الكيمياء

الكيمياء - 3-1

سرعة التفاعلات الكيميائية

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة1

سرعة التفاعلات الكيميائية

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة2

الأهــداف
مساعدة المتعلمين على كسب المعارف الكيميائية التالية:
1 ـ تختص الكيمياء الحركية بدراسة العوامل المختلفة التي تؤثر على سرعة (معدل) التفاعلات الكيميائية.
2 ـ سرعة التفاعل الكيميائي هي التغير الحادث في تركيز المواد المتفاعلة، أو الناتجة من التفاعل بالنقص،     أو الزيادة على الترتيب في وحدة الزمن.
3 ـ تعتمد سرعة التفاعل على طبيعة المواد الداخلة في التفاعل وتركيزها، والظروف التي تحكم التفاعل مثل
درجة الحرارة والضغط.
4 ـ تعتمد قابلية المواد الكيميائية للتفاعل على نشاطها الكيميائي، وهذا محكوم بقابليتها لتكوين روابط     كيميائية.
5 ـ التفاعلات المتجانسة تكون فيها المواد المتفاعلة والناتجة من التفاعل في حالة واحدة من حالات المادة.
6 ـ التفاعلات غير المتجانسة، يكون فيها وسط التفاعل غير متجانس أي يشتمل على أكثر من حالة من     حالات المادة.
7 ـ تعتمد سرعة التفاعلات المتجانسة على درجة تركيز المواد المتفاعلة.
8 ـ تعتمد سرعة التفاعلات غير المتجانسة على مساحة منطقة التلامس بين المواد المتفاعلة.
9 ـ تزاد سرعة التفاعلات الكيميائية في درجات الحرارة العالية غالباً.
10 ـ المواد الحفازة تزيد من سرعة التفاعل دون أن يتغير تركيبها الكيميائي.
11 ـ ميكانيكية التفاعل هي الخطوات المتسلسلة التي توضح سير التفاعل.
12 ـ المادة التي تظهر في خطوات التفاعل الأولية فقط تسمى المادة الوسيطة.
13 ـ نظرية التصادم تفسر أثر بعض العوامل على سرعة التفاعل.
14 ـ التصادم يعني اقتراب جزيئين، أو ذرتين، أو أيونين من بعضهما البعض في وسط التفاعل بدرجة تؤدي
      إلى حدوث التفاعل بينهما.
15 ـ يحدث التفاعل الكيميائي نتيجة لتصادم جزيئات المواد المتفاعلة.
16 ـ التصادمات بين أجزاء المادة، بعضها فعال والبعض الآخر غير فعال.
17 ـ سرعة التفاعل تتناسب مع عدد الاصطدامات التي تحدث في وحدة الزمن بين الدقائق المتفاعلة.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة3

صدأ السيارة يحدث ببطء
وبسبب تفاوت التفاعلات الكيميائية في سرعتها تبرز أهمية دراسة سرعة التفاعلات للحاجة في بعض الأحيان إلى تسريع بعضها للحصول على نواتج مفيدة في مدة زمنية معقولة، وفي بعض الأحيان إلى تقليل سرعة بعض التفاعلات الأخرى (كصدأ الحديد). فكيف يمكن القيام بذلك؟ وما العوامل التي تؤثر في سرعة التفاعل؟

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة4

أولاً: سرعة التفاعل الكيميائي:

معدل التغير في كميات المواد المتفاعلة أو الناتجة في وحدة الزمن

في الوعاء الأيسر عملية انتقال السائل من الوعاء إلى الكوب أسرع منها في الجهة اليسرى من الشكل (تمت في وقت أقل).

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة5

أثناء حدوث التفاعل الكيميائي:
وعملياً يتم تحديد سرعة التفاعل باختيار إحدى مواد التفاعل بحيث يسهل تتبع تركيزها من خلال تغير إحدى خواصها الفيزيائية مثل التغير في اللون.


a + b c + d

يقل تركيز المواد المتفاعلة (b) , (a) ويزداد تركيز المواد الناتجة عن التفاعل (d) ، (c) بمرور الزمن.
المحور السيني يمثل

.
المحور الصادي يمثل

.
المنحنى الأخضر يمثل التغير في تراكيز المواد

بالنسبة إلى الزمن.
المنحنى الأحمر يمثل التغير في تراكيز المواد

بالنسبة إلى الزمن.

سرعة التفاعل الكيميائي = التغير في تركيز إحدى المواد المتفاعلة أو الناتجة (مول/لتر)
التغير في زمن التفاعل (ثانية)

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة6

ثانياً: العوامل التي تؤثر على سرعة التفاعل الكيميائي:
تؤثر على سرعة التفاعل الكيميائي (إما بالزيادة أو النقصان) عدة عوامل هي:
1 ـ طبيعة المواد الداخلة في التفاعل.
2 ـ تركيز المواد الداخلة في التفاعل.
3 ـ التغير في درجة الحرارة.
4 ـ وجود العوامل الحفازة (المساعدة).

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة7

1 ـ طبيعة المواد الداخلة في التفاعل:
أ- عدد الروابط:
عند مقارنة تفاعل الأكسجين مع أكسيد النيتريك والميثان كل على حدة عنده درجة الحرارة العادية، نجد أن أكسدة أكسيد النيتريك أسرع من أكسدة الميثان.
 2no2(g) 2no(g) + o2(g) 
 co2(g) + 2h2o(g) + طاقة ch4 + 2o2(g)

ولما كانت ظروف التفاعلين واحدة، فإن الفرق في السرعة بينهما راجع إلى اختلاف طبيعة المواد المتفاعلة.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة8

وعند مقارنة عدد الروابط في كلٍّ من n =o و
نجدها في الميثان أكثر من أكسيد النيتريك، وبالتالي تكون سرعة التفاعلات التي يصاحبها تفكك عدد أقل من الروابط الكيميائية أسرع من التفاعلات التي
يصاحبها تفكك عدد أكبر من الروابط الكيميائية.

أي من المعادلتين التاليتين تتم بسرعة أكبر:
تفاعل برمنجنات البوتاسيوم مع كل من أيونات الحديد الثنائي وأيونات الأكسالات في المحاليل المائية:

5c2o4= + 2mno4- + 16h+
10co2 + 2mn++ + 8h2o  

5fe++ + mno4- + 8h+
5fe+++ + mn++ + 4h2o

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة9

نوع الروابط:
المركبات الأيونية سريعة في تفاعلاتها، لأن التفاعل يتم بين الأيونات وفقاً للمعادلة التالية:

أما المركبات التساهمية فهي عادة بطيئة في تفاعلاتها لأن التفاعل يتم بين الجزيئات.

مما سبق يتضح أن سرعة التفاعل تعتمد على تركيب المواد المتفاعلة وطبيعتها.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة10

إن سرعة التفاعلات الكيميائية تختلف باختلاف طبيعة المواد الداخلة في التفاعل (نوعها وحالتها الفيزيائية). فعلى سبيل المثال إذا كان لدينا قطعتان إحداهما من فلز الصوديوم والأخرى من فلز المغنيسيوم ولهما نفس الحجم والشكل ووضعنا كل قطعة في الماء فإننا نلاحظ أن قطعة فلز الصوديوم تتفاعل بشدة أكثر من قطعة فلز المغنيسيوم وهذا دليل على أن سرعة التفاعل تعتمد على الصفات الكيميائية للمواد المتفاعلة حيث أن فلز الصوديوم أكثر نشاطاً كيميائياً من فلز المغنيسيوم.
كذلك تعتمد سرعة التفاعل على الحالة الفيزيائية للمواد المتفاعلة حيث نجد أن بعض المواد لا يمكن أن تتفاعل مع بعضها في الحالة الصلبة بينما محاليلها تتفاعل بسهولة , ومثال ذلك: عند خلط كمية صلبة وجافة من كبريتات البوتاسيوم k2so4 مع كمية صلبة وجافة من نترات الباريوم ba(no3)2 لا يحدث أي تفاعل بينهما, ولكن عند خلط محلولين منهما بتراكيز معينة فإنهما يتفاعلان بسرعة ويتكون راسب أبيض من كبريتات الباريوم كما توضح المعادلة التالية:

ba++(aq) + so--4(aq)
baso4(s)

بالجملة فإن تفاعل الأيونات أسرع من تفاعل الذرات والجزيئات, وتفاعل الذرات أسرع من تفاعل الجزيئات, وتفاعل الجزيئات قليلة الروابط أسرع من تفاعل الجزيئات كثيرة الروابط, وتفاعل الأيونات البسيطة أسرع من تفاعل الأيونات الحاوية على روابط تساهمية يلزم تفكيكها, كما تقل سرعة التفاعل الكيميائي كلما زاد عدد الروابط اللازم تفكيكها.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة11

2- تركيز المواد الداخلة في التفاعل:
قبل البحث في أثر تركيز المواد الداخلة في التفاعل على سرعة التفاعل علينا أن نميز بين:
التفاعلات المتجانسة
(homogeneous)
التفاعلات غير المتجانسة
(heterogeneous)
تتم في وسط متجانس من حالة واحدة من حالات المادة (غازية، سائلة، أو صلبة) يمكن فيها تمييز أكثر من حالة واحدة من حالات المادة أو أكثر من طبقة واحدة في الحالة الواحدة

  2hi(g) h2(g) + i2(g)

  zns(s) zn(s) + s(s)

  fe3o4(g) + 4h2(g) 3fe(s) + 4h2o(g)

  pcl3(g) + cl2(g) pcl5(g)

  2nh3(g) n2(g) + 3h2(g)

  cao(s) + co2(g) caco3(s)

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة12

2-تركيز المواد الداخلة في التفاعل:
في التفاعلات غير المتجانسة:
كتفاعل مادة صلبة مع مادة سائلة تعتمد سرعة التفاعل على مساحة منطقة تماس المواد المتفاعلة.

        أ                      ب

نلاحظ أن سرعة التفاعل في المادة المفتتة أ أسرع منها في المادة غير المفتتة ب.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة13

2-تركيز المواد الداخلة في التفاعل:
أما في التفاعلات المتجانسة فإن سرعة التفاعل تعتمد على درجة تركيز المواد الداخلة في التفاعل. ويعبر عن هذا التركيز بالمولارية (molarity) في حالة المحاليل السائلة، وبالضغط الجزئي في حالة المحاليل الغازية.

أ

ب

* مولارية المحلول في بأكبر بأربعة مرات من مولارية المحلول في أ
* نلاحظ أن التفاعل في ب أسرع منه في أ

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة14

نستنتج مما سبق:
1 ـ تزداد سرعة التفاعلات بزيادة تركيز المواد المتفاعلة.
2 ـ تزداد سرعة التفاعلات غير المتجانسة بزيادة مساحة سطح التلامس بين المواد المتفاعلة نتيجة تفاعل
      جزيئات أكثر في زمن معين، ويظهر ذلك في تفاعل المادة على شكل مسحوق، أما في حالة الكتلة الصلبة
     المتماسكة فالتفاعل يحدث على السطح الخارجي.


كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة15

3 ـ درجة حرارة التفاعل:

أ ب

درجة الحرارة في التجربة أأكبر منها في التجربة ب
نلاحظ أن التفاعل أ أسرع من التفاعلب (انتهى في زمن أقل)

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة16

3 ـ درجة حرارة التفاعل:
تطبيقات:

الحرارة التطبيق
رفع

في أواني الضغط (القدور الكاتمة) يزداد ضغط البخار داخلها، فيؤدي إلى ارتفاع درجة الغليان، فتزداد سرعة طهو الطعام.

رفع يتم تحضير الأمونيا من النيتروجين والهيدروجين عند درجات الحرارة العالية لأجل زيادة سرعة التفاعل والحصول على كمية أكبر في فترة زمنية أقل.
خفض

ارتفاع درجة الحرارة يساعد على سرعة تحلل المواد الغذائية مما يؤدي إلى فسادها، لذلك تحفظ المواد الغذائية بالتبريد.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة17

التعليل:
إن سرعة الجزيئات تزداد مع ازدياد درجة الحرارة، بحيث إنها تزيد سرعة تصادم الجزيئات مع بعضها البعض، وبذلك فإن سرعة التفاعل ستزيد.

أ ب

في المشهد أ درجة الحرارة أعلى منها في المشهد ب

إن ارتفاع درجة الحرارة يزيد سرعة التفاعل.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة18

3 ـ درجة حرارة التفاعل:
تجربة:
الهدف: دراسة تأثير التغير في درجة الحرارة على سرعة التفاعل.
الأدوات والمواد: * ثلاثة كؤوس زجاجية(250 مل).
* ثلاثة أنابيب اختبار.
* فينولفثالين.
* ثلج.
* ماء مقطر.
خطوات العمل:
املأ كل واحد من أنابيب الاختبار إلى نصفه بالماء المقطر، ثم أضف إلى كل أنبوب 3-4 قطرات من الفينولفثالين، ثم رقم الأنابيب بالأرقام 1 ، 2 ، 3 على التوالي.
* اغمس الأنبوب رقم 1 في كأس زجاجي يحتوي على ماء مغلي.
*اغمس الأنبوب رقم 2 في كأس زجاجي يحتوي على ماء عادي.
*اغمس الأنبوب رقم 3 في كأس زجاجي يحتوي على ماء وقطع من الثلج.
ثم ضع في كل أنبوب شريطاً من المغنسيوم ذي طول ثابت 1سم.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة19

3 ـ درجة حرارة التفاعل:
تجربة:

الملاحظات:
* اللون الزهر الغامق يكون أكثر ظهوراً في أنبوب الاختبار رقم 1
* اللون الزهر الغامق يكون أقل ظهوراً في أنبوب الاختبار رقم 3.

النتيجة:
* الأنبوب الذي يجري فيه التفاعل بشكل أسرع هو الأنبوب رقم 1 وهو الأنبوب ذو درجة الحرارة الأعلى.
* الأنبوب الذي يجري فيه التفاعل بشكل أقل هو الأنبوب رقم 3 وهو الأنبوب ذو درجة الحرارة الأدنى.


تزداد سرعة التفاعل الكيميائي بزيادة درجة الحرارة وتقل بانخفاضها، أي أن سرعة التفاعل تتناسب طردياً مع درجة الحرارة.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة20

4 ـ العوامل الحفازة:
مادة تسبب تغيراً في سرعة التفاعل، ولكنها لا تتغير عند انتهاء التفاعل ويمكن استعادتها.
أغلب العوامل الحفازة تزيد من سرعة التفاعل ويسمى حفزاً موجباً وبعضها يقلل من سرعة التفاعل ويسمى حفزاً سالباً، ولبيان أثر العوامل الحفازة على سرعة التفاعل:
التفاعل إلى اليمين تفاعل محفز أما التفاعل إلى اليسار فهو عادي, لاحظ الفرق بين سرعة التفاعلين.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة21

مثال ذلك:

في التفاعل التالي تزداد سرعة التفاعل عند وضع المادة الحافزة أكسيد المنغنيز الرباعي(manganese oxide (iv)) في وسط التفاعل مع ملاحظة أنها لا تدخل في التفاعل.

2h2o2
2h2o + o2

تفكك h2o2 بوجود أكسيد المنغنيز

عند إضافة mno4 تزداد سرعة التفاعل

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة22

أمثلة على العوامل الحفازة وأهمية كل منها في المختبر والصناعة وفي جسم الإنسان:
العامل الحفاز الأهمية والاستخدام
ثاني أكسيد المنجنيز mno2 يساعد على سرعة تحلل كلورات البوتاسيوم عند تحضير غاز الأكسجين في المختبر
الحديد والموليبدنيوم يستخدمان عند تفاعل النتيروجين مع الهيدروجين لتحضير غاز الأمونيا.
خامس أكسيد الفاناديوم v2o5 يستخدم لتفاعل ثاني أكسيد الكبريت مع الأكسجين لتكوين ثالث أكسيد الكبريت في تحضير حمض الكبريتيك في الصناعة.
النيكل يستخدم في تفاعل إضافة الهيدروجين إلى الروابط الثنائية في الزيوت النباتية غير المشبعة وبذلك تتحول إلى زبدة نباتية صالحة للأكل.
إنزيم التيالين في اللعاب،
وإنزيم الببسين في العصارة المعدية
زيادة سرعة الهضم

وتجدر الإشارة هنا إلى وجود مواد تعوق عمل المواد الحافزة إذا وجدت في وسط التفاعل وتعرف هذه المواد بالسموم. فالكبريت مثلاً من شأنه أن يعيق عمل أكاسيد الحديد كمادة حافزة تساعد على زيادة سرعة تفاعل النيتروجين مع الهيدروجين في صناعة النشادر, كذلك وجود الرصاص في وقود السيارات يعيق عمل المادة الحافزة التي تزود بها بعض السيارات للتحكم بغازات العادم. لذا يجب استخدام الوقود الخالي من الرصاص في السيارات المزودة بهذا النوع من المحفزات المقاومة للتلوث.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة23

للعوامل الحفازة (المساعدة) بعض الخواص المشتركة مثل:
1) لا يتغير العامل الحفاز كيميائياً في نهاية التفاعل, وتكون كميته عند نهاية التفاعل هي نفسها عند بدء التفاعل. فالعامل الحفاز قد يشترك كيميائياً في إحدى خطوات التفاعل (تكوين مركبات وسطية أثناء التفاعل) ثم يسترجع في خطوة أخرى بطريقة كيميائية أيضاً. ولهذا فإنه لا يظهر بشكل مادة متفاعلة أو ناتجة في المعادلة الكيميائية الموزونة لأي تفاعل ويدلل على وجوده بكتابة اسمه أو صيغته الكيميائية فوق السهم كما في المعادلة التالية:

2h2o2
2h20 + o2

2) تكفي كمية صغيرة من العامل الحفاز في أغلب الأحيان لإتمام أكبر جزء من التفاعل.
3) العامل الحفاز لا يبدأ التفاعل ولكنه يعمل على إسراع التفاعل لو كان سائراً ببطء شديد, حيث يؤدي إلى الوصول بالجزيئات إلى حالة عالية من الطاقة يمكنها عندها من التفاعل لأنها لم يكن عندها الطاقة الكافية لتقوم بهذا التفاعل في غياب العامل الحفاز. فمثلاً عند تفكك كلورات البوتاسيوم kclo3 حرارياً يجب أن تسخن مادة كلورات البوتاسيوم لدرجات حرارة عالية من أجل أن تتفكك, ولكن عند استخدام ثاني أكسيد المنجنيز (mno2) كعامل حفاز يحدث التفاعل عند درجات حرارة منخفضة نسبياً كما يتضح من المعادلتين التاليتين.

