ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم الأول حاصل الإذابة

أهداف التعلم

1. تعريف مفهوم اتزان الذوبانية وتحديد شروطه.
2. شرح معنى حاصل الإذابة (Ksp) وكيفية حسابه من تركيزات الأيونات.
3. التمييز بين المحلول المشبع والمحلول غير المشبع.
4. معرفة طريقة مقارنة حاصل أيوني مع Ksp لتوقع حدوث الترسيب.
5. كتابة المعادلات الأيونية المتوازنة للذوبان والترسيب.
6. تطبيق مفهوم Ksp في حل مسائل عددية واقعية (مثال: Ag₂CrO₄، PbS، Mg(OH)₂).

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

1. تعبير حاصل الإذابة (Ksp) للملح شحيح الذوبان AB

AB(s) ⇌ A⁺ + B⁻
Ksp = [A⁺] × [B⁻]

نوع التفاعل: ذوبان ↔ ترسيب (اتزان ديناميكي)
الشروط: درجة حرارة ثابتة، لا وجود لمواد أخرى تغير النشاط الأيوني.
الملاحظة: لا يظهر تغير ملحوظ في المظهر حتى يتحقق الاتزان.

2. مثال: كرومات الفضة (Ag₂CrO₄)

Ag₂CrO₄(s) ⇌ 2Ag⁺ + CrO₄²⁻
Ksp = [Ag⁺]² × [CrO₄²⁻]

نوع التفاعل: ذوبان ↔ ترسيب
الشروط: حرارة ثابتة (Ksp = 1.0 × 10⁻¹² (mol²/L²) حسب النص).
الملاحظة: إذا كان [Ag⁺]²[CrO₄²⁻] ≤ Ksp → لا يحدث ترسيب؛ إذا كان > Ksp → يظهر راسب أحمر قرمزي.

3. معادلة أيونية لتوازن ذوبان كبريتيد الرصاص (PbS)

PbS(s) ⇌ Pb²⁺ + S²⁻
Ksp = [Pb²⁺] × [S²⁻]

نوع التفاعل: ترسيب ↔ ذوبان
الشروط: تركيزات الأيونات معطاة؛ Ksp (PbS) = 1.0 × 10⁻²⁸ (mol²/L²).
الملاحظة: إذا كان [Pb²⁺][S²⁻] > Ksp → يحدث ترسيب رصاص سلفيد.

4. أيونيات تفاعل H₂S مع أيونات الرصاص (II)

H₂S(g) → 2H⁺ + S²⁻
Pb²⁺ + S²⁻ → PbS(s)

نوع التفاعل: تفاعل حمض‑قواعد يليه ترسيب.
الشروط: إضافة H₂S إلى محلول يحتوي على Pb²⁺.
الملاحظة: ينتج راسب أسود إذا تجاوز حاصل أيوني Ksp.

5. مثال: هيدروكسيد المغنيسيوم (Mg(OH)₂)

Mg(OH)₂(s) ⇌ Mg²⁺ + 2OH⁻
Ksp = [Mg²⁺] × [OH⁻]²

نوع التفاعل: ذوبان ↔ ترسيب
الشروط: Ksp (Mg(OH)₂) = 1.0 × 10⁻¹¹ (mol³/L³) حسب النص المفترض.
الملاحظة: عندما تكون [OH⁻] > √(Ksp ÷ [Mg²⁺]) يبدأ الترسيب.

6. قاعدة مقارنة حاصل أيوني مع Ksp (قانون الترسيب)

إذا كان حاصل أيوني ≤ Ksp → لا يحدث ترسيب (يتحقق الاتزان).
إذا كان حاصل أيوني > Ksp → يحدث ترسيب.

نوع القاعدة: قانون كيميائي.
الشروط: درجة حرارة ثابتة، لا تدخل عوامل نشاط أخرى.

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

• ثبات Ksp مع درجة الحرارة: يظل ثابت حاصل الإذابة ثابتًا طالما لم تتغير درجة الحرارة؛ لذا فإن أي تغيير في الحرارة يغير قيمة Ksp وبالتالي يغير قدرة الملح على الذوبان.
• اعتماد Ksp على أيونات الملح فقط: لا يتأثر بوجود أيونات أخرى غير مشتركة في التوازن (تأثير أيون المشترك).
• التركيزات في محلول مشبع: عند الوصول إلى الاتزان، تكون تركيزات الأيونات ثابتة وتُعطى من خلال Ksp.
• التحليل الديناميكي: على الرغم من ظهور راسب، يستمر الذوبان والترسيب معًا بمعدلات متساوية؛ لا يعني وجود راسب توقف التفاعل.

