ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم الأول الاتزان الكيميائي

أهداف التعلم

1. تمييز التفاعل الانعكاسي عن التفاعل غير الانعكاسي وتحديد علامتيهما (⇌ و →).
2. تعريف حالة الاتزان الكيميائي وشرح مفهوم الاتزان الديناميكي.
3. استنتاج قانون فعل الكتلة (قانون الاتزان) من معادلة التفاعل الموزونة.
4. حساب ثابت الاتزان (K) من تركيزات المتفاعلات والنواتج في حالة الاتزان.
5. تحليل تأثير تغيرات الضغط ودرجة الحرارة على موضع الاتزان وفق مبدأ لوشاتليه.
6. تطبيق مفهوم الاتزان على أمثلة واقعية (المشروبات الغازية، نقل الأكسجين، عملية هابر).

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

1. التفاعل الانعكاسي (مثال: تكوين يوديد الهيدروجين)

H₂ + I₂ ⇌ 2HI

نوع التفاعل: اتحاد + تحلل (تفاعل عكسي).
الشروط: حرارة مناسبة لتسخين المزيج؛ لا يلزم ضغط خاص.
الملاحظة: لا يُذكر لون أو رائحة، لكن يمكن ملاحظة تغير في الضغط داخل الوعاء.

2. التفاعل غير الانعكاسي (مثال: تكوين أكسيد الحديد)

2Fe + O₂ → 2FeO

نوع التفاعل: اتحاد (تفاعل تام).
الشروط: تسخين صوف الفولاذ في وجود الأكسجين.
الملاحظة: لا يحدث التفاعل العكسي؛ ينتج صبغة صلبة ثابتة.

3. تفاعل تفكك ثنائي أكسيد النيتروجين

N₂O₄ ⇌ 2NO₂

نوع التفاعل: تفكك (انفصال جزيئي).
الشروط: درجة حرارة معينة؛ يمكن تعديل الضغط لتغيير موضع الاتزان.
الملاحظة: اللون يتحول من بني فاتح (N₂O₄) إلى بني داكن (NO₂) مع زيادة تركيز NO₂.

4. قانون فعل الكتلة (قانون الاتزان)

[A]ᵃ × [B]ᵇ = K × [C]ᶜ × [D]ᵈ

حيث:

• [X] هو تركيز المادة X (مول/لتر).
• a, b, c, d هي معاملات التفاعل من المعادلة الموزونة.
• K هو ثابت الاتزان عند درجة حرارة ثابتة.

مثال عددي: لتفاعل N₂O₄ ⇌ 2NO₂ في وعاء سعة 10 L، إذا كان تركيز N₂O₄ عند الاتزان 0.02 M وتركيز NO₂ 0.06 M، فإن
K = [NO₂]² ÷ [N₂O₄] = (0.06)² ÷ 0.02 = 0.0036 ÷ 0.02 = 0.18.
(القيمة المذكورة في النص هي K ≈ 304؛ يُظهر النص مثالاً مختلفاً للعدد.)

5. ثابت الاتزان في تفاعل صلب + غاز

C(s) + CO₂(g) ⇌ 2CO(g)

نوع التفاعل: تفاعل احتراق جزئي.
الشروط: درجة حرارة مرتفعة؛ لا يُؤثر تركيز الصلب (C) على K.
الملاحظة: يُعبر عن K فقط بتركيز الغازات؛ وحدة K هي (mol/L)ⁿ حسب عدد معاملات الغازات.

6. خطوات حساب ثابت الاتزان (من النص)

1. كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة وتسجيل الكميات الابتدائية أو التركيزات.
2. تحديد التغير في كمية كل مادة مع تقدم التفاعل نحو الاتزان.
3. حساب الكميات أو التركيزات عند الاتزان.
4. إبدال القيم في تعبير ثابت الاتزان وحساب K.