2kclo3
2kcl + 3o2
2kclo3
2kcl + 3o2

4) لكل عامل حفاز تأثيره الخاص به ودرجة حرارة معينة يكون العامل الحفاز عندها له أكبر قدرة على الحفز.

كيمياء - سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة24

5) العوامل الحفازة لها دور هام في خفض مقدار طاقة التنشيط اللازمة لحدوث التفاعل مما يؤدي إلى الإسراع في حدوثه إذ أنها تمهد طريقاً أسهل تسلكه المواد المتفاعلة لتعطي نواتج التفاعل بحيث تحتاج هذه الطريقة إلى كمية من الطاقة (طاقة التنشيط ea) تقل عن الطاقة المطلوبة في غياب المواد الحفازة كما يتضح من الشكل .

سير التفاعل في وجود مادة حفازة سير التفاعل بدون مادة حفازة

الشكل السابق يوضح تأثير العامل الحفاز على التفاعل التالي:

a + b
c + d

وتُعرّف طاقة التنشيط activation energy بأنها «الحد الأدنى (أقل مقدار) من الطاقة الذي يجب أن تمتلكه الجزيئات المتفاعلة لكي تتفاعل» ويرمز لها بالرمز ea.
وتتوقف طاقة التنشيط على طبيعة المواد المتفاعلة، فبعض التفاعلات طاقة تنشيطها عالية وهذه التفاعلات بطيئة لأن نسبة تنشيطها صغيرة، وهذه تفاعلات سريعة لأن بها عدد أكبر من الدقائق المتفاعلة التي تمتلك طاقة حركية كافية لإحداث التفاعل بينها.
كما أن قيمة طاقة التنشيط لا تتغير مع ارتفاع درجة الحرارة وإنما يؤدي رفع درجة الحرارة إلى زيادة عدد الجزيئات التي تمتلك طاقة التنشيط ومن ثم زيادة عدد التصادمات التي تؤدي إلى تفاعل منتج وهذا من شأنه زيادة سرعة التفاعل.

كيمياء - نظرية التصادم

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة1

رابعاً: نظرية التصادم:

لتفسير أسباب الاختلاف في سرعة التفاعلات الكيميائية وضعت نظرية تسمى نظرية التصادم وأهم فروضها:

1 ـ لا يحدث التفاعل الكيميائي إلا إذا تصادمت جزيئات المواد المتفاعلة.
2 ـ التصادمات بين الجزيئات إما أن تكون مثمرة أو غير مثمرة، والتصادمات المثمرة فقط هي التي تُحدث
      التفاعل الكيميائي.

شرح

3 ـ تزداد سرعة التفاعل الكيميائي بزيادة عدد التصادمات الفعالة.

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة2

يتضح مما سبق أن التصادم الفعال هو "التصادم الذي يتوافر فيه طاقة كاقية للجزيئات المتفاعلة ويتم في الاتجاه المناسب وينتج منه مواد ناتجة" ونظرية التصادم تفسر - من الناحية الوصفية - بعض العوامل التي تؤثر على سرعة التفاعل الكيميائي كما يلي:

1 ـ طبيعة المواد المتفاعلة:

تعتمد سرعة التفاعل الكيميائي على طبيعة المواد المتفاعلة لأن الطاقة المنشطة تختلف من تفاعل لآخر.

2 ـ التركيز:

كلما زاد تركيزالمواد المتفاعلة، يزداد عدد الجزيئات وبالتالي تزداد فرص اصطدام الجزيئات مع بعضها وهذا يؤدي إلى زيادة سرعة التفاعل.

3 ـ درجة الحرارة:

رفع درجة الحرارة يعمل على زيادة حركة الجزيئات وبالتالي زيادة عدد الصدمات الفعالة، وهذا ما يؤدي إلى زيادة سرعة التفاعل.

4 ـ العوامل الحفازة:

تزيد سرعة التفاعل في وجود العوامل الحفازة. فالعامل الحفاز يزيد من الاصطدامات الفعالة، حيث تتفاعل واحدة أو أكثر من المواد المتفاعلة مع العامل الحفاز وتنتج مادة وسيطة أو أكثر يكون تفاعلها أسرع من المادة الأصلية.

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة3

ظروف التفاعل:
الحرارة ثابتة.
عدد الجزيئات لايتغير.
الحجم يتغير بين:
1- حجم أكبر.
2- متوسط.
3- حجم أصغر.
ملاحظة: ثبتنا الجزيئات الزرقاء للتبسيط فقط وإلا فإن جميع الجزيئات تتحرك.
1_ عدد التصادمات الفعالة عند زيادة الحجم =

2_ عدد التصادمات الفعالة عندما يكون الحجم متوسطاً =

3_ عدد التصادمات الفعالة عند خفض الحجم =          

      نستنتج مما سبق أن خفض الحجم يؤدي إلى

عدد التصادمات الفعالة وبالتالي

سرعة التفاعل.

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة4

ظروف التفاعل:
الحرارة ثابتة.
الضغط ثابت (الحجم لا يتغير).
التركيز يتغير (عدد الجزيئات يتغير) بين:
1- منخفض.
2- متوسط.
3- مرتفع.
التركيز
أ ـ إذا تفاعلت مادتان a زرقاء اللون و b حمراء اللون في حيز محدود، فإن جزيئات المادة (a) تصطدم مع
    جزيئات المادة (b) بعدد محدود من الصدمات في الثانية الواحدة.

ب ـ إذا ضاعفنا تركيز المادة (b) تزداد فرص الاصطدام إلى الضعف
      وتزداد عدد التصادمات الفعالة.

ج ـ إذا أنقصنا تركيز المادة (a) إلى النصف تنخفض فرص الاصطدام إلى النصف وتنخفض سرعة
التفاعل إلى النصف.

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة5

ظروف التفاعل:
التركيز ثابت (عدد الجزيئات لايتغير).
الضغط ثابت (الحجم لا يتغير).
الحرارة تتغير بين:
1- منخفضة.
2- متوسطة.
3- مرتفعة.
الحرارة
رفع درجة الحرارة يكسب الجزيئات قدراً من الطاقة فتزداد سرعتها، مما يؤدي إلى زيادة عدد الصدمات الفعالة، وهذا يؤدي إلى زيادة سرعة التفاعل.

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة6

نظرية الحالة الانتقالية

تفسر نظرية الحالة الانتقالية كون عدد ضئيل جداً من التصادمات التي تحدث بين جزيئات المواد المتفاعلة مثمراً أي يؤدي إلى تكوين النواتج وسبب ذلك أنه لكي تصطدم الجزيئات اصطداماً مثمراً وجب عليها أن تتخذ أوضاعاً مناسبة بالنسبة لبعضها البعض من حيث المسافة والاتجاه وهذه الأوضاع ذات طاقة عالية نسبياً ويشكل اتخاذ هذه الأوضاع حاجزاً من الطاقة على جزيئات المواد المتفاعلة أن تتخطاه كي تشكل نواتج التفاعل وعند قمة هذا الحاجز ترتبط الوحدات المصطدمة لفترة وجيزة جداً ارتباطاً أقل استقراراً من كل المواد المتفاعلة والمواد الناتجة وتسمى هذه الحالة بالحالة الانتقالية أو النشطة والتي يتكون عندها مركب نشط (وسطي) غير ثابت يكون تركيبه وسطاً بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة وطاقة هذا المركب أكبر من طاقة المواد الناتجة أو المتفاعلة ويعرف بالمركب النشط (activated complex). وهكذا فإن الطاقة المنشطة هي الطاقة الضرورية لتحويل المواد المتفاعلة إلى المركب المنشط ويمكن تمثيل هذا الوضع بيانياً بالشكلين التاليين:

كيمياء - نظرية التصادم - صفحة7

إن إمكانية حصول تفاعل كيميائي نتيجة لتصادم مثمر تتطلب شرطين:
1- توفر كمية من الطاقة تفوق الحد الأدنى من الطاقة المطلوبة لهذا التفاعل أو ما يسمى

طاقة تصادم
طاقة منشطة
تصادم مثمر
طاقة تصادم
طاقة منشطة
تصادم غير مثمر

2- أن تتخذ الوحدات-الجزيئات أو الذرات أو الأيونات-أوضاعاً مناسبة لبعضها البعض من حيث المسافة والاتجاه.

طاقة منشطة كافية واتجاه مناسب
تصادم مثمر
طاقة منشطة كافية واتجاه غير مناسب
تصادم غير مثمر

اتفق على تسمية الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لحدوث التفاعل بالطاقة المنشطة ويرمز لها بالرمز م), فعلى سبيل المثال لو أخذنا كمية من أحد الغازات عند درجة الحرارة (د1) نجد أن هناك عدداً محدوداً من الجزيئات عند هذه الدرجة لديه طاقة كافية للتفاعل , ولكن عند رفع درجة الحرارة إلى (د2) ستزدادالطاقة الحركية للجزيئات مما يزيد من عدد الجزيئات التي تمتلك ذلك الحد الأدنى من الطاقة م) وبالتالي تزيد احتمالات التصادمات المثمرة فتزيد السرعة كما في الشكل التالي:

لاحظ ازدياد المسافة المظللة بين منحنى والمحور السيني الدالة على ازدياد عدد الجزيئات التي تمتلك طم

كيمياء - ميكانيكية التفاعل

كيمياء - ميكانيكية التفاعل - صفحة1

ثالثاً: ميكانيكية التفاعل:

عدد خطوات التفاعل مثال
خطوة
no2(g)  + o2(g)  no(g) + o3(g)
خطوتان
no(g) + co2(g)  no2(g) + co(g) 

وجد بالتجربة العملية، أنه عند درجات الحرارة الأقل من 227°س يحدث هذا التفاعل في خطوتين كالتالي:

no3 + no no2 + no2
no2 + co2 no3 + co

+ no +
+ co2
no2 +
+
+ co
no + co2 :المعادلة النهائية no2 + co

أكثر من خطوتين تفاعل غاز الهيدروجين مع اليود لتكوين يوديد الهيدروجين كالتالي.
2i  i2 
hi + h  h2 + i 
hi + i  i2 + h 
i2  i + i 



2hi :المعادلة النهائية h2 + i2

كيمياء - ميكانيكية التفاعل - صفحة2

تعريفات
ميكانيكية التفاعل الخطوات المتسلسلة التي توضح التفاعل.
الخطوة الأولية أحد خطوات التفاعل الذي يحدث بأكثر من خطوة.
الخطوة المحددة لسرعة التفاعل أبطأ خطوات التفاعل الذي يحدث بأكثر من خطوة.
المعادلة النهائية المعادلة الناتجة عن جمع الخطوات الأولية.
المادة الوسيطة المادة التي تظهر في خطوات التفاعل الأولية ولا تظهر في المعادلة النهائية.
يعتقد بأن الأوزون يتفكك بالميكانيكية التالية:
o3  -> o2 + o
o3 + o  ->  2o2


o3  ->  3o22

المادة الوسيطة في التفاعل هي  

كيمياء - ميكانيكية التفاعل - صفحة3

قانون سرعة التفاعل:
لكل تفاعل كيميائي قانون يحكم سرعته ويجب التأكيد على أنه لا يمكن التنبؤ بقانون سرعة التفاعل بمجرد النظر إلى المعادلة الكيميائية لأنها قد تكون محصلة لتفاعلات مرحلية مختلفة.
وليس جميع التفاعلات الكيميائية تتم في خطوة واحدة لذلك لابد من معرفة خطوات التفاعل المكونة للتفاعل الكلي وتختلف سرعة هذه الخطوات بعضها عن بعض وتعرف أبطأ هذه الخطوات بأنها

الخطوة المحددة لسرعة التفـاعل

.
ومن الأمثلة على التفاعلات التي تتم في عدة خطوات التفاعل التالي:

2h2 + 2no
n2 + 2h2o

حيث وجد بالتجربة أن قانون سرعة هذا التفاعل هو:
سرعة التفاعل = ثابت [h2] × [no]2
ونلاحظ أن هذا القانون لا يتفق مع المعادلة الرئيسية للتفاعل. مما يعني أن التفاعل لا يحدث في خطوة احدة, ولقد وجد أنه يحدث في خطوتين هما:

   بطيء h2o + n2o 2no + h2
   سريع h2o + n2 n2o + h2

ومنه نجد أن قانون سرعة التفاعل يتفق مع الخطوة البطيئة وهي الخطوة المحددة لسرعة التفاعل.

كيمياء - ميكانيكية التفاعل - صفحة4

ولفهم الخطوة المحددة لسرعة التفاعل الكيميائي دعنا ننظر إلى المثال التالي:
لنفرض أن هناك مجموعة من السيارات تسير على جسر يربط بين ضفتي نهر ويستوعب المسار الواحد

أربع سيارات في وقت واحد وفي جزء من هذا الجسر يوجد أعمال صيانة بحيث يضيق الجسر ولا يسمح إلا بمرور سيارة واحدة فقط ففي هذه الحالة الخطوة التي تحدد سرعة انتقال السيارات إلى الضفة الأخرى من النهر هي المنطقة التي يضيق فيها الطريق لأنها هي أبطأ خطوة يتم فيها تدفق السيارات.

كيمياء - تلخيص سرعة التفاعلات الكيميائية

كيمياء - تلخيص سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة1

كيمياء - تلخيص سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة2

العوامل التي تؤثر على سرعة التفاعل الكيميائي:
تؤثر على سرعة التفاعل الكيميائي (إما بالزيادة أو النقصان) عدة عوامل هي:

العامل تأثيره على سرعة التفاعل
1 ـ طبيعة المواد الداخلة في التفاعل.
أ- عدد الروابط.
ب- نوع الروابط.
جـ النشاط الكيميائي.
د- الحالة الفيزيائية.
أ- كلما قلت الروابط التي يلزم تفكيكها كلما كان التفاعل أسرع.
ب- المركبات الأيونية أسرع تفككاً من المركبات التساهمية.
جـ المادة ذات النشاط الكيميائي الأكبر تتفاعل بشكل أسرع.
د- بعض المواد لا يمكن أن تتفاعل مع بعضها في الحالة الصلبة بينما محاليلها تتفاعل بسهولة.
2 ـ تركيز المواد الداخلة في التفاعل. 2 ـ تزداد سرعة التفاعل بزيادة تركيز المواد الداخلة في التفاعل، والعكس صحيح.
3 ـ التغير في درجة الحرارة. 3 ـ تزداد سرعة التفاعل برفع درجة الحرارة، والعكس صحيح.
4 ـ وجود العوامل الحفازة. 4 ـ أغلب العوامل الحفازة تزيد من سرعة التفاعل ويسمى حفزاً موجباً وبعضها يقلل من سرعة التفاعل ويسمى حفزاً سالباً.

كيمياء - تلخيص سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة3

توجد للعامل الحفاز بعض الخواص المشتركة منها:
1 ـ يغير من سرعة التفاعل، ولكنه لا يؤثر على بدء أو إيقاف التفاعل.
2 ـ لا يحدث له أي تغيير كيميائي أو نقص في الكتلة قبل وبعد التفاعل، ولكنه يرتبط أثناء التفاعل بالمواد
      المتفاعلة، ثم ينفصل عنها بسرعة لتكوين النواتج في نهاية التفاعل.
3 ـ يقلل من الطاقة اللازمة للتفاعل.
4 ـ لكل عامل حفاز درجة حرارة مناسبة تكون عندها كفاءته أكبر ما يمكن.
5 ـ غالباً ما تكفي كمية صغيرة من العامل الحفاز لاتمام التفاعل.

كيمياء - تلخيص سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة4

تعريفات
التفاعلات المتجانسة تتم في وسط متجانس من حالة واحدة من حالات المادة (غازية، سائلة، أو صلبة)
التفاعلات غير المتجانسة يمكن فيه تمييز أكثر من حالة واحدة من حالات المادة أو أكثر من طبقة واحدة في الحالة الواحدة.
طاقة التنشيط الحد الأدنى (أقل مقدار) من الطاقة الذي يجب أن تمتلكه الجزئيات المتفاعلة لكي تتفاعل.
العامل الحفاز مادة تسبب تغيراً في سرعة التفاعل، ولكنها لا تتغير عند انتهاء التفاعل ويمكن استعادتها.
ميكانيكية التفاعل الخطوات المتسلسلة التي توضح التفاعل.
الخطوة الأولية أحد خطوات التفاعل الذي يحدث بأكثر من خطوة.
المعادلة النهائية المعادلة الناتجة عن جمع الخطوات الأولية.
المادة الوسيطة المادة التي تظهر في خطوات التفاعل الأولية ولا تظهر في المعادلةالنهائية.

كيمياء - تلخيص سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة5

نظرية التصادم:
لتفسير أسباب الاختلاف في سرعة التفاعلات الكيميائية وضعت نظرية تسمى نظرية التصادم وأهم فروضها:
1 ـ لا يحدث التفاعل الكيميائي إلا إذا تصادمت جزيئات المواد المتفاعلة.
2 ـ التصادمات بين الجزيئات إما أن تكون مثمرة أو غير مثمرة، والتصادمات المثمرة فقط هي التي تُحدث
      التفاعل الكيميائي.
3 ـ تزداد سرعة التفاعل الكيميائي بزيادة عدد التصادمات الفعالة.

كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية

كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة1

اختر زمن التفاعل المناسب لكل درجة من درجات الحرارة الموضحة أدناه:

الملاحظة:
كلما ارتفعت درجة الحرارة كلما

الزمن اللازم للتفاعل.


كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة2

عرف ما يلي:

ميكانيكية التفاعل
الخطوة الأولية
المعادلة النهائية
المادة الوسيطة
التصادم المثمر

كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة3

عرف ما يلي:

طاقة التنشيط
العامل الحفاز
التفاعلات المتجانسة
التفاعلات غير المتجانسة

كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة4

املأ الفراغ بالكلمة المناسبة مما يلي:
توجد للعوامل الحفازة بعض الخواص المشتركة منها:

1 ـ


من سرعة التفاعل، ولكنه

على بدء أو إيقاف التفاعل.

2 ـ

له تغيير كيميائي قبل وبعد التفاعل.

3 ـ

من الطاقة اللازمة للتفاعل.

4 ـ لكل عامل حفاز درجة حرارة مناسبة تكون عندها كفاءته

ما يمكن.

5 ـ نحتاج غالباً كمية

من العامل الحفاز لإتمام التفاعل.

كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة5

املأ الفراغ بالكلمة المناسبة مما يلي:
أمثلة على العوامل الحفازة وأهمية كل منها في المختبر وفي جسم الإنسان:
العامل الحفاز الأهمية والاستخدام

يساعد على سرعة تحلل كلورات البوتاسيوم عند تحضير غاز الأكسجين في المختبر

يستخدمان عند تفاعل النتيروجين مع الهيدروجين لتحضير غاز الأمونيا في الصناعة

يستخدم كعامل حفاز لتفاعل ثاني أكسيد الكبريت مع الأكسجين لتكوين ثالث   أكسيد الكبريت في تحضير حمض الكبريتيك في الصناعة

زيادة سرعة الهضم

كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة6

اختر التفاعل المثمر مما يلي:


كيمياء - تمارين سرعة التفاعلات الكيميائية - صفحة7

اختر المناسب مما يلي:

  2H2O(g) + 2N2O(l) 2H2(g) + 4NO(g)

  NaCl(aq) + H2O(l) NaOH(aq) + HCl(aq)

  ZnCl2(aq) + H2(g) Zn(s) + 2HCl(aq)

إختبار سرعة التفاعلات الكيميائية

إختبار سرعة التفاعلات الكيميائية - الإختبار

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  اختر التفاعل المثمر مما يلي:

 

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  إحدى العبارات التالية صحيحة وهي:

 


تتوقف طاقة التنشيط على طبيعة المواد المتفاعلة.

تتوقف طاقة التنشيط على طبيعة المواد الناتجة.

تتغير قيمة طاقة التنشيط مع ارتفاع درجة الحرارة.

تزداد طاقة التنشيط في وجود العامل الحفاز.

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  اكسدة أكسيد النيتريك _______ أكسدة الميثان.

 


أسرع من

أبطأ من

تساوي سرعة

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  تفاعل المادة على شكل مسحوق _____ تفاعلها في حالة الكتلة الصلبة المتماسكة.

 


أسرع من

أبطأ من

يساوي سرعة

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  تقاس سرعة التفاعل عملياً بحساب:

 


تركيز المواد المتفاعلة.

تركيز المواد الناتجة من التفاعل.

معدل إختفاء إحدى المواد المتفاعلة.

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  تفاعل محلول كلوريد الصوديوم مع محلول نيترات الفضة من التفاعلات الكيميائية السريعة بسبب:

 


تجانس المتفاعلات.

تفكك المتفاعلات أيونياً.

تساوي عدد المولات المتفاعلة.

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  التفاعلات التي يصاحبها تفكك عدد ______ من الروابط الكيميائية تكون أسرع.

 


أكبر

أقل

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  سرعة تفاعل المركبات الأيونية ______ المركبات التساهمية.

 


أبطأ من

أسرع من


اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  على الرسم البياني الممثل:

A + B
C + D

 


الخط الأخضر يمثل المواد المتفاعلة والخط الأحمر يمثل المواد الناتجة.

الخط الأخضر يمثل المواد الناتجة والخط الأحمر يمثل المواد المتفاعلة.

طبيعة حالة الاتزان

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة1

طبيعة حالة الاتزان

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة2

الأهــداف
مساعدة المتعلمين على كسب المعارف الكيميائية التالية:
1 ـ يوجد اتزان في كثير من الظواهر والدورات في الطبيعة.
2 ـ التفاعلات الكيميائية إما إنعكاسية أو غير انعكاسية.
3 ـ التفاعلات غير الإنعكاسية هي التفاعلات التي تسير في اتجاه واحد بحيث تتحول جميع المواد الداخلة في
       التفاعل إلى مواد ناتجة عن التفاعل.
4 ـ التفاعلات الإنعكاسية هي التفاعلات التي تتحد فيها المواد الناتجة مع بعضها البعض لتعطي المواد
      المتفاعلة تحت ظروف التجربة نفسها.
5 ـ الإتزان الكيميائي يحدث في التفاعلات الانعكاسية فقط.
6 ـ التفاعلات الكيميائية لها معدل (سرعة).
7 ـ الإتزان الكيميائي هو نظام ديناميكي يحدث عندما تتساوى سرعة التفاعل الأمامي مع سرعة التفاعل
      العكسي في حالة ثبوت تركيزات المتفاعلات والنواتج وتحت ظروف واحدة من الضغط ودرجة الحرارة.
8 ـ قانون فعل الكتلة: «تتناسب سرعة التفاعل الكيميائي طردياً مع درجات تركيز المواد المتفاعلة.
9 ـ ثابت الإتزان يساوي النسبة بين حاصل ضرب تركيز المواد الناتجة إلى حاصل ضرب تركيز المواد
     المتفاعلة كلّ مرفوع إلى أس يساوي عدد مولاته في التفاعل.
10 ـ قيمة ثابت الإتزان تشير إلى المدى الذي تتحول فيه المواد المتفاعلة إلى نواتج.
11 ـ قاعدة لوشاتلييه: «إذا حدث تغيير في أحد العوامل المؤثرة على نظام متزن مثل التركيز أو الضغط أو
      درجة الحرارة، فإن هذا النظام سيتجه لتعديل موضع إتزانه، بحيث يلغي تأثير هذا التغيير.
12 ـ زيادة تركيز المواد المتفاعلة يزيح موضع الإتزان في اتجاه نواتج التفاعل وتزداد سرعة التفاعل
      الأمامي، بينما إضافة إحدى النواتج يزيح موضع الاتزان في اتجاه المواد المتفاعلة وتزداد سرعة
      التفاعل العكسي.
13 ـ في النظام المتزن المغلق الذي يشتمل على غاز أو أكثر من المواد المتفاعلة أو الناتجة عن التفاعل
      يؤثر تغير الضغط للغاز على حالة الإتزان إذا كان هناك اختلاف في عدد مولات المواد الغازية المتفاعلة
      والناتجة عن التفاعل.
14 ـ في التفاعلات الإنعكاسية تتأثر سرعة كلٍّ من التفاعلين الأمامي والعكسي بتغير درجة الحرارة.
15 ـ تتغير قيمة ثابت الاتزان (kc) بتغير درجة حرارة التفاعل.
16 ـ للاتزان الكيميائي تطبيقات في الحياة العملية.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة3

تعريف الاتزان الكيميائي:
إذا سخنَّا غاز ثاني أكسيد النيتروجين no2 ذا اللون البني الضارب إلى الحمرة مع غاز أول أكسيد الكربون co عديم اللون, فأن لون ثاني أكسيد النيتروجين يفتح نتيجة لتفاعل جزء منه بأول أكسيد الكربون لينتجا غازي ثاني أكسيد الكربون co2, وأول أكسيد النيتروجين no عديمي اللون كما رأينا في الشكل (1 - 4) وفقاً للمعادلة التالية:
co2(g) + no(g) co(g) + no2(g)
(4-2)

وإذا مزجنا غازي ثاني أكسيد الكربون واول أكسيد النيتروجين عديمي اللون, فإن لوناً ضارباً إلى الحمرة يظهر نتيجة لتكون غاز ثاني أكسيج النيتروجين وفقا للمعادلة (5-2).

co(g) + no2(g) co2(g) + no(g)
(5-2)

وطالما أن الأمرين ممكنان فإنه يمكننا كتابة ما حدث فيما على الصورة:

co2(g) + no(g)
>
co(g) + no2(g)
(6-2)

ويمكن الاستعاضة عن العلامة
بعلامة المساواة

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة4

وحقيقة ما يحدث عند مزج ثاني أكسيد النيتروجين مع أول أكسيد الكربون هي ان الغازين يتفاعلان وفقا للمعادلة (4 - 2), إلا أنه بمجرد تكون كمية مناسبة من غازي ثاني أكسيد الكربون وأول أكسيد النيتروجين فإن الغازين الأخيرين يتفاعلان وفقا للمعادلة (5-2). ويستمر الوضع في تغير إلى أن تصبح سرعة التفاعل (4-2) مساوية لسرعة التفاعل (5-2), وعندما يثبت لون المزيج ولا يعتريه أي تغير ملحوظة. ويصبح المزيج عندئذ في حالة اتزان. أي أنه يمكن تعريف حالة الاتزان الكيميائي بأنها الحالة التي تكون فيها سرعتا التفاعلين العكسيين متساوية, وعندها تظل تراكيز المواد المكونة للمجموعة الكيميائية ثابتة لا تتغير بمرور الوقت طالما لم تتغير الظروف الخارجية.
ملحوظة: اصطلح على تسمية التفاعل الذي يسير من اليسار إلى اليمين بالتفاعل الأمامي بينما يسمى التفاعل الذي يسير من اليمين إلى اليسار بالتفاعل الخلفي وذلك في التفاعلات العكسية.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة5

تغير سرعة التفاعل مع زمن التفاعل:
بين الرسم البياني (الشكل 2-1) التغيرات التي تحصل في سرعة التفاعل كل من المواد المتفاعلة والمواد الناتجة مع الزمن, وكذلك يبين حالة الاتزان التي لا يحدث فيها أي تغيير في سرعة التفاعل مع مرور الوقت. ويبين الرسم البياني أن سرعة التفاعل بين co وno2 عند بدأ التفاعل تكون اكبر بكثير من سرعة التفاعل بين co2 وno. ومع مرور الزمن تنقص تراكيز co وno2 تدريجيا وبالتالي تقل سرعة تفاعلهما. وبالمقابل تزداد تراكيز co2 وno تدريجيا قتزداد سرعة التفاعل بينهما, حتى تصل إلى حالة تتساوى عندها سرعة التفاعل بين المواد المتفاعلة وبين المواد الناتجة (المعادلة 6-2).
وعندما يكون التفاعل قد بلغ حالة الاتزان. وتجدر الملاحظة أنه بعد الوصول إلى حالة الاتزان, لا يحدث أي تغيير في تركيز المواد أيصاً. وسوف يتم في هذا الفصل بمشئة الله دراسة طبيعة حالة الاتزان والعوامل المؤثرة فيها.
شكل (1-2) التغير في سرعة التفاعل مع مرور الزمن

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة6

أولاً: الإتزان الطبيعي:
يوجد كثير من الظواهر الطبيعية التي يتضح فيها مفهوم الإتزان مثل دورات الأكسجين، النيتروجين، الماء، والسكر في الدم، حيث تبقى نسبة كل منها ثابتة.

فمثلاً في دورة السكر في الدم، نجد أنه كلما زادت كمية السكر في دم الإنسان السليم عن حد معين، يعمل الجسم على إنقاصها، بتخزين جزء منه على صورة جليكوجين، أما إذا نقصت كمية السكر في الدم عن الحد المناسب، يتحول جزء من الجليكوجين المختزن إلى سكر، وهكذا تظل نسبة السكر في الدم ثابتة.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة7

تسخين كمية من الماء في إناء مغلق

عند بداية التسخين تزداد سرعة التبخير وبالتالي تزداد كمية البخار الموجودة فوق سطح السائل تدريجياً، وفي الوقت نفسه تحدث عملية عكسية هي عملية التكثيف للبخار الموجود فوق سطح الماء، وحيث إن عملية التبخير هي السائدة عند بداية التسخين، فإن سرعة التبخير تكون أكبر من سرعة التكثيف، وبمرور الوقت تتزايد سرعة عملية التكثيف حتى تتساوى سرعة عمليتي التبخير والتكثيف مع ثبات درجة حرارة السائل، وحينئذٍ نصل إلى حالة الإتزان الديناميكي والتي يعبر عنها كالتالي:

ماء (بخار)
ماء (سائل)

والرسم البياني يوضح حالة الإتزان السابقة.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة8

ثانياً: التفاعلات الانعاكسية وغير الانعكاسية:
التفاعلات غير الانعكاسية تحدث في اتجاه واحد، حيث لا تتفاعل المواد الناتجة مع بعضها البعض لتعطي المواد المتفاعلة. غالباً ما يتصاعد غاز ويترك حيز التفاعل أو يتكون راسب لا يتفاعل مع النواتج الأخرى.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة9

التفاعلات الإنعكاسية تحدث في اتجاهين:
المواد الناتجة من التفاعل، تتفاعل مع بعضها البعض لتكون المواد المتفاعلة، أي يوجد تفاعلان:
أحدهما أمامي في اتجاه تكون المواد الناتجة والآخر عكسي في اتجاه تكون المواد المتفاعلة.
يعبر عن التفاعل بمعادلة واحدة تحوي سهمين :

h2(g) + br2(g) 2hbr(g)
ch3cooc2h5 + h2o ch3cooh + c2h5oh

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة10

وتقسم التفاعلات الإنعكاسية إلى:
(أ) تفاعلات إنعكاسية متجانسة homogeneous reversible reactions
ومن أمثلتها:
(1) تفاعل حمض الإيثانويك مع الميثانول (الكحول الميثيلي) لتكوين إيثانوات الميثيل والماء.

ch3cooch3(l) + h2o(l) ch3cooh(l) + ch3oh(l)

(2) تأين الأحماض الضعيفة والقواعد الضعيفة:

ch3cooh(aq)
ch3coo-(aq) + h+(aq)
nh4oh(aq)
nh+4(aq) + oh-(aq)

(3) تفاعل ثاني أكسيد الكبريت مع الأكسجين لتكوين ثالث أكسيد الكبريت (في إناء مغلق).

2so2(g) + o(g)
2so3(g)

وتسمى هذه التفاعلات, تفاعلات إنعكاسية متجانسة, وتكون فيها جميع المواد الداخلة في التفاعل والناتجة من التفاعل في حالة واحدة من حالات المادة كما في الأمثلة السابقة.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة11

(ب) تفاعلات إنعكاسية غير متجانسة heterogeneous reversible reactions
وفيها توجد المواد المتفاعلة والناتجة من التفاعل في أكثر من حالة واحدة من حالات المادة وتتم في حيز مغلق مثل:

(1) انحلال كربونات الكالسيوم بالحرارة وتكون أكسيد الكالسيوم وثاني أكسيد الكربون.

caco3(s)
cao(s) + co2(g)

(2) إمرار بخار الماء على الحديد المسخن لدرجة الإحمرار لتكوين أكسيد الحديد المغناطيسي والهيدروجين.

4h2o(g) + 3fe(s)
fe3o4(s) + 4h2
(g)

(3) تسخين كربونات الصوديوم الهيدروجينية لتكوين كربونات الصوديوم والماء وثاني أكسيد الكربون.

2nahco3(s)
na2co3(s)+ h2o(g) + co2(g)

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة12

ثالثاً: الاتزان الكيميائي الديناميكي:
إذا نظرنا إلى إنسان يصعد على سلم كهربائي يتحرك إلى أسفل (الشكل) نلاحظ أحد الاحتمالات التالية:


أ ـ إذا كانت سرعة صعود الإنسان أكبر من سرعة نزول السلم فإنه يصعد لأعلى. ب ـ إذا كانت سرعة الإنسان أقل من سرعة السلم فإنه يهبط إلى أسفل. ج ـ إذا كانت سرعة الإنسان تساوي سرعة السلم يظهر كأنه ثابت في مكانه، وهذا يمثل حالة الاتزان في التفاعلات الإنعكاسية.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة13

الاتزان الكيميائي الديناميكي:
«حالة النظام عندما تثبت تركيزات المواد المتفاعلة والمواد الناتجة، وبالتالي   تكون سرعة التفاعل الأمامي مساوية لسرعة التفاعل العكسي».

أ ـ العلاقة بين سرعة التفاعل والزمن في التفاعلات الإنعكاسية.

h2o(g) + co(g)
h2(g) + co2(g)

  في بداية التفاعل تكون سرعة التفاعل الأمامي بين بخار الماء وأول أكسيد الكربون أكبر ما يمكن وسرعة التفاعل العكسي صفراً.

وبمرور الوقت تقل سرعة التفاعل الأمامي وتزداد سرعة التفاعل العكسي
(تفاعل غازي ثاني أكسيد الكربون والهيدروجين) إلى أن تتساوى سرعتي التفاعل الأمامي والعكسي فيصل النظام إلى حالة الاتزان.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة14

ب ـ في حالة العلاقة بين تركيز المواد والزمن، ندرس التفاعل التالي:
n2 + 3h2
2nh3

أن تركيز المواد المتفاعلة (النيتروجين والهيدروجين) يقل بمرور الزمن، ويزداد تركيز المواد الناتجة (الأمونيا) إلى أن تثبت تراكيز المواد في النظام عند حالة الإتزان.
ولكي يصل أي نظام للاتزان الكيميائي الديناميكي يشترط فيه ما يلي:
(1) وجود تفاعلين متعاكسين.
(2) عند حدوث الاتزان يظل التفاعلان الطردي والعكسي جاريين وبنفس السرعة.
(3) يؤدي أي تغيير في اتزان النظام, كالتغير في درجة الحرارة أو التركيز أو الضغط إلى الإخلال بالاتزان.

كيمياء - طبيعة حالة الاتزان - صفحة15

طبيعة حالة الاتزان:
لقد درسنا حالة الاتزان عند دراسة تغير حالات المادة فإذا أضفنا قليلاً من ملح برمنجنات البوتاسيوم إلى كمية من الماء، نجد أن الملح يذوب مضيفاً على الجزء المحيط من الماء لوناً أرجوانياً.
وكلما أضفنا مزيداً من برمنجنات البوتاسيوم. يزداد اللون الأرجواني في المحلول وضوحاً. إلى أن يصل المحلول حد لا يستطيع بعده أن يذيب مزيداً من ملح برمنجنات البوتاسيوم الصلب وعند هذا الحد فإن أعيد إضافة المزيد من الملح تجعله يرسب إلى قاع الإناء وهنا يكون المزيج إتزان وهي الحالة التي تكون عندها الخواص المنظورة والملموسة للمزيج ثابت.
ـ الواقع أن وحدات (جزئيات أو أيونات) المواد عند حالة الاتزان تظل في تغيير مستمر، فوحدات برمنجنات البوتاسيوم الصلبة ـ حتى عند حالة الاتزان، تذوب في الماء ويقابل هذا الذوبان ترسب بعض الوحدات الذائبة في المحلول لتكون برمنجنات البوتاسيوم الصلبة وهاتان العمليتان المتضادتان الذوبان و الترسيب تحدثان بسرعة واحدة عند حالة الاتزان قد يبدو للناظر كأن شيئاً لم يتغيّر.

   وتعرف حالة الاتزان في هذا المثال بأنّها "حالة اتزان نشطة" "dynamic equilibriom" لأن التفاعل لا يتوقف عند حالة الاتزان بل يستمر في الإتجاهين المتعاكسين بالسرعة نفسها.   

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة1

رابعاً: قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان:
توصل العالمان جولدبرج guldberg , وفاج waage عام 1864م إلى علاقة تربط بين سرعة التفاعل الكيميائي وبين الكتلة الفعالة (تركيز المواد المتفاعلة) وقد سميت هذه العلاقة بقانون فعل الكتلة وينص على:
«تتناسب سرعة التفاعل الكيميائي طردياً مع درجات تركيز المواد المتفاعلة»
وتقاس درجات التركيز بالمول/لتر.

