ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم التاني النيتروجين والفوسفور ومركباتهما

أهداف التعلم

1. تمييز النيتروجين والفوسفور من حيث الوجود الطبيعي والخصائص الفيزيائية والكيميائية.
2. شرح دور الأمونيا وحمض النيتريك في صناعة الأسمدة وتطبيقاتهما الزراعية.
3. وصف عمليات هابر‑بوش (Haber‑Bosch) وأوستوالد (Ostwald) مع توضيح شروط التشغيل والعوامل المساعدة.
4. تحديد الصور التأصلية للفوسفور (الأبيض والأحمر) وخصائص كل صورة.
5. كتابة المعادلات المتوازنة لتصنيع الأمونيا، أكسيد النيتريك، ثاني أكسيد النيتروجين، وحمض النيتريك.
6. تحليل أثر الضغط، درجة الحرارة، والعامل الحفاز على معدلات الإنتاج في الصناعات الكيميائية.

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

1. تصنيع الأمونيا (عملية هابر‑بوش)

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

نوع التفاعل: تفاعل اتحاد (تكوين مركب).
الشروط: ضغط عالي (≈150‑300 بار)، درجة حرارة 400‑500 °C، عامل حفاز Fe₃O₄.
الملاحظة: ينتج غاز NH₃ خفيف، ذو رائحة نفاذة، يذوب في الماء لتكوين محلول قاعدي.

2. أكسدة الأمونيا إلى أكسيد النيتريك (الخطوة أ في عملية أوستوالد)

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال (تفاعل احتراق جزئي).
الشروط: عامل حفاز Pt، درجة حرارة ≈900 °C.
الملاحظة: ينتج غاز NO عديم اللون، يذوب جزئياً في الماء لتكوين HNO₂ (حمض نيتروز).

3. أكسدة أكسيد النيتريك إلى ثاني أكسيد النيتروجين (الخطوة ب)

2NO + O₂ → 2NO₂

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال.
الشروط: لا يتطلب عامل حفاز، يحدث عند درجة حرارة الغرفة إلى 300 °C.
الملاحظة: يتحول اللون من عديم إلى بني مائل للحمرة.

4. امتصاص ثاني أكسيد النيتروجين في ماء لتكوين حمض النيتريك (الخطوة ج)

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

نوع التفاعل: تفاعل تحلل وإعادة تكوين.
الشروط: ماء دافئ (≈70‑80 °C).
الملاحظة: ينتج حمض HNO₃ قوي التأكسد، ويتحرر جزء من NO للعودة إلى الخطوة ب.

5. التفاعل الكلي لتصنيع حمض النيتريك من الأمونيا

NH₃ + 2O₂ → HNO₃ + H₂O

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال شاملة.

6. تفاعل حمض النيتريك المخفف مع النحاس (تكوين NO)

Cu + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال.

7. تفاعل حمض النيتريك المركز مع النحاس (تكوين NO₂)

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

نوع التفاعل: أكسدة‑اختزال.

8. احتراق الفوسفور الأبيض لإنتاج P₄O₁₀

P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀

نوع التفاعل: احتراق (تفاعل اتحاد).

9. تحضير حمض الفوسفوريك من P₄O₁₀

P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄

نوع التفاعل: تفاعل تحلل وإضافة ماء.

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

1. الأسمدة النيتروجينية: تُستعمل الأمونيا ومشتقاتها (مثل نترات الأمونيوم) لتزويد النباتات بالنيتروجين الضروري للنمو الخضري.
2. صناعة حمض النيتريك: يُستعمل في إنتاج الأسمدة (نترات الأمونيوم، نترات الكالسيوم)، وفي الصناعات الكيميائية (صناعة المتفجرات، الأصباغ).
3. التحكم في التلوث: تُستغل عمليات أكسدة NO إلى NO₂ ثم إلى HNO₃ لتقليل انبعاثات أكاسيد النيتروجين من محطات الطاقة.
4. الأسمدة الفوسفاتية: يُستخرج الفوسفات من صخور الفوسفات، ويُستخدم حمض الفوسفوريك لإنتاج أسمدة مثل فوسفات الأمونيوم.
5. الصناعات الإلكترونية: يُستعمل P₄O₁₀ في تصنيع الزجاج المقاوم للحرارة.
6. المواد المتفجرة: يُستعمل النيتروجين في تصنيع أمونيا نيتروغليسرين (نترات الأمونيوم).

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1

المعطى: في عملية هابر‑بوش يُدخل 150 g من N₂ و 12 g من H₂ عند ضغط 200 بار ودرجة حرارة 450 °C. احسب أقصى كتلة من NH₃ يمكن الحصول عليها (افترض أن التفاعل يكتمل).