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

• الاتزان الديناميكي يعني أن التفاعلات لا تتوقف، بل تستمر بمعدلات متساوية؛ لذا لا يحدث تغير صافي في التركيزات.
• ثابت الاتزان (K) يعبّر عن نسبة تركيزات النواتج إلى المتفاعلات مرفوعة إلى أسس معاملاتها. إذا كان K > 1 فإن موضع الاتزان يميل إلى النواتج، وإذا كان K < 1 يميل إلى المتفاعلات.
• تأثير الضغط: في تفاعلات تشمل غازات، زيادة الضغط تدفع التوازن نحو الجهة التي تحتوي على عدد أقل من جزيئات الغاز (مبدأ لوشاتليه). مثال: عملية هابر لإنتاج الأمونيا (N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃)؛ زيادة الضغط تزيد من إنتاج NH₃.
• تأثير درجة الحرارة: إذا كان التفاعل طاردًا للحرارة، فإن رفع الحرارة يقلل من K ويُحرك التوازن نحو المتفاعلات؛ والعكس صحيح للتفاعلات الماصة للحرارة. النص يذكر أن K ثابت ما لم تتغير درجة الحرارة.

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

1. المشروبات الغازية: عند فتح الزجاجة يقل الضغط فجأة، فينتقل CO₂ من الحالة المذوبة إلى الحالة الغازية، ما يوضح تأثير الضغط على موضع الاتزان.
2. نقل الأكسجين في الدم: ارتباط الأكسجين بالهيموجلوبين وعزله يتبع تفاعلًا انعكاسيًا؛ تغيرات pH أو الضغط الجزئي للأكسجين تُعيد ضبط موضع الاتزان لتلبية احتياجات الأنسجة.
3. عملية هابر: يستخدم المهندسون مفهوم ثابت الاتزان لتحديد ما إذا كان رفع الضغط يُستحق من حيث الطاقة والتكلفة؛ فزيادة الضغط قد تزيد من إنتاج NH₃ لكن تتطلب طاقة إضافية.
4. تحليل تجريبي: في مثال حساب K لتفاعل H₂ + I₂ ⇌ 2HI، يُظهر كيف يمكن للمهندسين تقدير كمية النواتج المتوقعة عند ظروف مختلفة باستخدام ثابت الاتزان.

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1 – تفاعل تفكك N₂O₄

المعطيات:

• حجم الوعاء = 10 L
• كمية N₂O₄ الابتدائية = 0.50 mol
• عند الاتزان: N₂O₄ = 0.20 mol ، NO₂ = 0.60 mol

الحل:

1. حساب التركيزات عند الاتزان:
   • [N₂O₄] = 0.20 ÷ 10 = 0.02 M
   • [NO₂] = 0.60 ÷ 10 = 0.06 M
2. كتابة تعبير K للتفاعل N₂O₄ ⇌ 2NO₂:
   K = [NO₂]² ÷ [N₂O₄]
3. حساب K:
   K = (0.06)² ÷ 0.02 = 0.0036 ÷ 0.02 = 0.18.
   (النص يذكر K ≈ 304؛ قد يكون هناك اختلاف في القيم التجريبية؛ النتيجة توضح طريقة الحساب.)

مسألة 2 – تفاعل H₂ + I₂ ⇌ 2HI

الجزء (أ):

• حجم الوعاء = 100 L
• المتفاعلات الابتدائية: H₂ = 5.50 mol ، I₂ = 4.00 mol
• عند الاتزان: H₂ = 2.00 mol ، I₂ = 0.50 mol ، HI = 7.00 mol

الحل (أ):

1. حساب التركيزات عند الاتزان:
   • [H₂] = 2.00 ÷ 100 = 0.020 M
   • [I₂] = 0.50 ÷ 100 = 0.005 M
   • [HI] = 7.00 ÷ 100 = 0.070 M
2. تعبير K: K = [HI]² ÷ ([H₂] × [I₂])
3. حساب K:
   K = (0.070)² ÷ (0.020 × 0.005) = 0.0049 ÷ 0.0001 = 49.
   → ثابت الاتزان ≈ 4.9 × 10¹ (تقريب إلى رقمين معنويين).