مثال:

a a + b b
c c + d d

حيث a وb وc وd تمثل أعداد مولات المواد a وb وc وd على الترتيب.
فإن ثابت الاتزان يعبر عنه بالعلاقة التالية:

 = kc     [c]c . [d]d
[a]a . [b]b

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة2

   =   kc   [c]c . [d]d
[a]a . [b]b
من العلاقة السابقة يتضح أن ثابت اتزان التفاعل هو:
«النسبة بين حاصل ضرب تركيز المواد الناتجة إلى حاصل ضرب تركيز المواد المتفاعلة كل مرفوع إلى أس يساوي عدد مولاته في التفاعل».

وفي التفاعلات الغازية, يتم التعبير عن تركيز الغازات بدلالة الضغوط الجزئية, وفي هذه الحالة يستخدم الرمز kp بدلاً من kc للدلالة على ثابت الاتزان, وفي هذه الحالة يكون:

   =   kp   pdd . pcc
pbb . paa

العلاقة بين kp و kc:

kp = kc × (ك × ت)n

r = ثابت الغاز = 0.082 ضغط جوي لتر/مول.
t = درجة الحرارة المطلقة بالكالفن

n2 - n1 =   n
(c+d) - (a+b)
مجموع عدد مولات المتفاعلة - مجموع عدد مولات النواتج
تنبيه: لا يحسب ضمن عدد المولات n1 , n2 إلا المواد التي تظهر في قانون ثابت الاتزان.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة3

استنتاج ثابت الاتزان باستخدام التفاعل
رغم أن الاتزان هو حقيقة أثبتتها التجارب, إلا أنه بوسعنا أيصاَ استنتاجه من قانون سرعة التفاعل.
فإذا أخذنا التفاعل العكسي (8-2) فإننا نجد أنه يتكون من التفاعل:
c c + d d a a + b b
(2-8أ)
a a + b b c c + d d
(2-8ب)

وإذا فرضنا ان كلاً من هذين التفاعلين يتم في خطوة واحدة, فإننا نستطيع أن نكتب قانون سرعة التفاعل لكل منها على النحو الآتي:

سرعة التفاعل (2-8 أ) = ثابت1 a[a] x b[b] x
سرعة التفاعل (2-8 ب) = ثابت2 c[c] x d[d] x
وعند حالة الاتزان تتساوى سرعة التفاعلين, أي أن:
ثابت1 a[a] x b[b] x = ثابت2 c[c] x d[d] x
ومن هنا يمكن التوصل إلى أن:
ثابت الاتزان k = =

ويلاحظ أن ثابت الاتزان يعتمد على ثابتي سرعتي التفاعيل اللذين يعتمدان بدورهما على طبيعة المواد الداخلة في التفاعيل والمواد الناتجة منه على التولي, وعل درجة الحرارة.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة4

طرق التعبير عن ثابت الاتزان
تجدر الإشارة هنا إلى أن تركيز المواد في المحاليل السائلة يعبر عنه عادة بالملارية, ويتم التعبير عنها بوضع المادرة بين قوسين مربعين, فتركيز أيونات الحديد (iii) في محلول مائي مثلا يرمز إليه [fe+++] وهكذا.. أما إذا كانت المواد, بعضها أو كلها, الداخلة في التفاعل أو الناتجة منه في الحالة الغازية, فإن التعبير عن تركيزها يتم عادة باستخدام ضغطها الجزئي.
ففي التفاعل       h2(g) + i2(g) = 2hi(g)
يعير عن ثابت الاتزان بالرمز kp للدلالة على أن تركيز المواد معبر عنه بالضغط الجزئي:

كما يمكن أن نعبر عن ثابت الاتزان بالرمز kc لنفس التفاعل للدلالة على أن تركيز المواد معبر عنه بالمولارية:

ويلاحظ أننا في التعبير عن ثابت الاتزان لتفاعل يحوي مادة صلبة أو أكثر لا نكتب تركيز المواد الصلبة, ففي حالة تفاعل ذوبان كلوريد الفضة:

agci (s) ag + (aq) + ci - (aq)

وليس        

والسبب في ذلك هو اننا نعتبر المواد النقية الصلبة ذات تركيز ثابت مهما اختلف كميتها, وبالتالي فإن تركيزها داخل في قيمة ثابت الاتزان (kc).
فلو كانت كمية كلوريد الفضة (المادة الصلبة) 5 جم أو 100 جم, لن يؤثر هذا الاختلاف على تركيز أيونات الفضة أو الكلوريد في المحلول (الشكل 2-6).
كذلك نعتبر تركيز الماء أو المذيب بوجه عام ثابتاً, لأن قيمته لا تتغير بدرجة ملموسة أثناء التفاعل.


شكل (2-6): إن تركيز المادة الصلبة كلوريد الفضة ثابت في الحاليتن, بالرغم من اختلاف كميته

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة5

ـ في التفاعلين الأول والثاني يشتمل تعبير ثابت الإتزان على تراكيز جميع المواد الناتجة والمتفاعلة، لأنها في
    حالة واحدة من حالات المادة (السائلة - الغازية) أي تفاعلات إنعكاسية متجانسة.
ـ في التفاعل الثالث لا يكتب تراكيز المواد الصلبة، إذ إن المواد الصلبة النقية ذات تراكيز ثابتة مهما اختلفت
    كمياتها.
ـ في التفاعل الرابع يعد تركيز الماء (المذيب) ثابت لذلك لا يكتب ضمن التعبير عن ثابت الإتزان.
ـ في التفاعل الخامس يعبر عن ثابت الإتزان بتركيز ثاني أكسيد الكربون فقط.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة6

كيف نميز ثابت الاتزان ؟
1) يميز ثابت الاتزان (kc) بالمول/لتر إلى مرفوع أس يساوي عدد مولات المواد الناتجة مطروحاً منه عدد مولات المواد المتفاعلة.
مثال:

n2(g) + 3h2(g)
2nh3(g)
 = kc [nh3]2 (مول/لتر)2  = (مول/لتر)-2
[n2][h2]3 (مول/لتر)3 (مول/لتر)

2) نميز ثابت الاتزان kp بالضغط الجوي مرفوع إلى أس يساوي مجموع عدد مولات المواد الناتجة مطروحاً منه عدد مولات المواد المتفاعلة.

 = kp p2nh3 (ضغط جوي)2  = (ضغط جوي)-2
pn2p3h2 (ضغط جوي)3 (ضغط جوي)

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة7

3) في الحالات التي يتساوى فيها مجموع عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية مع مجموع عدد مولات المواد
    الناتجة الغازية فإن قيمة ثابت الاتزان kc (أوkp) لا تعتمد على الوحدات المستخدمة أي أنه لا يميز كما
    في المعادلة:

h2(g) + i2(g)
2hi(g)

مما سبق يتضح لنا أن ثابت الاتزان يساوي النسبة بين حاصل ضرب تركيز المواد الناتجة إلى حاصل ضرب تركيز المواد المتفاعلة كل مرفوع إلى أس يساوي عدد مولاته في المعادلة الكيميائية الموزونة.
وهناك عدة طرق لقياس ثابت الاتزان منها طريقة القياس المباشر لتركيز جميع المواد عند حدوث حالة الاتزان , ثم التعويض في القانون السابق.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة8

دلالة قيمة الإتزان:
1- إذا كان كبيراً (k>1)
إذا كانت قيمة ثابت الاتزان للتفاعل الافتراضي التالي تساوي (2) عند درجة حرارة معينة.

a
b
 2 =   [b] 
[a] 

  

فهذا يعني أن تركيز b أكبر من تركيز a بمقدار الضعف.
مثال: تفاعل غاز الكلور مع الهيدروجين عند 25°س

h2(g) + cl2(g)
2hcl(g)

إذ وجد أن ثابت الاتزان kc لهذا التفاعل = 4.4 × 3210.

 = kc [hcl]2 = 4.4 × 3210
[h2][cl2]

وهذه القيمة الكبيرة تدل على أن هذا التفاعل قد وصل إلى درجة كبيرة من اكتماله, حيث يكون تركيز ما تبقى من المواد المتفاعلة قليلاً جداً مما يدل على أن التفاعل الطردي هو السائد. فمثلاً إذا تفاعل مول واحد من الهيدروجين مع مول واحد من الكلور, فإن كمية قليلة جداً من الهيدروجين والكلور تتبقى بدون تفاعل عند الاتزان.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة9

2- إذا كان صغيراً (k 1)
وإذا كانت قيمة ثابت الاتزان في التفاعل الافتراضي التالي تساوي (0.1).

c
d
0.1 =  [d]
[c]

فإن تركيز d أقل من c بعشر مرات عند الاتزان.
مثال: انحلال بخار الماء إلى غازي الهيدروجين والأكسجين عند درجة حرارة الغرفة:
إذ وجد أن ثابت الاتزان kc لهذا التفاعل = 1.1 × 81-10مول/لتر. وهذه القيمة الصغيرة جداً لثابت الاتزان تعني أنه عند الاتزان تكون كمية المواد الناتجة ضئيلة جداً مما يدل على أن التفاعل العكسي هو السائد. لذا فإنه يمكن اعتبار أن مثل هذا التفاعل يكاد لا يحدث من الناحية العملية.

2H2O(g)
2H2(g) + O2(g)
 = Kc [H2]2[O2] = 1.1 × 81-10 مول/لتر. [H2O]2
قاعدة عامة: إذا كانت القيمة العددية لثابت الاتزان كبيرة (1 < Kc) فإن موضع الاتزان يقع باتجاه تكوين المواد الناتجة, أما إذا كانت القيمة العددية لثابت الاتزان صغيرة (1 > Kc) فإن موضع الاتزان يقع باتجاه تكوين المواد المتفاعلة

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة10

مثال:

cu(s) + 2ag+(aq)
cu++(aq) + 2ag(s)

إن ثابت الاتزان لهذا التفاعل عند درجة حرارة 25°م هو:

k= [cu+2] = 2 × 1510
[ag+]2

نستنتج من قيمة kc أن معظم المواد الداخلة في التفاعل

إلى نواتج عند حالة الاتزان.


agcl(s)
ag+(aq) + cl-(aq)

إن ثابت الاتزان لهذا التفاعل عند درجة حرارة 25°م هو:

= [ag+] × [cl-] = k  1.7 × 10-10

نستنتج من قيمة kc أن معظم المواد الداخلة في التفاعل

إلى نواتج عند حالة الاتزان.

ويلاحظ أننا في التعبير عن ثابتي الاتزان لم نكتب تركيز المواد الصلبة, ففي حالة ذوبان كلوريد الفضة:
كتبنا [ag+] × [cl-] = k ولم نكتب k =  [ag+] × [cl-]
[agcl]

وكذلك بالنسبة لعنصري النحاس والفضة, والسبب في ذلك هو أننا نعتبر المواد النقية الصلبة ذات تركيز ثابت مهما إختلفت كميتها, وبالتالي فإن تركيزها داخل في ثابت الاتزان.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة11

نستنتج من ذلك أن قيمة ثابت الاتزان تشير إلى المدى الذي تتحول فيه المواد المتفاعلة إلى نواتج.

فإذا كانت قيمة kc أكبر من واحد صحيح (1 < kc) فإن موضع الاتزان يكون إلى جهة المواد الناتجة.
إذا كانت قيمة kc أقل من واحد صحيح (1 > kc) فإن موضع الاتزان يكون إلى جهة المواد المتفاعلة.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة12

التعبير عن ثابت الاتزان (kc) (kp) في التفاعلات الإنعكاسية غير المتجانسة:
علمت سابقاً أن التفاعلات الإنعكاسية غير المتجانسة هي التي توجد فيها المواد المتفاعلة والناتجة في أكثر من حالة واحدة من حالات المادة. وللتعبير عن ثابت الاتزان في مثل هذه التفاعلات, دعنا ندرس تفكك كربونات الصوديوم الهيدروجينية الصلبة حسب الاتزان التالي:

2nahco3(s)
na2co3(s) + h2o(g) + co2(g) (في حيز مغلق)

فإن التعبير عن ثابت الاتزان لهذا التفاعل:

[na2co3] [co2] [h2o] kc =
[nahco3]2

وقد اتفق دولياً على اعتبار أن تركيز المواد الصلبة في الأنظمة المتزنة مقدار ثابت وقيمته الوحدة, ولذلك يمكن التعبير عن ثابت الاتزان للنظام المتزن السابق كما يلي:

kc = [co2] [h2o]

وبناء على ماتقدم فإن التعبير عن ثابت الاتزان kc للتفاعلات غير المتجانسة لا يشتمل على تركيز المواد الصلبة النقية.
وبنفس الطريقة, فإنه في التفاعلات التي تكون فيها المواد المتفاعلة أو المواد الناتجة في حالة سائلة نقية, فإن تركيز تلك المواد السائلة النقية (كمذيب) يكون ثابتاً ولا تظهر في التعبير عن ثابت الاتزان.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة13

مثال:
في التفاعل المتزن التالي:

no-2(aq) + h2o(l)
hno2(aq) + oh-(aq)

ويكون التعبير عن ثابت الاتزان كالتالي:

[hno2][oh-] kc
[no2-]

وفي النظام الغازي الذي يشتمل على مواد صلبة أو سائلة, فإن ضغط هذه المواد يعتبر مقداراً ثابتاً وقد اتفق على أن تكون قيمة هذا الثابت الوحدة, ولذلك فلا تدخل في حساب ثابت الاتزان kp.
ففي حالة تفكك كربونات الكالسيوم الصلبة يكون التعبير عن ثابت الاتزان kp كما يلي:

caco3(s)
cao(s) + co2(g)

[co2] = kc مول/لتر
pco2 = kp ض.جـ

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة14

بعد ان درست الاتزان تذكر الخطوات والقواعد التي تتبعها لكتابة تعبير ثابت الاتزان وهي:
(1) تبدأ بكتابة معادلة موزونة تمثل التفاعل المقصود.
(2) تظهر المواد الناتجة التي تكتب على الجانب الأيمن من المعادلة (في البسط) أما المواد المتفاعلة التي تظهر
    على اليسار فنضعها في المقام.
(3) تستخدم الأقواس المربعة (الحاصرات)[   ] للدلالة على التركيز.
(4) يرفع كل تركيز إلى أس, يؤخذ من معامل المادة في المعادلة الموزونة.
(5) لا يظهر في تعبير ثابت الاتزان الا المواد الغازية والتي توجد ذائبة في المحلول, ووحدة التركيز في الحالتين
    هي مول/لتر, ولا تكتب تركيزات المواد السائلة التي تستخدم كمذيبات أو الصلبة النقية في تعبير ثابت
    الاتزان, لأن تركيز السائل المذيب أو الصلب النقي ثابت في درجة حرارة معينة, فعدد مولات سائل أو صلب
    في لتر منه. هو ثابت مهما كانت كمية السائل أو الصلب الموجود في محيط التفاعل.

   ومن هذه القواعد يتبين لنا ان من الضروري أن تشتمل معادلة التفاعل على ما يدل على حالة كل من المواد التي تشترك في التفاعل. وإذا لم تحتوِ المعادلة على حالة كل مادة فليس في وسعنا ان نستخدمها في كتابة تعبير ثابت الاتزان.

كيمياء - قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان - صفحة15

(6) إذا كانت لديك هذه المعادلة:

n2(g) + 3h2(g)
2nh3(g)
فإن kc لهذه المعادلة =   [nh3]2
[n2][h2]3

وإذا عكست المعادلة :

2nh3(g)
n2(g)   +   3h2(g)
فإن k'c لهذه المعادلة =   [n2][h2]3
[nh3]2
 = kc 1 وهذا القانون ينطبق على نظام وصل لحالة الاتزان.
k'c

وهي قـاعدة عامة تصلح لأي تفاعل إذا كانت درجة الحرارة واحدة في الحالتين.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة1

خامساً: العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان:
عندما يصل النظام إلى حالة الاتزان فإن موضعه يتأثر بعدة عوامل منها التركيز والضغط ودرجة الحرارة.
وقد صاغ العالم لوشاتيليه قاعدة تنظم العلاقة بين موضع الاتزان والعوامل المؤثرة عليه وتنص على أن:
«إذا حدث تغيير في أحد العوامل المؤثرة على نظام متزن مثل التركيز أو الضغط أو درجة الحرارة، فإن هذا النظام سيتجه لتعديل موضع إتزانه، بحيث يلغي تأثير هذا التغيير إلى أقصى حد ممكن».

وبتطبيق هذا المبدأ على نظام متزن يمكن التنبؤ بموضع الاتزان عند تأثر هذا النظام بأحد العوامل التالية:

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة2

أ ـ تغيير التركيز:

زيادة سرعة التفاعل الأمامي زيادة سرعة التفاعل العكسي
1- زيادة تركيز المواد المتفاعلة *.
2- انقاص تركيز المواد الناتجة**.
1- زيادة تركيز المواد الناتجة*.
2- انقاص تركيز المواد المتفاعلة***.

*(بإضافتها أو إضافة محاليل تحتوي على أيوناتها إلى التفاعل)
**(بإضافة محاليل تحتوي على أيونات تتفاعل معها بدون أن تعطي المواد المتفاعلة.)
***(بإضافة محاليل تحتوي على أيونات تتفاعل معها بدون أن تعطي المواد الناتجة.)

نشاط

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة3

طرق التعبير عن ثابت الاتزان
تجدر الإشارة هنا غلى أن تركيز المواد في المحاليل السائلة يعبر عنه عادة بالمولارية, ويتم التعبير عنها بوضع المادة بين قوسين مربعين, فتركيز أيونات الحديد (iii) في محلول مائي مثلا يرمز إليه بـ[fe+++] وهكذا.. أما إذا كانت المواد, بعضها أو كلها, الداخلة في التفاعل أو الناتجة منه في الحالة الغازية, فإن التعبير عن تركيزها يتم عادة باستخدام ضغطها الجزئي.
ففي التفاعل h2(g) + i2(g) = 2hi(g)
يعبر عن ثابت الاتزان بالرمز kp للدلالة على أن
تركيز المواد معبر عنه بالضغط الجزئي: kp =

كما يمكن أن نعبر عن ثابت الاتزان بالرمز kc لنفس التفاعل

للدلالة على أن تركيز المواد معبر عنه بالمولارية: kc =

ويلاحظ أننا في التعبير عن ثابت الاتزان لتفاعل يحوي مادة صلبة أو أكثر لا نكتب تركيز المواد الصلبة, ففي حالة تفاعل ذوبان كلوريد الفضة: agci(s)
ag+(aq) + cl-(aq)

فإن ثابت الاتزان للتفاعل هو: [ag+] x [cl-] = kc

وليس kc =
والسبب في ذلك هو أننا نعتبر المواد النقية الصلبة ذات تركيز ثابت مهما اختلفت كميتها, وبالتالي فإن تركيزها داخل في قيمة ثابت الاتزان (kc).
فلو كانت كمية كلوريد الفضة (المادة الصلبة) 5 جم أو 100 جم, لن يؤثر هذا الاختلاف على تركيز أيوانت الفضة أو الكلوريد في المحلول (الشكل 2 - 6).
كذلك نعتبر تركيز الماء أو المذيب بوجه عام ثابتاً, لأن قيمته لا تتغير بدرجة ملموسة اثناء التفاعل.


