العودة للمسار
الوحدة 3 • الفيزياء
الاتزان الكيميائي والأيوني
دليلك الشامل — من قانون فعل الكتلة إلى Ksp مروراً بـ pH و لوشاتيليه
⚖️ 10 درس
⚡ 2300 XP إجمالية
🧪 5 معامل تفاعلية
⏱ ~80 دقيقة
🎯
أهداف التعلم
بعد إتمام هذه الوحدة ستكون قادرًا على:
- ✓ تعريف النظام المتزن وشروطه الديناميكية
- ✓ تمييز التفاعلات التامة من الانعكاسية
- ✓ تطبيق قانون فعل الكتلة وحساب Kc
- ✓ تفسير أثر العوامل الستة على معدل التفاعل
- ✓ تطبيق قاعدة لوشاتيليه (حرارة، ضغط، تركيز)
- ✓ حساب درجة التأين α بقانون استفالد
- ✓ حساب [H₃O⁺] و [OH⁻] في الأحماض والقواعد
- ✓ ربط pH بـ pOH واستخدام Kw = 10⁻¹⁴
- ✓ تحديد تأثير الأملاح (تميؤ) على محاليلها
- ✓ حساب Ksp وتطبيق تأثير الأيون المشترك
⚖️
النظام المتزن والتفاعلات الانعكاسية
النظام المتزن هو نظام ساكن على المستوى المرئي (ماكروسكوبي) وديناميكي على المستوى غير المرئي (ميكروسكوبي). يحدث ذلك عند تساوي معدل التفاعل الطردي مع معدل التفاعل العكسي.
التفاعلات التامة (غير الانعكاسية)
تسير في اتجاه واحد بسبب خروج أحد النواتج على هيئة غاز ↑ أو راسب ↓. مثال: Mg + HCl → MgCl₂ + H₂
التفاعلات الانعكاسية (المتزنة)
تسير في الاتجاهين وتظل جميع المواد في حيز التفاعل. مثال: تفاعل الأسترة (CH₃COOH + C₂H₅OH ⇌ أستر + ماء)
📖 تعريف الاتزان الكيميائي
حالة يتساوى فيها معدل التفاعل الطردي = معدل التفاعل العكسي، وتبقى تركيزات المواد ثابتة عبر الزمن — لكن التفاعل لا يتوقف!
دليل تجريبي: تفاعل حمض الخليك مع الكحول الإيثيلي هو انعكاسي — ورقة عباد الشمس الزرقاء تحمر في الخليط لأن الحمض لم يُستهلك بالكامل وظل متواجداً بسبب التفاعل العكسي.
📊
قانون فعل الكتلة وثابت الاتزان Kc
نص القانون: «عند ثبوت درجة الحرارة، تتناسب سرعة التفاعل طردياً مع حاصل ضرب التركيزات الجزيئية للمواد المتفاعلة، كل مرفوعة لأس يساوي عدد مولاتها في المعادلة المتزنة.»
⚗️ ثابت الاتزان Kc — للتفاعل: aA + bB ⇌ cC + dD
Kc = [C]ᶜ × [D]ᵈ / ([A]ᵃ × [B]ᵇ)
⚠️ قواعد كتابة Kc
- 🔹 لا يُكتب تركيز الماء السائل النقي (H₂O(l)) — تركيزه يُعدّ ثابتاً
- 🔹 لا يُكتب تركيز المواد الصلبة (s) أو الرواسب
- 🔹 يُكتب تركيز الغازات (g) والمحاليل المائية (aq)
- 🔹 Kc للتفاعل العكسي = 1 / Kc للتفاعل الأصلي
| قيمة Kc | الدلالة | مثال |
|---|---|---|
| Kc ≫ 1 | الاتجاه الطردي سائد — نواتج كثيرة | H₂ + ½O₂ ⇌ H₂O |
| Kc ≈ 1 | الاتزان في المنتصف — تركيزات متقاربة | I₂ + H₂ ⇌ 2HI |
| Kc ≪ 1 | الاتجاه العكسي سائد — متفاعلات كثيرة | N₂ + O₂ ⇌ 2NO (Kc=10⁻³⁰) |
📝 مثال محلول
التفاعل: I₂ + H₂ ⇌ 2HI — عند الاتزان: [I₂] = 0.2 M, [H₂] = 0.2 M, [HI] = 0.8 M
Kc = [HI]² / ([H₂][I₂]) = (0.8)² / (0.2 × 0.2) = 0.64 / 0.04 = 16
∵ Kc > 1 → الاتجاه الطردي سائد (يوديد الهيدروجين هو المسيطر).