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

1. المعالجة الصناعية للمياه: إضافة أيونات S²⁻ إلى مياه الصرف التي تحتوي على Pb²⁺ لتكوين راسب PbS غير قابل للذوبان، وبالتالي إزالة الرصاص من المياه.
2. تحليل نوعية المعادن: استخدام قيم Ksp لتحديد ما إذا كان معدن معين سيترسب في ظروف معينة (مثال: استخراج الفضة من محلول كرومات الفضة).
3. التحكم في التآكل: معرفة Ksp لملح الصوديوم أو الكالسيوم يساعد في توقع تكوّن طبقة راسب تحمي السطح المعدني.
4. الصناعات الدوائية: ضبط pH وتركيز الأيونات لتجنب ترسيب مكونات حساسة أثناء التحضير.

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1 – توقع ترسيب كرومات الفضة

المعطيات: تركيز أيون Ag⁺ = 2.0×10⁻⁴ mol/L، تركيز أيون CrO₄²⁻ = 1.5×10⁻⁴ mol/L، Ksp (Ag₂CrO₄) = 1.0×10⁻¹².

الحل:

1. حساب حاصل أيوني:

$$حاصل = [Ag⁺]² × [CrO₄²⁻] = (2.0×10⁻⁴)² × (1.5×10⁻⁴) = 4.0×10⁻⁸ × 1.5×10⁻⁴ = 6.0×10⁻¹²$$

2. مقارنة مع Ksp: 6.0×10⁻¹² > 1.0×10⁻¹² → يحدث ترسيب.
3. النتيجة: سيظهر راسب أحمر قرمزي (Ag₂CrO₄) في القاع.

مسألة 2 – حساب تركيز أيون OH⁻ اللازم لترسيب Mg(OH)₂

المعطيات: [Mg²⁺] = 1.0×10⁻⁴ mol/L، Ksp (Mg(OH)₂) = 1.0×10⁻¹¹.

الحل:

1. معادلة Ksp: $$Ksp = [Mg²⁺] × [OH⁻]²$$

2. حل لـ [OH⁻]: $$[OH⁻] = √(Ksp ÷ [Mg²⁺]) = √(1.0×10⁻¹¹ ÷ 1.0×10⁻⁴) = √(1.0×10⁻⁷) = 3.2×10⁻⁴$$ mol/L (تقريب إلى رقمين معنويين).

3. إذا كان تركيز OH⁻ أكبر من 3.2×10⁻⁴ mol/L، سيبدأ الترسيب.

---

تنبيهات الامتحان (أخطاء شائعة)

1. خلط Ksp مع K (ثابت التوازن العام). Ksp خاص بالذوبان‑الترسيب ولا يشمل التفاعلات الغازية أو الحمضية.
2. استخدام تركيزات غير مشبعة في حساب حاصل أيوني. يجب دائمًا استعمال تركيزات الأيونات في محلول مشبع أو في الحالة التي يُقارن فيها مع Ksp.
3. إهمال تأثير أيون المشترك. وجود أيون مشترك يقلل من ذوبان الملح (قانون هيندرسن).
4. الاعتقاد بأن وجود راسب يعني توقف التفاعل. الاتزان الديناميكي يستمر؛ الذوبان والترسيب يحدثان معًا بمعدلات متساوية.

---

قائمة المراجعة

• [ ] تعريف اتزان الذوبانية بدقة.
• [ ] كتابة تعبير Ksp للملح شحيح الذوبان (AB).
• [ ] معرفة الفرق بين المحلول المشبع وغير المشبع.
• [ ] القدرة على مقارنة حاصل أيوني مع Ksp لتحديد حدوث الترسيب.
• [ ] كتابة المعادلة الأيونية المتوازنة لكل مثال (Ag₂CrO₄، PbS، Mg(OH)₂).
• [ ] حساب حاصل أيوني من قيم تركيزية معطاة.
• [ ] استخراج قيمة Ksp من النص واستخدامها في الحسابات.
• [ ] توضيح تأثير درجة الحرارة على Ksp.
• [ ] شرح مفهوم أيون المشترك وتأثيره على الذوبان.
• [ ] ربط التطبيقات البيئية (إزالة Pb²⁺) بمفهوم Ksp.
• [ ] حل مسألة عددية على الأقل واحدة تتضمن حساب تركيز OH⁻ أو Ag⁺.
• [ ] مراجعة الأخطاء الشائعة وتجنبها في الإجابة.

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

AB(s) ⇌ A⁺ + B⁻  
Ksp = [A⁺] × [B⁻]  

Ag₂CrO₄(s) ⇌ 2Ag⁺ + CrO₄²⁻  
Ksp = [Ag⁺]² × [CrO₄²⁻]  

PbS(s) ⇌ Pb²⁺ + S²⁻  
Ksp = [Pb²⁺] × [S²⁻]  

H₂S(g) → 2H⁺ + S²⁻  

Pb²⁺ + S²⁻ → PbS(s)  

Mg(OH)₂(s) ⇌ Mg²⁺ + 2OH⁻  
Ksp = [Mg²⁺] × [OH⁻]²  

قانون الترسيب: إذا كان [أيون]ⁿ × … ≤ Ksp → لا ترسيب؛ > Ksp → ترسيب.  

---

بالتوفيق في امتحاناتك!