شكل (2 ـ 6): إن تركيز المادة الصلبة كلوريد الفضة ثابت في الحالتين, بالرغم من اختلاف كميته

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة4

دلالة ثابت الاتزان
ثابت الاتزان من المعايير الهامة في علم الكيمياء, إذ خاصية مميزة للتفاعل, ويوضح إلى أي حد تتحول المواد المتفاعلة إلى نواتج التفاعل عند حالة الاتزان.
1- إذا كان كبيراً (1 < k):
دل على أن معظم المواد الداخلة في التفاعل تتحول إلى نواتج عند حالة الاتزان, ومثال ذلك تفاعل النحاس مع أيونات الفضة (2-10) عند درجة حرارة 25° م
cu(s) + 2ag+(aq) = cu++(aq)+ 2ag(s)
(2-10)

إن ثابت الاتزان لهذا التفاعل عند درجة حرارة 25 درجة مئوية هو:

k = = 1510 x 2

2- إذا كان ثابت الاتزان صغيراً (1 > k):
دل ذلك على أن معظم المواد الداخلة في التفاعل لم تتحول إل نواتج, ومثال ذلك التفاعل (2 - 11), والذي يمثل ذوبان كلوريد الفضة في الماء:

ag+(aq) + ci-(aq) agci(s)
(2 - 11)

حيث إن ثابت اتزانه عند درجة حرارة 25° م هو:

10-10 x 1,7 = [ag+] x [ci-] = k

وهي قيمة صغيرةً جداً مما يدل على عدم قابلية كلوريد الفضة للذوبان في الماء. ولهذا فإن معرفة ثابت الاتزان لتفاعل ما أمر ضروري جداً للمساعدة على التنبؤ عن إمكانية تحضير مواد معينة بموجبه.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة5

ب ـ تغيير الضغط:

معلومات سابقة:
1- عند درجة حرارة معينة يتناسب ضغط الغاز طردياً مع تركيز جزيئات الغاز.
2- إن ضغط كل من غازات مختلفة في وعاء يعتمد على عدد جزيئاتها الموجودة في الوعاء وليس على نوع هذه الجزيئات. (مثال: ضغط مولين من غاز الأكسجين يساوي ضغط مولين من أي غاز آخر، طالما ظلت درجة الحرارة ثابتة.)

ملاحظة:
إن أثر الضغط على الاتزان مقصور على التفاعلات الغازية، حيث يمكن تغيير درجة التركيز بتغيير الضغط في وعاء التفاعل.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة6

إذا كان النظام المتزن
الحالات
الضغط
مصحوباً بنقص في الحجم1
n2(g) + 3h2(g) = 2nh3(g)
مصحوباً بزيادة في الحجم2
2so3(g) = 2so2(g) + o2(g)
غير مصحوب بتغيير في الحجم
h2(g) + i2(g) = 2hi(g)
زيادة يزاح موضع الاتزان في اتجاه تكوين النواتج (الأمونيا). يزاح موضع الاتزان في اتجاه تكوين المواد المتفاعلة (so3). يبقى موضع الاتزان بدون تغيير.
نقص يزاح موضع الاتزان في اتجاه تكوين المواد المتفاعلة. يزاح موضع الاتزان في اتجاه تكوين النواتج. يبقى موضع الاتزان بدون تغيير.
1ـ (عدد مولات النواتج أقل من عدد مولات المتفاعلات): حجم جزيئات غاز الأمونيا (حجم 2 مول) أقل من
    مجموع حجوم جزيئات الهيدروجين والنيتروجين (حجم 4 مول).
التعليل: بزيادة الضغط يزاح موضع الاتزان في اتجاه تكوين النواتج. لكي يسير التفاعل في الاتجاه الذي ينتج عنه المزيد من المواد التي تشغل حجماً أقل. وعكس ذلك يحدث عند تقليل الضغط.

2ـ (عدد مولات النواتج أكبر من عدد مولات المتفاعلات): مجموع حجوم جزيئات الأكسجين وثاني أكسيد
    الكبريت (حجم 3 مول) أكبر من حجم جزيئات غاز ثالث أكسيد الكبريت (حجم 2 مول).

التعليل: بزيادة الضغط يزاح موضع الاتزان في اتجاه تكوين المواد المتفاعلة. لكي يسير التفاعل في الاتجاه الذي ينتج عنه المزيد من المواد التي تشغل حجماً أقل. وعكس ذلك يحدث عند تقليل الضغط.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة7

تطبيق:
ما أثر تقليل الضغط على كل من التفاعلات التالية:

co2 + h2
co(g) + h2o(g)

موضع الاتزان


وفيه ثابت الاتزان

pcl5(g)
pcl3(g) + cl2(g)

موضع الاتزان


وفيه ثابت الاتزان

2h2(g) + 2no
2h2o(g) + n2(g)

موضع الاتزان


وفيه ثابت الاتزان

ملاحظة:
إن أثر تغيير الضغط على حالة الاتزان يغير فقط من حالة الاتزان أما قيمة ثابت الاتزان فتظل ثابتة.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة8

ج- تغيير الحرارة:
تنقسم التفاعلات من حيث التغيرات الحرارية المصاحبة لها إلى:
أ- التفاعلات الماصة للحرارة (endothermic): لقد وجد أنه في التفاعلات الماصة للحرارة والتي تكون حرارة التفاعل فيها (h
)
موجبة, تزداد قيمة ثابت الاتزان بارتفاع درجة الحرارة.
فالتفاعل التالي مثلاً ماص للحرارة:

n2o4(g) = 2no2(g)          
h = +14 kcal

له ثابت اتزان قيمته 0.113 عند درجة حرارة 25°م و 12.6 عند درجة 100°م.
ويمكن تفسير تأثير الحرارة على ثابت الاتزان بموجب (مبدأ لوشاتلييه), باعتبار الحرارة وكأنها "مادة" متفاعلة كما يتبين عند إدخال كلمة حرارة في طريقة كتابة التفاعل بحيث نكتب التفاعل كالآتي:

= 2no2(g) حرارة

 n2o4(g) +

وبالتالي فإن رفع درجة حرارة التفاعل يمكن تفسيره بأنه إضافة مادة متفاعلة. ورد الفعل الطبيعي لهذا الإخلال بالاتزان هو استهلاك جزء من المواد المتفاعلة لمحاولة التخلص من الحرارة. وينتج عند ذلك بالطبع تكون المزيد من ناتج التفاعل وبالتالي زيادة في تركيزه. وحين تتزن المجموعة عند درجة الحرارة المرتفعة الجديدة ,فإن تركيز الناتج يكون أكبر نسبياً من تركيزه عند درجة الحرارة المنخفضة, كما أن تركيز المواد الداخلة في التفاعل عند حالة الاتزان الجديدة يكون أقل نسبياً من تركيزها عند حالة الاتزان الأولى عند درجة الحرارة المنخفضة. وإذا درسنا أثر هذه التغييرات على النسبة المستعملة لإيجاد ثابت الاتزان نجد أن ثابت الاتزان الجديد عند درجة الحرارة المرتفعة أكبر من ثابت الاتزان عند درجة الحرارة المنخفضة, أي إن ارتفاع درجة الحرارة ينتج عنه ارتفاع في ثابت الاتزان, وهذا ما تم إثباته عملياً.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة9

ويبين الشكل المجاور أثر تغيير درجة الحرارة على غاز ثاني أكسيد النتروجين في دورق ما. فلنعتبر أن محتويات الدورق الموجود في الوسط في حمام مائي درجة حرارته حوالي
25°م تتكون من خليط من no2 و n2o4 في حالة اتزان. وإذا أخذنا بعين الاعتبار أن غاز n2o4 عديم اللون بينما غاز no2 بني ضارب إلى الحمرة, فإنه بإمكاننا بعد التمعن في الشكل تبيان أثر تغيير درجة الحرارة على التفاعل في حالة الاتزان. فازدياد اللون وضوحاً في حمام مائي يغلي, يعني أن التفاعل اتجه لإنتاج المزيد من no2, بينما اختفاء اللون تقريباً في الحمام الثلجي يعني أن التفاعل اتجه لإنتاج المزيد من n2o4 واستهلاك no2.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة10

4- أثر إضافة المواد الحافزة على حالة الاتزان:
لقد رأينا في الفصل السابق كيف أن المواد الحافزة تزيد من سرعة التفاعل, بأن توفر للمواد المتفاعلة ساراً سهلاً تنتقل عبره إلى نواتج التفاعل.
إلا أنه يتضح لنا من الشكل (1-16) أن المادة الحافزة التي تزيد في سرعة التفاعل في اتجاه معين, تزيد أيضاً من سرعته في الاتجاه المعاكس, لان المركب المنشَّط عامل مشترك بين أي تفاعل وعسكه, ولهذا فإن المواد الحافزة لا تؤثر في الاتزان, ولا في قيمة ثابت الاتزان.
ويمكن إدراك أهمية عوامل الضغط (او التركيز) والحرارة على كفاءة عملية التفاعل بدراسة صناعة النشادر من الهيدروجين والنيتروجين حسب المعادلة التالية:
= -22kcal. حرارة n2(g) + 3h2(g) = 2nh2(g) +
(2-15)

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة11

كيف يمكننا أن نتنبأ باحسن الظروف اللازمة لإجراء هذا التفاعل؟.
علينا أن ننتذكر أولاً أن المطلوب هو زياذة مدى القدرة على إنتاج النشادر. فالتفاعل (2-15) طارد للحرارة, ولذ فإنه - حسب مبدأ لوشاتلييه - لابد أن نخفّض درجة الحرارة كي نحصل على ثابت اتزان مرتفع. لكن انخفاض درجة الحرارة - كما رأينا في الفصل السابق - ينتج عنه انخفاض في سرعة التفاعل وهذا غير مرغوب فيه, لأنه يقلل من سرعة إنتاج النشادر. ومن ثم فقد تم حل وسط للتوفيق ما امكن بين السرعة المناسبة للتفاعل وقيمة مقبولة لثابت اتزانه. وهذا الحل هو جعل درجة الحرارة 500° م, ومن الأفضل أيضاً استعمال مادة حافزة لزيادة سرعة الوصل إلى الاتزان.
ويظهر من التفاعل أن تكوّن النشادر ينتج عنه انخفاض في مجمل الضغط في وعاء التفاعل وبموجب مبدأ لوشائلييه, فإن زيادة الضغط تساعد في زيادة كمية النشادر المنتجة. وقد وجد ان الضغط المناسب - اقتصادياً - هو حوالي 100 - 200 ضغطاً جوياً, باعتبار أن المعدات التي توفر ضغوطاً عالية جداً باهظة الثمن.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة12

خواص الاتزان الكيميائي:
قبل البدء في دراسة بعض الطرق اللازمة لإجراء حسابات على الاتزان, يمكننا تلخيص المبادئ والخواص المتعلقة بالاتزان الكيميائية فيما يلي:
  1. إن الاتزان هو حالة تكون عندها خواص المجموعة المتزنة المنظورة ثابتة مع الزمن.
  2. الاتزان الكيميائي ذو طبيعة ديناميكية (نشط), إذا إنه على الرغم من أن تركيز المتفاعلة ونواتج التفاعل لا يتغير مع مرور الزمن عند حالة الاتزان, إلا أن التفاعل لا يتوقف, بل يسير في اتجاهين متعاكسين وبسرعة واحدة.
  3. إن التفاعلات الكيميائية تتجه تلقائياً نحو تحقيق الاتزان.
  4. إن خواص المجموعة عند الاتزان ثابتة في الظروف المعينة, ولا تعتمد على المسار الذي سلكته المجمواعة لتصل إلى حالة الاتزان.
  5. إذا اختل الاتزان بفعل مؤثر خارجي, فإن المجمواعة تغير من خواصها بحيث تعاكس فعل المؤثر الخارجي, وتقلل من أثره ما امكنو وتعود إلى حالة الاتزان.
  6. ثابت الاتزان هو طريقة لوصف المجموعة عند حالة الاتزان, ويعتمد على خواص المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل ودرجة الحرارة.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة13

ب- التفاعلات الطاردة للحرارة (exothermic): أي التي تكون حرارة التفاعل فيها (h
)
سالبة, تنخفض قيمة ثابت الاتزان بارتفاع درجة الحرارة. فالتفاعل التالي مثلاً طارد للحرارة:

o2(g) = so3(g)  
h = -23 kcal
1 so2(g) +
2

له ثابت اتزان عند درجة حرارة 25°م هو 1.74 × 1210 وعند درجة حرارة 327°م هو 13.17 × 310 ويمكن تفسير تأثير الحرارة في ثابت الاتزان بموجب (مبدأ لوشاتلييه), بإعتبار الحرارة وكأنها "مادة" ناتجة. كما يتبين عند إدخال كلمة (حرارة) في طريقة كتابة التفاعل بحيث نكتب التفاعل كالآتي:

حرارة o2(g) = so3(g) + 1 so2(g) +
2

ورفع درجة حرارة التفاعل يعني إضافة أحد نواتج التفاعل. ورد الفعل الطبيعي هو التخلص من الحرارة باستهلاك جزء من نواتج التفاعل, وبالتالي زيادة كمية (أو زيادة تركيز) كل من المواد الداخلة في التفاعل, وينتج عن ذلك أنه عند حالة الاتزان الجديدة يكون تركيز نواتج التفاعل قد نقص عما كان عليه عند حالة الاتزان الأولى عند درجة الحرارة المنخفضة, في الوقت الذي يزداد فيه تركيز المواد الداخلة في التفاعل, وبالتالي فإن ثابت الاتزان الجديد سوف تقل قيمته عن ثابت الاتزان الأول عند درجة الحرارة المنخفضة, أي إن ارتفاع درجة الحرارة في هذه الحالة ينتج عنه انخفاض في ثابت الاتزان, وهو ما وجد عملياً.
ج- أما في التفاعلات التي لا يصاحبها انبعاث أو امتصاص للحرارة (h
= صفراً) فإن ثابت الاتزان لا يتأثر بتغيير درجة الحرارة.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة14

تطبيق:
معادلة تحضير الميثانول صناعياً:
co + 2h2
ch3oh h
< 0

هذا التفاعل


للحرارة عند زيادة درجات الحرارة للتفاعلات يزاح موضع الاتزان نحو


و


قيمة ثابت الاتزان.

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة15


عند إضافة محلول ثيوسيانات البوتاسيوم إلى محلول كلوريد الحديد (iii) يتلون المزيج باللون الأحمر نتيجة تكوّن ثيوسيانات الحديد (iii) وتثبت شدة اللون نتيجة لوصول التفاعل إلى حالة الاتزان.


fecl3 + 3kscn
fe(scn)3 + 3kcl
fe+3 + scn-
fescn-2
    kc  =   [fescn++]
[fe+++] . [scn-]


ما هو أثر كل مما يلي على التفاعل أعلاه:

إضافة محلول fecl3 يؤدي إلى زيادة التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

إضافة محلول kscn يؤدي إلى نقص التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

إضافة محلول fescn يؤدي إلى نقص التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

إضافة محلول nahpo4 يؤدي إلى زيادة التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

ملاحظة: يتفاعل فوسفات الصوديوم الهيدروجينية مع أيونات الحديد ii كما يلي:

fe3+ + nahpo4
fehpo+4 + na+


لاحظنا أنه إذا أضيف محلول الثيوسيانات إلى وسط التفاعل بعد الاتزان. ازداد الأيون fescn وضوحاً. ويمكن تفسير ما حدث بطريقتين: إما حسب مبدأ لوشاتلييه, أو حسب قانون الاتزان.
مبدأ لوشاتلييه: إن التغير الذي طرأ على المجموعة المتزنة هو إضافة محلول الثيوسيانات, أي زيادة تركيز إحدى المواد الداخلة في التفاعل. ورد الفعل الطبيعي لهذا الفعل, هو استهلاك ما يمكن استهلاكه من الثيوسيانات المضافة, ويتم ذلك بأن تتفاعل هذه مع بعض أيونات الحديد الثلاثي (iii) الموجودة في المحلول لتكون أيونات fescn التي يزداد لونها وضوحاً.
قانون الاتزان: إن ثابت الاتزان للتفاعل هو:
 = kc [fescn++]
[fe+++][scn-]

وإضافة أيونات scn- بعد الاتزان زادت من قيمة المقام. وللمحافظة على قيمة ثابت الاتزان كما هو يجب زيادة قيمة البسط, ولا يتم ذلك إلا بتكون مزيد من أيونات fescn++ بتفاعل الثيوسيانات مع أيونات الحديد الثلاثي
(iii)
. إذن فإن أثر تغيير التركيز على حالة الاتزان يغير فقط من حالة الاتزان, أما قيمة ثابت الاتزان فتظل ثابتة.


كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة16


ما هو أثر كل مما يلي على التفاعل أعلاه:

إضافة محلول fecl3 يؤدي إلى زيادة التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

إضافة محلول kscn يؤدي إلى نقص التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

إضافة محلول fescn يؤدي إلى نقص التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

إضافة محلول nahpo4 يؤدي إلى زيادة التفاعل

وزيادة اللون الأحمر.

ملاحظة: يتفاعل فوسفات الصوديوم الهيدروجينية مع أيونات الحديد ii كما يلي:

fe3+ + nahpo4
fehpo+4 + na+

كيمياء - العوامل التي تؤثر على موضع الاتزان - صفحة17


لاحظنا أنه إذا أضيف محلول الثيوسيانات إلى وسط التفاعل بعد الاتزان. ازداد الأيون fescn وضوحاً. ويمكن تفسير ما حدث بطريقتين: إما حسب مبدأ لوشاتلييه, أو حسب قانون الاتزان.
مبدأ لوشاتلييه: إن التغير الذي طرأ على المجموعة المتزنة هو إضافة محلول الثيوسيانات, أي زيادة تركيز إحدى المواد الداخلة في التفاعل. ورد الفعل الطبيعي لهذا الفعل, هو استهلاك ما يمكن استهلاكه من الثيوسيانات المضافة, ويتم ذلك بأن تتفاعل هذه مع بعض أيونات الحديد الثلاثي (iii) الموجودة في المحلول لتكون أيونات fescn التي يزداد لونها وضوحاً.
قانون الاتزان: إن ثابت الاتزان للتفاعل هو:
 = kc [fescn++]
[fe+++][scn-]

وإضافة أيونات scn- بعد الاتزان زادت من قيمة المقام. وللمحافظة على قيمة ثابت الاتزان كما هو يجب زيادة قيمة البسط, ولا يتم ذلك إلا بتكون مزيد من أيونات fescn++ بتفاعل الثيوسيانات مع أيونات الحديد الثلاثي (iii).
إذن فإن أثر تغيير التركيز على حالة الاتزان يغير فقط من حالة الاتزان, أما قيمة ثابت الاتزان فتظل ثابتة.