⏱️
العوامل المؤثرة على معدل التفاعل
ستة عوامل رئيسية تتحكم في سرعة التفاعلات الكيميائية:
طبيعة المتفاعلات
المركبات الأيونية أسرع من التساهمية — تزيد مساحة السطح (مسحوق > كتلة) السرعة بشكل كبير
التركيز
زيادة التركيز → زيادة كثافة الجزيئات → زيادة التصادمات الفعّالة → ↑ سرعة التفاعل
درجة الحرارة
رفع الحرارة 10°C يُضاعف السرعة تقريباً — يزيد طاقة الجزيئات فوق طاقة التنشيط
الضغط (للغازات)
زيادة الضغط = تقليل الحجم = زيادة التركيز الغازي → نفس تأثير التركيز
العامل الحفاز
يُقلل طاقة التنشيط → يسرّع الطردي والعكسي معاً بنفس المقدار → Kc لا يتغير!
الضوء
بعض التفاعلات الضوئية: AgBr → Ag + Br (في التصوير الفوتوغرافي) والبناء الضوئي
⚗️
قاعدة لوشاتيليه (1884)
📖 نص القاعدة
«إذا حدث تغير في أحد العوامل المؤثرة على نظام في حالة اتزان، فإن النظام يتصرف بحيث يُقلل أو يُلغي تأثير هذا التغير، فيصل إلى حالة اتزان جديدة.»
| العامل | التغيير | اتجاه الانزياح | أثره على Kc |
|---|---|---|---|
| 🌡️ الحرارة | ارتفاع (تسخين) | ← عكسي (ينزاح لامتصاص الزيادة) | Kc يتغير ✓ |
| 🌡️ الحرارة | انخفاض (تبريد) | → طردي | Kc يتغير ✓ |
| 🗜️ الضغط | زيادة الضغط | نحو الجانب الأقل حجماً (مولات أقل) | Kc لا يتغير ✗ |
| 🧪 التركيز | إضافة متفاعل | → طردي (لتعويض الزيادة) | Kc لا يتغير ✗ |
| 🧪 التركيز | إزالة ناتج | → طردي (لتعويض النقص) | Kc لا يتغير ✗ |
| ⚡ الحافز | أي تغيير | لا انزياح — فقط أسرع للاتزان | Kc لا يتغير ✗ |
🏭 تطبيق صناعي — تفاعل هابر-بوش (NH₃)
المعادلة: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) + حرارة (طارد)
المتفاعلات: 4 مول — النواتج: 2 مول — الظروف المثلى صناعياً:
المتفاعلات: 4 مول — النواتج: 2 مول — الظروف المثلى صناعياً:
- 🌡️ 450–500°C (حرارة مرتفعة تسرّع التفاعل رغم تقليل المحصول)
- 🗜️ 150–300 atm (ضغط عالٍ يزيح لجانب 2 مول → ↑ NH₃)
- ⚡ حديد Fe (حافز) — يُسرّع الوصول للاتزان بشكل هائل
🔴 تجربة NO₂/N₂O₄ — الدليل البصري للوشاتيليه
N₂O₄ (عديم اللون) + Heat ⇌ 2NO₂ (بني محمر)
تسخين الأنبوبة → يشتد اللون البني (انزياح طردي).
تبريد الأنبوبة → يخف اللون (انزياح عكسي لتكوين N₂O₄ مرة أخرى).
تسخين الأنبوبة → يشتد اللون البني (انزياح طردي).
تبريد الأنبوبة → يخف اللون (انزياح عكسي لتكوين N₂O₄ مرة أخرى).
⚡
الاتزان الأيوني والإلكتروليتات
الاتزان الأيوني ينشأ في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بين الجزيئات غير المتأينة والأيونات الناتجة.