الحل:

1. حساب عدد المولات:

• M(N₂) = 28 g mol⁻¹ → n(N₂) = 150 g ÷ 28 g mol⁻¹ = 5.36 mol
• M(H₂) = 2 g mol⁻¹ → n(H₂) = 12 g ÷ 2 g mol⁻¹ = 6 mol

2. حسب المعادلة N₂ + 3H₂ → 2NH₃، تحتاج كل مول N₂ إلى 3 مول H₂.

• المطلوب لـ 5.36 mol N₂ هو 5.36 × 3 = 16.08 mol H₂، لكن لدينا فقط 6 mol → H₂ هو المحدد.

3. عدد مولات NH₃ المتكونة من 6 mol H₂:
   نسبة H₂ إلى NH₃ هي 3 : 2 → n(NH₃) = 6 mol × (2/3) = 4 mol

4. الكتلة: M(NH₃) = 17 g mol⁻¹ → m(NH₃) = 4 mol × 17 g mol⁻¹ = 68 g.

النتيجة: أقصى كتلة NH₃ يمكن تحصيلها هي 68 g.

مسألة 2

المعطى: في عملية أوستوالد، تم تمرير 10 L من غاز NO₂ (عند 25 °C و 1 atm) إلى ماء دافئ لتكوين حمض النيتريك. احسب عدد مولات HNO₃ المتكونة.

الحل:

1. حساب عدد مولات NO₂ باستخدام قانون الغاز المثالي:
   $n = \frac{P V}{R T}$

• P = 1 atm, V = 10 L, R = 0.0821 L atm mol⁻¹ K⁻¹, T = 298 K.

$n(NO₂) = \frac{1 × 10}{0.0821 × 298} ≈ 0.41 mol$

2. وفق المعادلة 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO، كل 3 مول NO₂ تُنتج 2 مول HNO₃.

$n(HNO₃) = 0.41 mol × \frac{2}{3} ≈ 0.27 mol$

النتيجة: ينتج حوالي 0.27 mol من حمض النيتريك.

---

تنبيهات الامتحان

1. عدم خلط صيغ المواد: لا تُخلط بين NO (أكسيد النيتريك) وNO₂ (ثاني أكسيد النيتروجين).
2. إهمال العامل الحفاز: في سؤال عن هابر‑بوش أو أوستوالد، يُستبعد العلامة إذا لم تُذكر العوامل (Fe₃O₄ أو Pt).
3. خطأ في حساب النسب: عند كتابة المعادلات المتوازنة، احرص على الحفاظ على عدد ذرات كل عنصر؛ الأخطاء الشائعة في نسبة H₂ إلى N₂ (1:3) أو NO إلى NO₂ (2:1).
4. الضغط والحرارة: لا تُغفل أن ضغطًا عاليًا ودرجة حرارة مناسبة ضروريان لإنتاج NH₃؛ إهمال أحدهما يؤدي إلى إجابة غير صحيحة في أسئلة حسابية.

---

قائمة المراجعة

• [ ] معرفة نسبة النيتروجين في الهواء (≈78 %).
• [ ] تعريف الأمونيا وخصائصها (لون، رائحة، القابلية للذوبان).
• [ ] كتابة معادلة هابر‑بوش مع توضيح العامل الحفاز والضغط.
• [ ] توضيح دور Pt في عملية أوستوالد.
• [ ] كتابة معادلات الخطوات الثلاث لأوستوالد (NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃).
• [ ] معرفة خصائص الفوسفور الأبيض (اللون، السُمّية، طريقة التخزين).
• [ ] معرفة طريقة تحضير الفوسفور الأحمر من الأبيض.
• [ ] كتابة معادلة احتراق الفوسفور الأبيض إلى P₄O₁₀.
• [ ] كتابة معادلة تحضير حمض الفوسفوريك من P₄O₁₀.
• [ ] تمييز بين الأنواع المختلفة من التفاعلات (اتحاد، أكسدة‑اختزال، احتراق).
• [ ] حساب عدد المولات من حجم أو كتلة باستخدام قانون الغاز المثالي.
• [ ] حساب الكتلة من عدد المولات باستخدام الكتلة المولية.
• [ ] مراجعة شروط التخزين للمواد الحساسة (HNO₃، الفوسفور الأبيض).
• [ ] مقارنة بين خصائص النيتروجين والفوسفور في جدول.
• [ ] مراجعة الأخطاء الشائعة في كتابة الصيغ (مثلاً كتابة H₂O بدلاً من H₂O).

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
2NO + O₂ → 2NO₂
3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO
NH₃ + 2O₂ → HNO₃ + H₂O
Cu + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O
Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀
P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄

بالتوفيق في امتحاناتك!