كيمياء - رائز التفاعل Q

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة1

رائز التفاعل q:
هو قيمة افتراضية لثابت الاتزان تحسب في لحظة ما خلال التفاعل للتنبؤ بوصوله إلى حالة الاتزان. أي أنه يستخدم للتوقع باتجاه التفاعل في لحظة ما أثناء التفاعل, أو بمعنى آخر لمعرفة هل التفاعل في حالة اتزان أم لا في تلك اللحظة, (ويرمز له بالرمز q) , ويمكن مقارنته بثابت الاتزان k فإذا كانت:
1) k = q فإن هذا يعني أن التفاعل في حالة اتزان كيميائي عند هذه اللحظة.
2) k < q فإن التفاعل ليس بحالة اتزان لذا سيتجه التفاعل إلى الأتجاه الذي يقلل من قيمة q أي نحو
    المتفاعلات.
3) k > q فإن التفاعل ليس بحالة اتزان لذا سيتجه التفاعل إلى الأتجاه الذي يزيد من قيمة q أي نحو النواتج.

مثال

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة2

خواص الاتزان الكيميائي:
قبل البدء في دراسة بعض الطرق اللازمة لإجراء حسابات على الاتزان, يمكننا تلخيص المبادىء والخواص المتعلقة بالاتزان الكيميائي فيما يلي:
1) أن الاتزان هو حالة تكون عندها خواص المجموعة المتزنة المنظورة ثابتة مع الزمن.
2) الاتزان الكيميائي ذو طبيعة ديناميكية (نشط), إذ إنه على الرغم من أن تركيز المواد المتفاعلة ونواتج
    التفاعل لا يتغير مع مرور الزمن عند حالة الاتزان, إلا أن التفاعل لا يتوقف, بل يسير في اتجاهين
   متعاكسين وبسرعة واحدة.
3) إن التفاعلات الكيميائية تتجه تلقائياً نحو تحقيق الاتزان.
4) إن خواص المجموعة عند الاتزان ثابتة في الظروف المعينة, ولا تعتمد على المسار الذي سلكته المجموعة
    لتصل إلى حالة الاتزان.
5) إذا اختل الاتزان بفعل مؤثر خارجي, فإن المجموعة تغير من خواصها بحيث تعاكس فعل المؤثر الخارجي,
    وتقلل من أثره ما أمكن, وتعود إلى حالة الاتزان.
6) ثابت الاتزان هو طريقة لوصف المجموعة عند حالة الاتزان, ويعتمد على خواص المواد المتفاعلة ونواتج
    التفاعل ودرجة الحرارة.

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة3

حسابات متعلقة بالاتزان الكيميائي:
أولاً: حسابات ثابت الاتزان لتفاعل ما بدلالة ثابت اتزان تفاعل آخر له علاقة به:
     أ) إذا ضرب تفاعل معين بعامل ما, فإن ثابت اتزان لتفاعل يجب أن يرفع إلى أس يساوي المعامل المذكور.
فإن أخذنا التفاعل التالي:

o2(g) = h2o(g) 1 h2(g)
2

نجد أن ثابت اتزانه هو:

 = k1 p(h2o)
p(h2) ×
p(o2)

واذا ضربنا التفاعل في 2 ليصبح:

2h2(g) + o2(g) = 2h2o(g)

فإن ثابت الاتزان الجديد يكون:

 = k2 2p(h2o)
2p(h2) × p(o2)

ويلاحظ أن ثابت الاتزان الجديد يساوي مربع ثابت الاتزان الأول أي أن أس ثابت التفاعل الجديد يساوي 2.

2k1 = k2

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة4

ب) إذا عكس اتجاه تفاعل معين فإن ثابت الاتزان الجديد يساوي عكس ثابت الاتزان الأول:
ففي التفاعل التالي:

o2(g) = co2(g) 1 co(g)
2

يكون ثابت اتزانه:

 = k1 p(co2)
p(co) ×
p(o2)
إذا عكسنا التفاعل ليصبح: o2(g)         1 co2(g) = co(g)
2

فإن ثابت اتزان التفاعل الجديد هو:

 = k2 p(co) ×
p(o2)
p(co2)

ومن الواضح في هذه الحالة أن:

1  1-k1 = k2
k2
k1

ويتبين من هذا أن عملية عكس اتجاه التفاعل تجعل ثابت الاتزان الجديد يساوي ثابت الاتزان الأول مرفوعاً إلى الأس (-1) أي مقلوب ثابت الاتزان الأول.

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة5

ج) إذا كان التفاعل مركباً من مجموعة تفاعلات فإن ثابت اتزان التفاعل الكلي يساوي حاصل ضرب ثوابت اتزان كل من التفاعلات المكونة له.

o2(g) = co(g)
1
2
c(s)
o2(g) = co2(g)
1
2
co(g) +

o2(g) = co2(g) c(s) +

فإن ثابت اتزان المعادلة الأولى هو:

 = k1 p(co)

p(o2)

وثابت اتزان التفاعل الثاني هو:

 = k2 p(co2)
p(co) ×
p(o2)

وثابت اتزان التفاعل الكلي هو:

k2 × k1 = k3

وبتعويض قيمة k1 , k2 ثم الاختصار نحصل على:

 = k3 p(co2)
p(o2)

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة6

ثانياً: حساب تراكيز المواد أو بعضها عند الاتزان بدلالة ثابت الاتزان والتراكيز الإبتدائية للمواد.
في أحيان كثيرة نبدأ بإجراء تفاعل ما يوضح كمية معينة من مواد التفاعل في وعاء مغلق وعند درجة حرارة محددة فهل يمكن أن تتوقع قيمة تراكيز المواد المشمولة بالوعاء عندما يصل التفاعل إلى حالة الاتزان؟
إن ذلك مبني على توفر قيمة ثابت اتزان التفاعل عند الدرجة التي حصل عندها الاتزان، ومن المعلوم أن الكيميائيين قد حددوا قيمة ثابت اتزان كثير من التفاعلات عند درجات حرارة معينة ورصدت في جداول خاصة ومن ثم يمكن الاستعانة بها في ذلك.
والأمثلة العامة التالية تسهم في توضيح الطريقة المتبعة في حل هذا النوع من المسائل.

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة7

مثال:
عندما نضع مولاً من a مع مول من b في وعاء مغلق سعته لتر واحد عند درجة حرارة 25°م، فكم تراكيز المواد عند الاتزان إذا افترضنا أن ثابت اتزان التفاعل عند الدرجة نفسها 2 إذا كان التفاعل هو:


c(g) a(g) + b(g)
الحل

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة8

الحل:
نحتاج إلى تصميم الجدول التالي ليسهل لنا معطيات الحل:

a(g) + b(g)
c(g)
ملحوظات
0 1 1 المولات الابتدائية غالباً تعطي في السوائل أو
نبدأ بها التفاعل
س س س المولات المتفاعلة والناتجة وهي عملية تحدث للمواد
للوصول إلى حالة الاتزان
0 + س 1 - س 1 - س المولات عند الاتزان وهي المولات المتبقية أو المتوفرة
في الوعاء بعد وصول التفاعل إلى الاتزان
س
1
1 - س
1
1 - س
1
التراكيز عند الاتزان
وهي ناتجة عن : المولات عند الاتزان
الحجم باللتر

من المعادلة الموزونة فإن:

kc = [c]
[b] [a]

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة9

وبتعويض قيم تراكيز المواد عند الاتزان من الجدول في قانون kc نجد أن:

ملحوظة:
1) نحصل على عدد مولات المواد المتفاعلة عند الاتزان بطرح المقدار المتفاعل منها من المقدار الأصلي إذ هو القدر المستهلك من المادة للوصول إلى الاتزان.
2) تحصل على عدد مولات المواد الناتجة عند الاتزان بجمع المقدار الناتج منها إلى المقدار الأصلي الذي بدأنا به التفاعل.
3) في حالات نادرة نحصل على كل من المولات في الملحوظتين (1)، (2) بعكس ما ذكر وهو أمر مبني على طبيعة السؤال.
= kc س ، ولكن 2 = kc
(1 ـ س) (1 ـ س)

وبترتيب المعادلة:

(1 ـ س)2 = س
2
س2 - 2س + 1 = س
2
2 - 4س + 2 = س
2 - 5س + 2 = 0

وبحل المعادلة نجد أن:

س = 2 (وهي قيمة مرفوضة)
أو س = 1
2

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة10

وبتعويض قيمة س في تراكيز المواد عند الاتزان من الجدول نجد أن:


للتحقق من صحة النتائج يمكن التعويض
 بهذه القيم في قانون kc كما يلي:

= kc = 2

×

 وهي نفس القيمة المعطاة.

[a] = 1 - س = 1 - = 1  مولار
1 1 2

[b] = 1 - س = 1 - = 1  مولار
1 1 2

[c] = س = 1  مولار
1 2

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة11

مثال (2):

ينحل غاز يوديد الهيدروجين جزئياً عند درجة 321°س كما في المعادلة التالية:

2hi + حرارة
h2 + i2

فإذا كان تركيز كلّ من i2، hi تساوي (1.68) مول/لتر، (0.2) مول/لتر على الترتيب عند الاتزان. أحسب قيمة ثابت الاتزان (kc) لهذا التفاعل.

الحل

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة12

الحل:
معادلة الاتزان توضح أن كل 2مول من يوديد الهيدروجين يعطي مولاً واحداً من كلّ من الهيدروجين واليود.
= [h2] مول/لتر 0.2 = [i2]
= [hi] مول/لتر 1.68
= kc [h2] [i2
[hi]2
= kc (0.2) (0.2) = 0.12
(1.68)2

يمكن تحديد تمييز kc من خلال التعبير عن ثابت الاتزان.
ففي المثال السابق لا يوجد تمييز لأن

 = kc (مول/لتر) (مول/لتر)
(مول/لتر)2

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة13

مثال (3):

في إحدى التجارب العملية وضع 4 مول من خامس كلوريد الفوسفور في إناء سعته 2 لتر، (في 520°م) وعند الاتزان بقي في الإناء 3.6 مول من خامس كلوريد الفوسفور تبعاً للمعادلة التالية:

pcl5
pcl3 + cl2

احسب ثابت الاتزان (kc) لهذا التفاعل.

الحل

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة14

الحل:

عدد المولات + cl2 pcl3
pcl5
عند بداية التفاعل صفر صفر 4
التغير س+ +س- س
عند الاتزان س س     4 - س = 3.6
س = 0.4    
  0.4 0.4  3.6
التركيز بالمول/لتر
0.4
2
0.4
2

 

3.6
2

  0.2 0.2  1.8

 = kc [pcl3] [cl2]
[pcl5]
= kc 0.2 × 0.2 = 0.022 مول/لتر.
1.8

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة15

مثال (4):

أدخل (1) مول من كلِّ من الهيدروجين واليود في وعاء سعته 0.5 لتر عند درجة حرارة معينة فإذا كان ثابت الاتزان لهذا التفاعل يساوي 49.

احسب تركيز كل المواد في النظام عند الاتزان تبعاً للتفاعل التالي:

h2 + i2
2hi
الحل

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة16

الحل:

عدد المولات i2
2hi
   h2 +          
عند بداية التفاعل  صفر    1 1   
التغير +2س    -س -س  
عند الاتزان  2س    1- س 1- س 
التركيز عند الاتزان
بالمول/لتر
 
0.5

   

1 -س
0.5

1- س
0.5

 

  4س    2(1- س) 2(1- س) 

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة17

 = kc [hi]2
[h2].[i2]
49 = (4س)2
2(1 - س) × 2(1- س)

بأخذ الجذر التربيعي للطرفين:

7 = 
2(1 - س)
4 س= 14 ـ 14 س
18 س = 14 س =   14   = 0.78
18

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة18

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة19

مثال (5):

درجة التفكك للمركب n2o4 إلى no2 هي 20% عند درجة 27°س وضغط 1 جو.
احسب قيمة ثابت الاتزان kp.

الحل

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة20

الحل:
نفرض أن لدينا مولاً واحداً من غاز n2o4. ومن معادلة التفكك:

n2o4(g)
2no2(g)
عدد المولات بفرض عدم التفكك صفر       ,     1
التغير في عدد المولات +4ر0       ,     1-2ر0
عدد المولات عند الاتزان 4ر0       ,     8ر0
الكسر الجزيئي = [ 4ر0 ] = 33ر0 , [ 8ر0 ] = 67ر0
4ر0 + 8ر0 4ر0 + 8ر0

ضغط الجزئي     1 × 33ر0 = 33ر0 , 1 × 67ر0 = 67ر0 جو

حيث الضغط الجزئي = الضغط الكلي × الكسر الجزيئي

 = kp 2(pno2)  =  (33ر0 جو)2  = 17ر0 جو
(pn2o4) (67ر0 جو)

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة21

مثال:
ثابت الاتزان عند درجة حرارة 699°س مطلقة للتفاعل:


h2(g) + i2(g) = 2hi(g)

هو 3,55 فإذا تم مزج كمية من يوديد الهيدروجين ضغطها 0,7 ضغطاً جوياً مع كمية من غاز اليود والهيدروجين ضغط كل منهما 0,02 ضغطاً جوياً، هل يحدث أي تغير في كميات المواد الممزوجة أم لا ؟ وإذا كان الجواب بالإيجاب ففي أي إتجاه يحدث التغيير؟

الحل:

علينا أن نوجد قيمة q عند الضغوط المعطاة ونقارنها بثابت الاتزان.


q = 2p(hi) = (0,7)2 = 1225
p(h2) × p(i2) 0,02 × 0,02

وهذا أكبر من ثابت الاتزان (3,55) أي أن المجموعة لحظة مزجها ليست في حالة اتزان ولهذا فإنها تتجه تلقائياً إلى الاتزان وليتم ذلك يجب أن تنقص قيم السكر لتصل إلى قيمة ثابت الاتزان أي أنه إما إن ينقص البسط أو أن يزيد المقام. ولكن هاتين العمليتين متلازمتان، فالنقص الحاصل في تركيز المادة الناتجة لابد وأن يصحبه زيادة في تراكيز المواد المتفاعلة. وبناءاً عليه فإن كمية يوديد الهيدروجين تقل لصالح الهيدروجين واليود، ويسير التفاعل الظاهر في اتجاه تفكك يوديد الهيدروجين.

كيمياء - رائز التفاعل Q - صفحة22

الحل:

علينا أن نوجد قيمة q عند الضغوط المعطاة ونقارنها بثابت الاتزان.


q = 2p(hi) = (0,7)2 = 1225
p(h2) × p(i2) 0,02 × 0,02

وهذا أكبر من ثابت الاتزان (3,55) أي أن المجموعة لحظة مزجها ليست في حالة اتزان ولهذا فإنها تتجه تلقائياً إلى الاتزان وليتم ذلك يجب أن تنقص قيم السكر لتصل إلى قيمة ثابت الاتزان أي أنه إما إن ينقص البسط أو أن يزيد المقام. ولكن هاتين العمليتين متلازمتان، فالنقص الحاصل في تركيز المادة الناتجة لابد وأن يصحبه زيادة في تراكيز المواد المتفاعلة. وبناءاً عليه فإن كمية يوديد الهيدروجين تقل لصالح الهيدروجين واليود، ويسير التفاعل الظاهر في اتجاه تفكك يوديد الهيدروجين.

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة1

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة2

التفاعلات انعاكسية وغير انعكاسية:
التفاعلات غير الإنعكاسية:
تحدث في اتجاه واحد، حيث لا تتفاعل المواد الناتجة مع بعضها البعض لتعطي المواد المتفاعلة. وغالباً ما يتصاعد غاز ويترك حيز التفاعل أو يتكون راسب لا يتفاعل مع النواتج الأخرى.
التفاعلات الإنعكاسية:
تحدث في اتجاهين، المواد الناتجة من التفاعل تتفاعل مع بعضها البعض لتكون المواد المتفاعلة، أي يوجد تفاعلان:
أحدهما أمامي في اتجاه تكون المواد الناتجة والآخر عكسي في اتجاه تكون المواد المتفاعلة.
يعبر عن التفاعل بمعادلة واحدة تحوي سهمين.
وتقسم التفاعلات الإنعكاسية إلى:
(أ) تفاعلات إنعكاسية متجانسة homogeneous reversible reactions
وفيها توجد المواد المتفاعلة والناتجة من التفاعل في حالة واحدة من حالات المادة.
(ب) تفاعلات إنعكاسية غير متجانسة heterogeneous reversible reactions
وفيها توجد المواد المتفاعلة والناتجة من التفاعل في أكثر من حالة واحدة من حالات المادة وتتم في حيز مغلق.

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة3

الاتزان الكيميائي الديناميكي:

«حالة النظام عندما تثبت تركيزات المواد المتفاعلة والمواد الناتجة، وبالتالي تكون سرعة التفاعل الأمامي مساوية لسرعة التفاعل العكسي».

ولكي يصل أي نظام للاتزان الكيميائي الديناميكي يشترط فيه ما يلي:
(1) وجود تفاعلين متعاكسين.
(2) عند حدوث الاتزان يظل التفاعلان الطردي والعكسي جاريين وبنفس السرعة.
(3) يؤدي أي تغيير في اتزان النظام, كالتغير في درجة الحرارة أو التركيز أو الضغط إلى الإخلال بالاتزان.

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة4

قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان:

«تتناسب سرعة التفاعل الكيميائي طردياً مع درجات تركيز المواد المتفاعلة»
وتقاس درجات التركيز بالمول/لتر.