الجزء (ب):

• المتفاعلات الجديدة: H₂ = 3.00 mol ، I₂ = 3.00 mol (نفس الحجم 100 L).
• نريد عدد مولات HI المتكونة (نرمز له بـ 2x) مع ثابت K = 49.

الحل (ب):

1. نفرض أن x مول من كل من H₂ و I₂ يتحول إلى 2x مول من HI.
2. التركيزات عند الاتزان:
   • [H₂] = (3 – x) ÷ 100
   • [I₂] = (3 – x) ÷ 100
   • [HI] = (2x) ÷ 100
3. وضع القيم في تعبير K:
   49 = [(2x)/100]² ÷ [((3 – x)/100)²]
   → تبسيط: 49 = 4x² ÷ (3 – x)²
   → أخذ الجذر: 7 = 2x ÷ (3 – x)
   → 2x = 7(3 – x) → 2x = 21 – 7x → 9x = 21 → x = 2.33 mol.
4. عدد مولات HI المتكونة = 2x = 4.66 mol ≈ 4.7 mol.

النتيجة: عند نفس درجة الحرارة والضغط، ينتج تقريبًا 4.7 مول من HI عندما يبدأ التفاعل بـ 3 مول من كل من H₂ و I₂.

---

تنبيهات الامتحان (أخطاء شائعة)

1. خلط ثابت K مع ثابت التفاعل (Kₚ أو K_c) – يجب توضيح ما إذا كان الثابت يُعبر عن تركيزات (K_c) أو ضغوط جزئية (Kₚ). النص يركز على تركيزات.
2. إهمال وحدة K – يجب حساب وحدة K من خلال جمع وحدات التركيزات وفق أسس المعاملات؛ مثال: K لـ C(s) + CO₂(g) ⇌ 2CO(g) له وحدة (mol/L)⁷.
3. استخدام معكوس قانون الفعل الكتلي – الصيغة الصحيحة هي [المتفاعلات]ᵃ × [المتفاعلات]ᵇ = K × [النواتج]ᶜ × [النواتج]ᵈ.
4. عدم مراعاة أن تركيزات المواد الصلبة لا تدخل في تعبير K – في تفاعلات صلب + غاز تُحسب K فقط بتركيزات الغازات.

---

قائمة المراجعة قبل الامتحان

• [ ] تعريف التفاعل الانعكاسي وغير الانعكاسي مع كتابة السهم المناسب.
• [ ] كتابة معادلة قانون فعل الكتلة بشكل صحيح مع توضيح الأسس.
• [ ] معرفة كيفية حساب K من التركيزات وتحديد وحداته.
• [ ] تذكر أن K ثابت طالما درجة الحرارة ثابتة.
• [ ] معرفة تأثير الضغط على موضع الاتزان في التفاعلات الغازية.
• [ ] معرفة تأثير درجة الحرارة على قيمة K (طارد للحرارة ↔ K يقل مع الارتفاع).
• [ ] القدرة على رسم جدول التغير (جدول التفاعل) لتحديد التغيرات في المولات أو التركيزات.
• [ ] حل مسألة حساب K من بيانات تجريبية (مثل مسألة NO₂ أو HI).
• [ ] حل مسألة عكسية: إعطاء K ثم حساب كمية النواتج المتوقعة.
• [ ] تمييز الحالات التي لا يُدخل فيها تركيز الصلب في تعبير K.
• [ ] مراجعة وحدات K في التفاعلات المتعددة (مثال: (mol/L)⁷).
• [ ] التدرب على تفسير الملاحظة التجريبية (تغير اللون، ظهور الفقاعات) كدليل على تغير موضع الاتزان.

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

H₂ + I₂ ⇌ 2HI
2Fe + O₂ → 2FeO
N₂O₄ ⇌ 2NO₂
C(s) + CO₂(g) ⇌ 2CO(g)
[A]ᵃ × [B]ᵇ = K × [C]ᶜ × [D]ᵈ
K = [NO₂]² ÷ [N₂O₄]
K = [HI]² ÷ ([H₂] × [I₂])

بالتوفيق في امتحاناتك!