إلكتروليتات قوية (تأين تام 100%)
HCl، H₂SO₄، HNO₃، NaOH، KOH، الأملاح القابلة للذوبان كـ NaCl — لا تنطبق عليها قوانين الاتزان الأيوني
إلكتروليتات ضعيفة (تأين جزئي)
CH₃COOH، HCN، HF، NH₄OH، H₂CO₃ — تتأين جزئياً وتخضع لقانون استفالد للتخفيف
📖 قانون استفالد للتخفيف (Ostwald)
Ka = α² × Ca ∴ α = √(Ka / Ca) ∴ [H₃O⁺] = √(Ka × Ca)
🔑 القاعدة الذهبية
كلما قل تركيز Ca (زاد التخفيف) → زادت درجة التأين α — لأن Ka يظل ثابتاً بثبوت درجة الحرارة.
مثال: HCN, Ka = 7.2×10⁻¹⁰, Ca = 0.1 M → α = √(7.2×10⁻¹⁰ / 0.1) = 8.5×10⁻⁵ (0.0085%)
💧
تأين الماء والأس الهيدروجيني (pH)
🌊 الحاصل الأيوني للماء Kw
الماء النقي يتأين تأيناً ضئيلاً جداً: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
عند 25°C: [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L
عند 25°C: [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L
Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ (ثابت في أي محلول مائي عند 25°C)
📖 الأس الهيدروجيني pH
pH = −log[H⁺] | pOH = −log[OH⁻] | pH + pOH = 14
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
← حمضي شديد
⚖️ متعادل
قاعدي شديد →
| نوع المحلول | [H⁺] | [OH⁻] | pH | pOH |
|---|---|---|---|---|
| حمض قوي (HCl 0.001M) | 10⁻³ | 10⁻¹¹ | 3 | 11 |
| ماء نقي | 10⁻⁷ | 10⁻⁷ | 7 | 7 |
| قاعدة قوية (NaOH 0.01M) | 10⁻¹² | 10⁻² | 12 | 2 |
📝 مثال محلول
كتلة NaOH اللازمة لمحلول pH = 12 في 1 لتر:
pH=12 → pOH=2 → [OH⁻]=10⁻² M
الكتلة = 0.01 mol/L × 1 L × 40 g/mol = 0.4 g
pH=12 → pOH=2 → [OH⁻]=10⁻² M
الكتلة = 0.01 mol/L × 1 L × 40 g/mol = 0.4 g
🧂
التميؤ (التحلل المائي للأملاح)
التميؤ هو عكس تفاعل التعادل — ذوبان الملح في الماء يُعيد الحمض والقاعدة المشتق منهما. طبيعة المحلول تعتمد على الأقوى بين الحمض والقاعدة المشتقين منهما.
| الملح مشتق من | تفاعل المحلول | مثال | اختبار عباد الشمس |
|---|---|---|---|
| حمض قوي + قاعدة قوية | متعادل (pH=7) | NaCl, KNO₃ | لا تغيير |
| حمض قوي + قاعدة ضعيفة | حمضي (pH < 7) | NH₄Cl, CuSO₄ | يحمر ← الحمض يسيطر |
| حمض ضعيف + قاعدة قوية | قاعدي (pH > 7) | Na₂CO₃, CH₃COONa | يزرق ← القاعدة تسيطر |
| حمض ضعيف + قاعدة ضعيفة | متعادل تقريباً | CH₃COONH₄ | شبه متعادل |
💡 لماذا Na₂CO₃ قاعدي؟
أيونات CO₃²⁻ تسحب H⁺ من الماء لتكوين H₂CO₃ (حمض ضعيف لا يتأين). سحب H⁺ يُحرك اتزان الماء فيتأين أكثر → تراكم OH⁻ → المحلول قاعدي!
🌊
حاصل الإذابة (Ksp)
لكل ملح شحيح الذوبان، ينشأ اتزان ديناميكي بين الملح الصلب غير الذائب وأيوناته الذائبة. ثابت هذا الاتزان هو حاصل الإذابة Ksp.