ثابت اتزان التفاعل هو:

«النسبة بين حاصل ضرب تركيز المواد الناتجة إلى حاصل ضرب تركيز المواد المتفاعلة كل مرفوع إلى أس يساوي عدد مولاته في التفاعل» ويرمز له بالرمز kc

وفي التفاعلات الغازية, يتم التعبير عن تركيز الغازات بدلالة الضغوط الجزئية, وفي هذه الحالة يستخدم الرمز kp بدلاً من kc للدلالة على ثابت الاتزان.
العلاقة بين kp و kc:

kp = kc × (ك × ت)n

r = ثابت الغاز = 0.082 ضغط جوي لتر/مول.
t = درجة الحرارة المطلقة بالكالفن

n2 - n1 =n
 
n1 = عدد مولات المواد المتفاعلة. n2 = عدد مولات المواد الناتجة.

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة5

قاعدة لوشاتيليه : «إذا حدث تغيير في أحد العوامل المؤثرة على نظام متزن مثل التركيز أو الضغط أو درجة الحرارة، فإن هذا النظام سيتجه لتعديل موضع إتزانه، بحيث يلغي تأثير هذا التغيير إلى أقصى حد ممكن».
جدول: أثر العوامل المختلفة على موضع الاتزان وقيمة ثابت الاتزان.
العوامل المؤثرة التغير موضع الاتزان ثابت الاتزان
التركيز 1 ـ زيادة تركيز المتفاعلات يزاح جهة النواتج لا تتغير قيمته
2 ـ زيادة تركيز النواتج يزاح جهة المتفاعلات
3 ـ نقصان تركيز المتفاعلات يزاح جهة المتفاعلات
4 ـ نقصان تركيز النواتج يزاح جهة النواتج
الضغط 5 ـ زيادة الضغط يزاح نحو الاتجاه ذي عدد
المولات الغازية الأقل وفي
حالة التساوي لا يتأثر
لا تتغير قيمته
6 ـ انخفاض الضغط يزاح نحو الاتجاه ذي عدد
المولات الغازية الأعلى وفي
حالة التساوي لا يتأثر

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة6

تكملة جدول أثر العوامل المختلفة على موضع الاتزان وقيمة ثابت الاتزان.
ثابت الاتزان موضع الاتزان التغير العوامل المؤثرة
تقل قيمته يزاح نحو المتفاعلات 7 ـ زيادة درجة الحرارة للتفاعلات درجة الحرارة
أ ـ الطاردة للحرارة
تزداد قيمته يزاح نحو النواتج ب ـ الماصة للحرارة
تزداد قيمته يزاح ناحية النواتج 8 ـ انخفاض درجة الحرارة للتفاعلات
أ ـ الطاردة للحرارة
تقل قيمته يزاح نحو المتفاعلات ب ـ الماصة للحرارة
ملاحظة: المادة الحافزة لا تؤثر على موضع الاتزان ولا على قيمة ثابت الاتزان وإن أثرت على سرعة التفاعل.

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة7

العوامل المؤثرة وغير المؤثرة على موضع الاتزان
موضع الاتزان
إزاحة نحو النواتج لا يتأثر إزاحة نحو المواد المتفاعلة
1- زيادة تركيز المتفاعلات.
2- نقصان تركيز النواتج.
3- زيادة الضغط إذا كان التفاعل مصحوباً بنقص في الحجم.
4- خفض الضغط إذا كان التفاعل مصحوباً بزيادة في الحجم.
5- زيادة درجة الحرارة في التفاعلات الماصة للحرارة.
6- خفض درجة الحرارة في التفاعلات الطاردة للحرارة.
1- تغيير الضغط زيادة أو نقصاناً، إذا كان التفاعل غير مصحوب بتغير في الحجم.

1- نقصان تركيز المتفاعلات.
2- زيادة تركيز النواتج.
3- خفض الضغط إذا كان التفاعل مصحوباً بنقص في الحجم.
4- زيادة الضغط إذا كان التفاعل مصحوباً بزيادة في الحجم.
5- خفض درجة الحرارة في التفاعلات الماصة للحرارة.
6- زيادة درجة الحرارة في التفاعلات الطاردة للحرارة.

كيمياء - تلخيص الاتزان الكيميائي - صفحة8

العوامل المؤثرة وغير المؤثرة على قيمة ثابت الاتزان

قيمة ثابت الاتزان
تزداد لا تتأثر تقل
1- زيادة درجة الحرارة للتفاعلات الماصة للحرارة.
2- خفض درجة الحرارة للتفاعلات الطاردة للحرارة.
1- تغير تركيز أي من المواد المتفاعلة أو الناتجة زيادة أو نقصاناً.
2- تغير الضغط زيادة أو نقصاناً.
1- خفض درجة الحرارة للتفاعلات الماصة للحرارة.
2- زيادة درجة الحرارة للتفاعلات الطاردة للحرارة.

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة1

عرف ما يلي:
التفاعلات الانعكاسية
الإجابة
تفاعل انعكاسي متجانس:
الإجابة
الاتزان الديناميكي:
الإجابة

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة2

عرف ما يلي:
ثابت الاتزان:
الإجابة
قانون فعل الكتلة
الإجابة
قاعدة لوشاتلييه
الإجابة

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة3

في التفاعل المتزن التالي:

2NO2
2NO + O2
إذا كان الضغط الجزيئي لغاز NO2 =
2
5
جو
والضغط الجزيئي لغاز NO =
2
5
جو
والضغط الجزيئي لغاز الاكسجين =
1
5
جو

وذلك في درجة حرارة مناسبة وضغط 75 سم فاحسب ثابت الاتزان Kp

0.2 جو
0.3 جو
0.4 جو

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة4

اختر الإجابة الصحيحة التي تكمل كل عبارة مما يلي :
في التفاعل المتزن:

A + B
C + D

إذا كانت قيمة ثابت الاتزان تساوي 1 × 410 فإن موضع الاتزان يقع في اتجاه تكوين ______.


النواتج

المواد المتفاعلة            

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة5

اختر الإجابة الصحيحة التي تكمل كل عبارة مما يلي :
في التفاعلات الانعكاسية الماصة للحرارة يزاح موضع الاتزان جهة تكوين النواتج في التفاعل عند _______ درجة الحرارة.


خفض

زيادة            

عدم تغيير

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة6

اختر الإجابة الصحيحة التي تكمل كل عبارة مما يلي :
إذا كانت قيمة ثابت الاتزان لنظام متزن عند 500°س تساوي 2.2 × 10-5 وقيمته عند 200°س تساوي
4 × 10-12 فإن ذلك يدل على أن التفاعل من النوع _______ للحرارة


الماص

الطارد            

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة7

اختر الإجابة الصحيحة التي تكمل كل عبارة مما يلي :
 اكتب تعبير ثابت الاتزان Kc :

NH3(aq) + H2O(l)
NH+4(aq) + OH-(aq)
[NH4+][OH-]
[NH3][H2O]
[NH4+][OH-]
[NH3]
[NH3]
[NH4+][OH-]
[NH3]

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة8

اختر الإجابة الصحيحة التي تكمل كل عبارة مما يلي :
 اكتب تعبير ثابت الاتزان Kc :

CO2(g) + MgO(s)
MgCO3(s)
[MgCO3]
[MgO][CO2]
[MgCO3]
[MgO]
[MgO][CO2]
[MgCO3]
[CO2]

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة9

إملأ الفراغ بالجواب المناسب:
في ضوء قاعدة لوشاتيليه كيف يمكن زيادة النواتج في التفاعل التالي:
C + O2
CO2 + حرارة

-

درجة حرارة النظام.

-

تركيز الكربون والأكسجين.

-

تركيز ثاني أكسيد الكربون.

-

الضغط.

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة10

إملأ الفراغ بالجواب المناسب:
في ضوء قاعدة لوشاتيليه كيف يمكن زيادة النواتج في التفاعل التالي:
= 2NO2(g) حرارة
 N2O4(g) +

-

درجة حرارة النظام.

-

تركيز N2O4

-

تركيز NO2

-

الضغط.

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة11

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
على ضوء التجربة الموضحة

نستطيع أن نستنتج أن زيادة تركيز SO3 تؤدي إلى إزاحة موضع الاتزان نحو: -


كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة12

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
على ضوء التجربة الموضحة

نستطيع أن نستنتج أن زيادة الضغط تؤدي إلى إزاحة موضع الاتزان نحو: -

كيمياء - تمارين الاتزان الكيميائي - صفحة13

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
في التجربة الموضحة بالشكل يحدث التفاعل التالي:

= 2NO2(g) N2O4(g)

غاز N2O4 عديم اللون.
غاز NO2 بني ضارب إلى الحمرة
درجة الحرارة في أ = 25° م
درجة الحرارة في ب = صفر° م

نستنتج مما سبق أن التفاعل:


ماص للحرارة.

طارد للحرارة.

إختبار الاتزان الكيميائي

إختبار الاتزان الكيميائي - الإختبار

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 سخنت كمية من pcl5 في وعاء سعته 12 لتراً ووجد أن الوعاء الذي يحتوي عند الاتزان على 0.21 مول pcl3 0.32 ،pcl5 ، 0.32 مول من cl2. احسب ثابت الإتزان kc لعملية تفكك pcl5 عند درجة 250°س.

 

 = kc 0.49 مول/ لتر.
 = kc 24.6 مول/ لتر.
 = kc 4.07 × 10-2 مول/ لتر.

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 عند وضع كميات مجهولة من pcl3 ، cl2 في حيز التفاعل وتسخينها إلى 230°س. وتحت ضغط 760 ملم زئبق ثم تحليل محتويات التفاعل عند الإتزان وجد أن :

 = [pcl3] 0.15 مول /لتر
 = [pcl5] 0.1 مول/لتر

احسب [cl2] إذا علمت أن

 = kc 0.0204 مول /لتر

 

 = [cl2] 73.5 مول /لتر
 = [cl2] 0.0136 مول /لتر
 = [cl2] 0.74 مول /لتر

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 عند خلط مول واحد من الكحول (ايثانول) مع مول واحد من حمض الأسيتيك عند درجة حرارة الغرفة وجد أن المخلوط يحتوي على

2
3

  مول من كل من الأستر والماء.

c2h5oh + ch3cooh --> ch3cooc2h5 + h2o

احسب ثابت الإتزان.

 

 = kc 0.25
 = kc 4
 = kc 0.5

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 احسب ثابن الاتزان للتفاعل التالي:

H2 + I2
2HI

إذا كان التركيز عند الاتزان وفي 400°س كما يلي :

 = [H2] 1.2 × 10-3 مول /لتر
 = [I2] 1.2 × 10-3 مول /لتر
 = [HI] 1.6 × 10-3 مول /لتر

2.22

0.75

1.33

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:  

2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)

اذا كان التركيز عند الاتزان وفي درجة 527°س كما يلي :

 = [SO3] 4 مولات /لتر
 = [O2] 0.5 مول /لتر
 = [SO2] 0.2 مول /لتر

40 مول/لتر
400 مول/لتر
800 مول/لتر

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 تتأثر قيمة ثابت الاتزان في التفاعلات الإنعكاسية بتغير:


الحرارة

التركيز

الضغط

جميع العوامل السابقة

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 قيمة Kc التي تدل على تكوين المواد الناتجة بتركيز منخفض في نظام متزن هي:

1 × 10-3
1 × 310
1 × 110
3 × 110

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 التفاعل المتزن التالي:

CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)

من التفاعلات الانعكاسية غير المتجانسة
من التفاعلات الانعكاسية المتجانسة

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 في التفاعل المتزن:

CO + 2H2
CH3OH

عند إضافة الإيثانول إلى النظام, فإن موضع الاتزان يزاح في اتجاه تكوين ______.

المواد المتفاعلة
المواد الناتجة

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  في إحدى التجارب العملية أدخل (0.625) مول من غاز (N2O4) في وعاء سعته (5) لترات, وسمح له بالتفكك حتى وصل إلى حالة اتزان مع NO2 عند درجة معينة.

N2O4
2NO2

ووجد عند الاتزان أن تركيز (N2O4) يساوي (0.075) مول/لتر. احسب قيمة ثابت الاتزان Kc لهذا التفاعل.



0.9

0.133

7.5

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
أدخلت كمية من غاز النيتروجين وغاز الهيدروجين في وعاء سعته (10 لتر) وسمح لهما بالتفاعل عند 427°س فكونت النظام الغازي المتزن التالي:

N2 + 3H2
2NH3

فإذا كانت عدد مولات كلاً من النيتروجين والهيدروجين والأمونيا عند الاتزان تساوي (27) مول و(2.5) مول
و(0.5) مول على الترتيب. احسب قيمة ثابت الاتزان Kc للنظام عند 427°س.

6 × 10-6
6 × 10-4
6 × 10-2

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 اكتب تعبير ثابت الاتزان Kc :

Cl2(g) + 2NO(g)
2NOCl(g)

2[NOCl]
2[NO][Cl2]
2[NO][Cl2]
2[NOCl]
[NOCl]2
[NO]2[Cl2]
[NO]2[Cl2]
[NOCl]2

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 اكتب تعبير ثابت الاتزان Kc :

2IBr(g)
I2(g) + Br2(g)
[Br2][I2]
2[IBr]
[Br2][I2]
[IBr]2
[IBr]2
[Br2][I2]
2[IBr]
[Br2][I2]

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 اكتب تعبير ثابت الاتزان Kc :

Zn(s) + 2AgNO3(aq)
Zn(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
[Zn(NO3)2][Ag]2
[Zn][AgNO3]2
[Zn][AgNO3]2
[Zn(NO3)2][Ag]2
[AgNO3]2
[Zn(NO3)2]
[Zn(NO3)2]
[AgNO3]2

المحاليل الموصلة للكهرباء

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات)

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة1

المحاليل الموصلة للكهرباء
(الإليكتروليتات)

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة2

الأهداف
مساعدة المتعلمين على كسب المعارف الكيميائية التالية:
1 ـ تفسير قابلية الفلزات والمواد الأيونية على توصيل التيار الكهربائي.
2 ـ أن للأحماض والقواعد والأملاح دوراً هاماً في حياتنا.
3 ـ عرف أرهينيوس الحمض بأنه المادة التي تعطي كاتيونات هيدروجين عند إذابتها في الماء والقاعدة بأنها
      المادة التي تعطي أنيونات هيدروكسيد عند إذابتها في الماء.
4 ـ عرف برونشتد ـ لوري الحمض بأنه المادة التي تمنح بروتوناً أو أكثر والقاعدة بأنها المادة
      التي تستقبل بروتوناً أو أكثر.
5 ـ عرف لويس الحمض بأنه المادة التي تستقبل زوجاً أو أكثر من الإلكترونات والقاعدة بأنها المادة
      التي تمنح زوجاً أو أكثر من الإلكترونات.
6 ـ تتصف الأحماض والقواعد بخواص فيزيائية وكيميائية مميزة.

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة3

التوصيل الكهربائي:
انتقال الشحنات الكهربائية خلال المادة من نقطة إلى أخرى وذلك على صورة تيار كهربائي.
التيار الكهربائي: سيل من الإلكترونات يتحرك في الدائرة الكهربائية المغلقة خلال موصل.

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة4

أنواع التوصيل الكهربائي:

التوصيل الإلكتروني الأيوني
كيف؟ يتم عن طريق حركة الالكترونات في المادة. يتم عن طريق حركة الأيونات في المحلول.
الموصلات إلكترونية وتشمل الفلزات، ومصاهيرها. أيونية وتشمل مصاهير الإلكتروليتات ومحاليلها المائية.

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة5

المحاليل الموصلة للكهرباء
هل جميع المحاليل موصلة للكهرباء (ألكتروليتات) ؟ لمعرفة ذلك يمكن إجراء النشاط التالي


التجربة المشاهدة الاستنتاج
 ضع كمية مناسبة من ملح الطعام
 في وعاء به ماء وحركه
اختفاء جزيئات الملح ذوبان ملح الطعام في الماء
 ضع كمية من السكر
 في وعاء به ماء وحركه
اختفاء جزيئات السكر ذوبان السكر في الماء
 اختبر التوصيل الكهربائي لكل من
 المحلولين السابقين بعمل دائرة  كهربائية.
محلول الملح يضيء
مصباح الدائرة الكهربائية،
بينما محلول السكر لا
يضيء مصباح الدائرة الكهربائية
محلول ملح الطعام موصل
جيد للكهرباء،
بينما السكر
غير موصل للكهرباء

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة6

بعد اجراء النشاط السابق نستنتج أن السبب في إختلاف الخواص الكهربائية لمحلول ملح الطعام ومحلول السكر إلى أن ملح الطعام nacl عندما يذوب في الماء يتفكك إلى أيونات موجبة (cations) هي أيونات الصوديوم na+ وأيونات سالبة (anions) هي أيونات الكلوريد cl- وتسبح هذه الأيونات في الماء محاطة بجزيئات من الماء تساعد على ثباتها، إذ تقلل من قوة تجاذب الأيونات الموجبة (الكتيونات cations) والأيونات السالبة (الأنيونات anions) التي تسبح وكأنها مستقلة عن مجال تجاذب بعضها بعضاً، وخاصة إذا كان المحلول مخففاً.
وللتعبير عن ظاهرة أن ا لأيونات محاطة بعدد غير محدد من جزيئات الماء، نقوم بكتابة لفظ (مائي aqueous) أمام الأيون مختصراً بالحرفين (aq):


na+(aq) + cl-(aq) nacl(s)

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة7

ولما كان الملح الصلب متعادلاً كهربائياً فإن محلوله المائي متعادل كهربائياً أيضاً لأن عدد
الأيونات الموجبة (الكتيونات) مساوٍ لعدد الأيونات السالبة (الأنيونات)، ويتم توصيل الكهرباء نتيجة لحركة الأيونات في المحلول. أما في محلول السكر فإن جزيئات السكر تسبح في الماء دون أن تتفكك وبالتالي لا توجد أيونات تنقل التيار الكهربائي.
مما سبق يمكننا تقسيم المواد من حيث توصيلها للتيار الكهربائي إلى قسمين :
1- مواد غير موصلة للتيار الكهربائي (non-electolytes) :وهي المواد التي تعطي محلولاً لا يوصل
    التيار الكهربائي بعد ذوبانها في الماء مثل : محلول السكر.

