيفة: [H3O+] = √(Ka × Ca). وبأخذ اللوغاريتم السالب: pH = -log[H3O+] = 1/2 (pKa - log Ca).

وبالمثل للقواعد الضعيفة: [OH-] = √(Kb × Cb) و pOH = -log[OH-].

الماء النقي إلكتروليت ضعيف جداً يتأين ذاتياً: 2H2O <=> H3O+ + OH-، وحاصل ضرب تركيز أيوناته يساوي الحاصل الأيوني للماء Kw = 10^-14 عند 25°C. وفي الماء النقي: [H3O+] = [OH-] = 10^-7 M و pH = 7 (وسط متعادل).

3. تميؤ الأملاح وحاصل الإذابة والترسيب الأيوني

التميؤ (Hydrolysis) هو عكس التعادل، وهو تفاعل أيونات الملح مع أيونات الماء لتكوين الحمض والقاعدة المشتق منهما الملح. ونوع المحلول يتحدد بقوة الحمض والقاعدة:

1. ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة قوية (مثل NaCl و KNO3): لا يحدث تميؤ حقيقي لأن الأيونات لا تتحد مع ماء التأين، ويظل [H+] = [OH-] ومحلوله متعادل التأثير (pH = 7).

2. ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة ضعيفة (مثل كلوريد الأمونيوم NH4Cl): تتحد أيونات الأمونيوم NH4+ مع OH- الماء لتكوين هيدروكسيد أمونيوم ضعيف، مما يسحب OH- من الاتزان فينشط تأين الماء لتعويضه فتتراكم أيونات H+ الحرة، ويكون المحلول حمضياً (pH < 7).

3. ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية (مثل أسيتات الصوديوم CH3COONa أو كربونات الصوديوم Na2CO3): تتحد أيونات الأسيتات مع H+ الماء لتكوين حمض أسيتيك غير متأين، فتتراكم أيونات OH- الحرة، ويكون المحلول قاعدياً قلوياً (pH > 7).

حاصل الإذابة (Ksp) وتوقع الترسيب:

عند إذابة ملح شحيح الذوبان في الماء، يذوب جزء ضئيل جداً ويتفكك لأيونات حتى يصل المحلول لحالة التشبع والاتزان الديناميكي بين الملح الصلب وأيوناته الذائبة. إذا كان الحاصل الأيوني (Q) أكبر من Ksp يحدث ترسيب؛ وإذا كان Q أقل من Ksp يكون المحلول غير مشبع ولا يحدث ترسيب؛ وإذا كان Q مساوياً لـ Ksp يكون المحلول مشبعاً تماماً في حالة اتزان.

جدول: جدول تأثير العوامل الخارجية على موضع الاتزان وقيمة ثابت الاتزان Kc

✏️ أمثلة ومسائل وتطبيقات محلولة بالخطوات النموذجية والبرهان العلمي:

★ حساب تركيز الهيدرونيوم و pH لحمض ضعيف المعطيات والتفاعل والمطلوب: احسب تركيز أيون الهيدرونيوم [H3O+] وقيمة الأس الهيدروجيني (pH) لمحلول حمض الهيدروسيانيك HCN تركيزه 0.1 M، إذا علمت أن ثابت تأين الحمض Ka = 4.9 × 10^-10 عند 25°C. وما هي درجة تفككه (α)؟ خطوات الحل والبرهان الكيميائي: [1] أولاً: نحدد معطيات المسألة: تركيز الحمض الضعيف Ca = 0.1 M، ثابت التأين Ka = 4.9 × 10^-10. [2] ثانياً: نطبق قانون حساب تركيز أيون الهيدرونيوم: [H3O+] = √(Ka × Ca) = √(4.9 × 10^-10 × 0.1) = √(4.9 × 10^-11) = √(49 × 10^-12) = 7 × 10^-6 M. [3] ثالثاً: نحسب قيمة الأس الهيدروجيني pH: pH = -log[H3O+] = -log(7 × 10^-6) = 6 - log(7) ≈ 6 - 0.845 = 5.155 (حمضي ضعيف). [4] رابعاً: نحسب درجة التفكك والتأين α: α = √(Ka / Ca) = √(4.9 × 10^-10 / 0.1) = √(4.9 × 10^-9) = 7 × 10^-5 (أو 0.007%). 💡 فنية وتريك للحل السريع وتجنب الخطأ: تذكر: كلما قلت قيمة Ka كلما كان الحمض أضعف وكانت قيمة pH له أقرب إلى 7!

★ حساب حاصل الإذابة Ksp لملح ثلاثي الأيونات المعطيات والتفاعل والمطلوب: إذا كانت درجة إذابة هيدروكسيد المغنسيوم Mg(OH)2 في الماء عند درجة حرارة معينة هي 1.2 × 10^-4 mol/L. احسب قيمة حاصل الإذابة Ksp لهذا الملح. خطوات الحل والبرهان الكيميائي: [1] أولاً: نكتب معادلة التفكك الأيوني المتزنة للملح شحيح الذوبان: Mg(OH)2(s) <=> Mg2+(aq) + 2OH-(aq). [2] نفرض أن درجة إذابة الملح هي x = 1.2 × 10^-4 mol/L. [3] تركيز أيون المغنسيوم [Mg2+] = x = 1.2 × 10^-4 M. [4] تركيز أيون الهيدروكسيد [OH-] = 2x = 2 × (1.2 × 10^-4) = 2.4 × 10^-4 M. [5] ثانياً: نكتب تعبير حاصل الإذابة Ksp: Ksp = [Mg2+] × [OH-]² = x × (2x)² = 4x³. [6] نعوض بقيمة x: Ksp = 4 × (1.2 × 10^-4)³ = 4 × (1.728 × 10^-12) = 6.912 × 10^-12. 💡 فنية وتريك للحل السريع وتجنب الخطأ: خطأ شائع يقع فيه نصف الطلاب: نضرب في 2 لتركيز الأيون ثم نرفع للأس 2 في قانون Ksp! لا تنسَ التربيع بعد الضرب!