⚗️ معادلة Ksp — مثال: AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻
Ksp = [Ag⁺][Cl⁻] = x² | Ksp(AgCl) = 1.8×10⁻¹⁰
| الملح | معادلة الاتزان | Ksp | العلاقة بـ x |
|---|---|---|---|
| AgCl | Ag⁺ + Cl⁻ | 1.8×10⁻¹⁰ | x² |
| BaSO₄ | Ba²⁺ + SO₄²⁻ | 1.1×10⁻¹⁰ | x² |
| CaF₂ | Ca²⁺ + 2F⁻ | 3.9×10⁻¹¹ | 4x³ |
| PbBr₂ | Pb²⁺ + 2Br⁻ | 6.3×10⁻⁶ | 4x³ |
| Ag₂SO₄ | 2Ag⁺ + SO₄²⁻ | 7.7×10⁻⁵ | 4x³ |
📝 مثال حساب Ksp
AgCl: درجة الذوبان x = 10⁻⁵ mol/L
Ksp = x² = (10⁻⁵)² = 10⁻¹⁰
Ksp = x² = (10⁻⁵)² = 10⁻¹⁰
📝 مثال حساب x من Ksp
CaF₂: Ksp = 3.9×10⁻¹¹
4x³ = 3.9×10⁻¹¹ → x³ = 9.75×10⁻¹² → x = 2.14×10⁻⁴ M
4x³ = 3.9×10⁻¹¹ → x³ = 9.75×10⁻¹² → x = 2.14×10⁻⁴ M
🔑 تأثير الأيون المشترك (Common Ion Effect)
إضافة ملح يحتوي على أيون مشترك مع الملح الشحيح → زيادة تركيز هذا الأيون → انزياح الاتزان عكسياً (لوشاتيليه) → ترسيب إضافي → تقليل الذوبانية.
مثال: إضافة NaCl لمحلول AgCl المشبع → زيادة Cl⁻ → ترسيب المزيد من AgCl↓
مثال: إضافة NaCl لمحلول AgCl المشبع → زيادة Cl⁻ → ترسيب المزيد من AgCl↓
🧮
جداول المعادلات الأساسية
| المفهوم | المعادلة | ملاحظة |
|---|---|---|
| ثابت الاتزان | Kc = [نواتج]^n / [متفاعلات]^m | صلب وسائل نقي لا يُكتب |
| درجة التأين | α = √(Ka / Ca) | للحمض الضعيف فقط |
| تركيز H₃O⁺ | [H₃O⁺] = √(Ka × Ca) | أو α × Ca |
| الأس الهيدروجيني | pH = −log[H⁺] | pH + pOH = 14 |
| الحاصل الأيوني للماء | Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ | عند 25°C |
| حاصل الإذابة | Ksp = [أيون₁]^a × [أيون₂]^b | لا يُكتب الملح الصلب |
العامل الوحيد الذي يغير Kc هو درجة الحرارة!
لا التركيز، لا الضغط، لا الحافز — الحرارة وحدها تُغير ثابت الاتزان.
لا التركيز، لا الضغط، لا الحافز — الحرارة وحدها تُغير ثابت الاتزان.
📋
خريطة الدروس
١- تجربة فاراداي وقاعدة لنز
ابدأ →
٢- الحث المتبادل بين ملفين
ابدأ →
٣- الحث الذاتي والهنري
ابدأ →
٤- التيارات الدوامية والسلك المتحرك
ابدأ →
٥- دينامو التيار المتردد
ابدأ →
٦- القيمة الفعالة للتيار المتردد
ابدأ →
٧- المحول الكهربي
ابدأ →
٨- كفاءة المحول وفقدان الطاقة
ابدأ →
٩- المحرك الكهربي DC
ابدأ →
١٠- مراجعة شاملة الفصل الثالث
ابدأ →
💡 ملخص سريع — النقاط الأهم
- 🔹 Kc يتغير بالحرارة فقط — التركيز والضغط والحافز لا يؤثران عليه
- 🔹 قاعدة لوشاتيليه: النظام يقاوم التغيير دائماً ويُحاول إلغاءه
- 🔹 هابر-بوش: 450°C + 200 atm + Fe → أفضل توازن بين المعدل والمحصول
- 🔹 pH + pOH = 14 و Kw = 10⁻¹⁴ — قوانين ذهبية لا تُنسى
- 🔹 التميؤ: الأقوى يسيطر — حمض قوي + قاعدة ضعيفة = محلول حامضي
- 🔹 Ksp ↓ = ذوبانية أقل — والأيون المشترك يُرسّب الملح الشحيح
