تدريبات تفاعلية على الدرس

📌 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.

يوضح الشكل تأثير الضغط في الاتزان الغازي، فرفع الضغط يزيح التفاعل نحو الجهة ذات عدد المولات الغازية الأقل. وإذا تساوت مولات الغاز في الطرفين فلا يؤثر الضغط في موضع الاتزان ولا في قيمة Kp، كما في تفاعل الهيدروجين مع اليود.

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.

يبيّن الشكل تأثير درجة الحرارة في الاتزان، فالتفاعل الطارد للحرارة يتحرك عند رفع الحرارة نحو المتفاعلات، فتقل النواتج وتقل قيمة ثابت الاتزان. أما خفض الحرارة فيزيح التفاعل الطارد نحو النواتج، 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!