2- مواد موصلة للتيار الكهربائي (electrolytes) : هي المواد التي تتحول إلى أيونات بعد ذوبانها
     في الماء، أما محلولها فيسمى بالمحلول الموصل للتيار الكهربائي، وتجدر الإشارة هنا إلى أن التوصيل
     الكهربائي لا يتم بواسطة محلول المادة الموصلة فقط بل يمكن أن يتم أيضاً بواسطة مصهور المادة،
      وأهم الأمثلة على المواد الموصلة الحموض والقواعد والأملاح، ويمكن أن تقسم إلى :

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة8

أ- جيدة التوصيل للتيار الكهربائي : وهي المواد التي عند ذوبانها في الماء تتأين (أو تتفكك) تأيناً تاماً تقريباً،
    والأمثلة عليها كثيرة فمعظم الأملاح القابلة للذوبان في الماء محاليلها موصلة جيدة للكهرباء، وهي في
   غالبها مواد صلبة أيونية كهاليدات الفلزات القلوية. وهناك مواد غير أيونية في حالتها النقية ولكنها إذا ما
    أذيبت في الماء أعطت محاليل جيدة التوصيل للكهرباء، مثل محلول كلوريد الهيدروحين الذي يتحول كلياً
    في الماء إلى أيونات الكلوريد والبروتون المائي h +(aq) وفق المعادلة :


h+(aq) + cl-(aq) hcl(g)

ب- مواد ضعيفة التوصيل للتيار الكهربائي : هي المواد التي عند ذوبانها في الماء تتحول جزيئاتها إلى أيونات
    بقدر محدود، مثل حمض الخل الذي عند ذوبانه في الماء يعطي قدراً ضئيلاً من الأيونات حرة الحركة
    في المحلول، بينما يبقى الجزء الأكبر من جزيئات حمض الخل في حالة غير أيونية (جزيئية) كما في
   المعادلة التالية :

h+(aq) + ch3coo-(aq) ch3cooh(i)

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة9

وجدير بالذكر أن الماء النقي من المواد الضعيفة جداً لتوصيل الكهرباء، ولكن لو أننا استخدمنا جهازاً دقيقاً لغاية قياس مدى توصيل الماء النقي للكهرباء لوجدنا أنه يوصل الكهرباء إلى حد ما، مما يدل على وجود أيونات نتجت عن تأين بعض جزيئات الماء وهي في حالة اتزان مع الجزيئات الباقية :

h +(aq) + oh -(aq) = h2o(i)

ومن أهم الموصلات في علم الكيمياء تلك المواد التي يؤدي ذوبانها في الماء إلى ظهور الأيونات المكونة للماء، أي البروتونات المائية h +(aq) وأيونات الهيدروكسيد oh -(aq) وتعرف هذه المواد بالحموض والقواعد على التوالي. وسندرس في بقية هذا الفصل والفصل الذي يليه الحموض والقواعد بالتفصيل.

كيمياء - المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة10

التفكك والتأين (ionization and dissociation) :

يمكن التمييز بين التأين والتفكك من استعراض المثالين التاليين :


na+(aq) + cl-(aq) nacl(s)

حيث أن كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) مركب أيوني أصلاً وعند ذوبانه في الماء يعطي أيونات حرة الحركة في المحلول، ويطلق على هذا العمل التفكك.

h+(aq) + cl-(aq) hcl(g)

أما كلوريد الهيدروجين فهو مركب غير أيوني أصلاً (تساهمي) ولكنه يتفاعل مع الماء ليعطي أيونات حرة الحركة في المحلول ويطلق على هذه العملية بالتأين.
ويستعمل لفظ التفكك أحياناً ليشمل التأين، ويمكن التأكد من المعنى المقصود بمعرفة ما إذا كان المركب يتكون من أيونات في حالته النقية أو لا.

كيمياء - الأحماض والقواعد

كيمياء - الأحماض والقواعد - صفحة1

الأحماض والقواعد:

الأحماض هي المواد التي تتفكك في المحلول المائي لتعطي بروتونات.

خواص الحموض:
1- تحتوي كل من هذه الحوامض على عنصر الهيدروجين.

المواد حمض الكلور حمض النيتروجين حمض الخل حمض الكبريت حمض الفسفور
الصيغة hcl hno3 ch3cooh h2so4 h3po4


2- تذوب كل من هذه المواد في الماء وتعطي البروتونات المائية، ومحاليلها المائية
    توصل الكهرباء بدرجات متفاوتة في جودتها.


3- يتحول لون تباع الشمس الأزرق إلى اللون الأحمر إذا أضيف كاشف تباع الشمس أو غمست ورقة منه في أي من محاليل هذه المواد.

4- إذا أضيف الخارصين إلى المحلول المائي لأي

من هذه المواد، فإن تفاعلاً
    يحدث ويتصاعد غاز الهيدروجين.
5- مذاق المحاليل المخففة لهذه المواد حمضي، ولا داعي، على أي حال، للتأكد من هذه الحقيقة عملياً لأن بعض الحموض والقواعد سامة.
6- بعض الأحماض خصوصاً المركزة مثل حمض الكبريتيك تأثيرها متلف
    وحارق لجلد الإنسان وللملابس.

كيمياء - الأحماض والقواعد - صفحة2

الأحماض والقواعد:
القواعد:

المواد التي تتفكك في المحاليل المائية لتعطي أيونات الهيدروكسيد، أو التي تتفاعل مع البروتونات المائية.

- خواص القواعد:
1- غالبيتها هيدروكسيدات مجموعة القلويات والقلويات الأرضية.

المواد هيدروكسيد الصوديوم هيدروكسيد البوتاسيوم هيدروكسيد الباريوم هيدروكسيد الماغنيسيوم كربونات الصوديوم النشادر
الصيغة naoh koh ba(oh)2 mg(oh)2 na2co3 nh3

2- تذوب جميع هذه المواد في الماء، وتتفاعل مع البروتونات المائية وتزيلها ومحاليلها المائية توصل الكهرباء بدرجات متفاوتة.
3- المحاليل المائية لهذه المواد تلون صبغة تباع الشمس الحمراء باللون الأزرق.
4- إذا أضيفت كمية مناسبة من أي من هذه المواد إلى محلول حمضي فإن الحمض يفقد جميع خواصه المميزة ما عدا خاصية توصيل المحلول للكهرباء (إلا إذا كان الملح الناتج عديم الذوبان في الماء مثل baso4)
5- مذاق المحاليل المائية المخففة لهذه المواد مر وملمسها صابوني.
إذا نظرنا إلى كربونات الصوديوم وهي مادة لها خواص مميزة للقواعد، لوجدنا أنها عندما تتفكك في الماء فإنها لا تعطي أيونات الهيدروكسيد مباشرة ولكنها تعطي أيونات الكربونات كما يلي :

2na+(aq) + co3--(aq) na2co3(s)

غير أن أيونات الكربونات co3-- لا تلبث أن تتفاعل مع الماء لتعطي أيونات الهيدروكسيد المميزة للقواعد وفقاً للمعادلة التالية :

hco3- + oh -(aq) = co3--(aq) + h2o(l)

كما تتفاعل أيضاً مع البروتونات فتزيلها من المحلول الحمضي مكونة أيونات البيكربونات :

hco3-(aq) = co3--(aq) + h +(aq)

كيمياء - المواد المترددة

كيمياء - المواد المترددة - صفحة1

المواد المترددة:
المواد المترددة:
هي المواد التي تحمل خواص الحمض والقاعدة معاً. مثل: الخارصين zn

     zn++(aq) + 2oh-(aq) =zn(oh)2(s)
أ           zn(oh)2(s) + 2oh-(aq) = zn(oh)--4
ب      zn(oh)2(s) + 2h+(aq) = zn++(aq) + 2h2o
  يتفاعل الخارصين مع مع أيونات الهيدروكسيد ليعطي هيدروكسيد الخارصين عديم الذوبان الذي قد يتفاعل بدوره مع مزيد من أيونات الهيدروكسيد وذلك وفق المعادلة أ آخذاً خواص الحمض لأنه اتحد مع أيونات الهيدروكسيد وأزال مفعولها القاعدي
  ويتفاعل هيدروكسيد الخارصين عديم الذوبان مع البروتونات وذلك وفق المعادلة ب آخذاً خواص القاعدة لأنه اتحد مع البروتونات وأزال مفعولها الحمضي

كيمياء - التعادل والأدلة

كيمياء - التعادل والأدلة - صفحة1

التعادل والأدلة:
رأينا أن خواص القواعد أنها لا تعطي أيونات الهيدروكسيد في الماء فحسب بل وتتفاعل مع البروتونات المائية (الحواص) لتسلبها صفتها الحمضية كما يلي:
h+(aq) + oh-(aq) = h2o
(3-11)

ويتضح لنا من التفاعل (3-11) أنه باتحاد القاعدة مع الحمض تزول الصفة الحمضية من الحمض, وتتلاشي كذلك الخواص القاعدية للقاعدة. وتسمى هذه العملية بعملية التعادل (neutralization), أي معادلة الحمض بالقاعدة. فإذا أخذنا كمية معينة من حمض ذي تركيز معروف وعادلناها بكمية من القاعدة ذات تركيز محدد او العكس, فإن العملية تصبح عملية معايير (titration). ويعرف المحلول الناتج عن معادلة الحمض بالقاعدة والذي يخلو في هذه الحالة من صفات الحمض أو القاعدة بأنه محلول متعادل (neutral). فإذا تمت معادلة محلول حمض الكلور بمحلول هيدروكسد الصوديوم شكل  (3-9) نتج عن تعادلها محلول متعادل هو محلول ملح الطعام الذي لا يحوي من أيونات الهيدروكسيد او البرتونات المائية إلا مقدار ما ينتج عن تحلل الماء النقي من هذه الأيونات.

h+(aq) + ci-(aq) + na+(aq) + oh-(aq) h2o + na+(aq) ci-(aq)
(3-12)

ويلاحظ أن التفاعل (3-12) هو في الواقع التفاعل (3-11) لأن أيونات الصوديوم والكلوريد لا يطرأ عليها أي تغيير, ولا أهمية لمصادرها سواء كانت ناتجة من إذابة ملح الطعام في الماء أو من إضافة حمض الكلور إلى محلول هيدروكسيد الصوديوم.

كيمياء - الأملاح

كيمياء - الأملاح - صفحة1

الأملاح:
إضافة إلى الأحماض والقواعد مثل حمض الكلور وهيدروكسيد الصوديوم وغيرها، عُرف نوع آخر من المواد الكيميائية مثل كلوريد الصوديوم الذي يمتاز بمثل ما تمتاز به الأحماض والقواعد من ناحية التفكك إلى أيونات إذا أذيبت في مذيب مناسب مثل الماء، وعلى الرغم من ذلك فهي لا تمتاز بما تتميز به الأحماض والقواعد من ناحية القدرة على منح أو إكتساب البروتون أو منح أو إكتساب الإلكترونات لتكوين رابطة نتيجة للذوبان، وهذا يعني عدم خضوعها لأي من تعاريف الأحماض والقواعد. ولقد وجد أن السبب الكامن من وراء تفككها إلى أيونات هو أنها في الأساس وقبل الذوبان عبارة عن مركبات متشكلة من ترابط أيونات بواسطة الرابطة الأيونية، وهذا يعني أن ما يؤدي إليه ذوبانها في المذيب هو تفكك الجزيء المركب إلى مكوناته الأيونية كما في المثال التالي:
na+(aq) + cl -(aq) nacl(s) + h2o

كيمياء - الأملاح - صفحة2

وحيث أن هذه الشقوق السالبة والموجبة لهذه المواد - cl و+ na، وهي نفسها تعطي الحمض hcl والقاعدة naoh فإن هذا يعني أن تفاعل الحمض مع القاعدة يؤدي إلى إعطاء هذه المواد:
nacl(aq) + h2o hcl(aq) + naoh(aq)

تسمى المواد التي تتصف بما سبق بالأملاح، ويعرف الملح بناء على ذلك أنه:

المادة الناتجة من تفاعل حمض مع قاعدة.

ويجب التأكيد على أن الملح الذائب في الماء لا يوجد بعد الذوبان إلا على هيئة أيونات، ولا يمكن أن توجد منه جزيئات ذائبة متفككة ولذلك لا توجد هناك أملاح ضعيفة، ومن الأمثلة المختلفة على الأملاح ما يلي: بروميد الصوديوم nabr، كلوريد الأمونيوم nh4cl، خلات الصوديوم ch3coona، كلوريد الكالسيوم cacl2، خلات الأمونيوم ch3coonh4 وغيرها.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة1

أولاً: نظريات الأحماض والقواعد:
لافوازيه (1777 م): اقترح أن الأحماض تحتوي أكسجين.

ديفي (1816 م): اكتشف أن حمض الهيدروكلوريك (hcl) لا يحتوي على الأكسجين، فهذا يعني قصور نظرية لافوازيه. واقترح ديفي أن الأحماض تحتوي على هيدروجين.

ليبج (1838م): عرف الحمض بأنه المركب الكيميائي الذي يحتوي على الهيدروجين الذي يمكن أن يحل محله عنصر فلزي.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة2

1 ـ نظرية أرهينيوس:

عند إذابة غاز كلوريد الهيدروجين (hcl) في الماء، تتحرر أيونات الهيدروجين (كاتيونات +h) وأيونات الكلوريد (أنيونات -cl) كما في المعادلة:

hcl(g)
h+(aq) + cl-(aq)

(المحلول الناتج يسمى حمض الهيدروكلوريك).
عند إذابة هيدروكسيد الصوديوم الصلب في الماء، تتحرر كاتيونات (+na) وأنيونات (-oh) كما في المعادلة:

naoh(s)
na+(aq) + oh-(aq)

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة3

الحمض: هو المادة التي تعطي كاتيونات هيدروجين عند إذابته في الماء.
القاعدة: هي المادة التي تعطي أنيونات الهيدروكسيد عند إذابتها في الماء.

ومن أمثلة الأحماض تبعاً لنظرية أرهينيوس أحماض: الهيدروكلوريك والكبريتيك، والنيتريك، والأسيتيك (حمض الخل)، وحمض السيتريك (حمض الموالح)، ومن أمثلة قواعد أرهينيوس: هيدروكسيد الصوديوم، وهيدروكسيد البوتاسيوم، وهيدروكسيد الكالسيوم (ماء الجير) وهيدروكسيد الأمونيوم.

مزايا النظرية:
1- لقد أسهم تعريف أرهينيوس في تفسير الخواص الحمضية أو القاعدية لكثير من الحموض والقواعد نظراً لبساطتها،ولأن الماء هو الوسط الذي تجري فيه معظم التفاعلات الكيميائية.
2- تتميز هذه النظرية بأن قوة الحمض أو القاعدة تتوقف على مدى تفككها في المحلول المائي، فإذا كان تفكك الحمض أو القاعدة كاملاً كان الحمض أو القاعدة قوياً، وإذا كان التفكك جزئياً كان الحمض أقل قوة.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة4

قصور نظرية أرهينيوس:
1 ـ يقتصر تطبيق النظرية على المحاليل المائية للأحماض والقواعد، ولم تفسر تأينها في المحاليل غير المائية.
2 ـ لم تفسر حمضية بعض المواد التي لا تحتوي على أيونات الهيدروجين كما في:
أ ـ الأكاسيد الحمضية: التي تذوب في الماء وتنتج محلولاً حمضياً مثل ثاني أكسيد الكربون الذي يذوب في الماء ليكِّون حمض الكربونيك الذي يتأين مكوناً أيون الهيدرونيوم الحمضي كما في المعادلتين:
  h2co3 co2 + h2o
h3o+ + hco-3 h2co3 + h2o
ب ـ الأملاح ذات التأثير الحمضي: التي تذوب في الماء وتنتج محلولاً حمضياً يحتوي على كاتيونات الهيدرونيوم كما في حالة كلوريد الأمونيوم:
nh+4 + cl- nh4cl 
h3o+ + nh3 nh+4 + h2o

جـ ـ لم تفسر قاعدية بعض المركبات التي لا تحتوي على مجموعة الهيدروكسيد، ولكن عند إذابتها في الماء تنتج محاليل قاعدية مثل الأمونيا.

nh3 + h2o
nh+4 + oh-

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة5

د - تشترط في الحمض أن يعطي عند تفككه في المحاليل المائية البروتون (h+) وهو جسيم صغير جدّاً من الصعب أن يظل سابحاً في المحلول دون أن يتحد أو ينجذب إلى الذرات أو الجزيئات الموجودة في المحلول ومعظمها في حالة المحاليل المائية جزيئات ماء (h2o)، ولقد حاولنا حتى الآن أن نلتزم بإحاطة البروتون بجزيئات الماء ليشكل البروتون المائي h+(aq)، ونكون بذلك قد ساوينا في المعاملة بينه وبين أي ذرة أو جزيء أو حتى أيون عادي مثل الكلوريد cl-(aq)، وهذا غير مقبول تماماً، إذ أنه من الصعب أن نتصور أن جزيئات الماء الكبيرة يمكنها أن تتكدس حول هذا الجسم الصغير( h+(aq)) دون أن تتنافر مع بعضها، أضف إلى ذلك أن التجارب دلت فعلاً على أن البروتون لا يتحرك في المحلول المائي مستقلاً بل يلتصق بجزئ من الماء مكوناً أيون الهيدرونيوم (h3o+(aq)) الذي يحاط بدوره بعدد من جزيئات الماء التي تكسبه ثباتاً، ولهذا يستعمل تركيز أيون الهيدرونيوم بدلاً من البروتون في كتابة المعادلات كما في المثال التالي :

h3o+(aq) + cl-(aq) = hcl + h2o

ويبدو من التفاعل أن البروتون ينتقل من الحمض إلى جزئ المذيب هو الماء ليكون الهيدرونيوم والذي يشبه في شكله أيون الأمونيوم nh+4(aq) مع اختلاف بسيط في مقدار الزاوية بين الروابط الكيميائية ويوضح الشكل أيون الهيدرونيوم. وعلى ضوء هذا القصور فقد تم تعديلها حيث أصبح تعريف الحمض والقاعدة حديثاً على النحو التالي :

الحمض : هو المادة التي تزيد أيونات الهيدرونيومh3o+(aq) في المحاليل المائية.
القاعدة : هي المادة التي تزيد من أيونات الهيدروكسيد oh -(aq) في المحاليل المائية، أو التي تتفاعل مع
الحمض (أيون الهيدرونيوم) وتفقده خواصه.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة6

2 ـ نظرية برونشتد ـ لوري:
      الحمض: هو المادة (مركب أو أيون) التي لها القدرة على منح بروتون أو أكثر.     

مثل hcl و hno3 و +h3o و +nh4

    القاعدة: هي المادة (مركب أو أيون) التي لها القابلية على استقبال بروتون أو أكثر.   

مثل nh3 و -oh و naoh

وقد فسرت نظرية برونشتد ـ لوري سلوك المذيب كحمض أو قاعدة حسب المادة المذابة فيه، كما في المثالين التاليين:

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة7

1 ـ ذوبان غاز كلوريد الهيدروجين في الماء يكون التفاعل كالتالي:
hcl(g) + h2o(l) -> h3o+(aq) + cl-(aq)

في هذا التفاعل يعتبر جزيء كلوريد الهيدروجين حمضاً، لأنه منح جزيء الماء بروتوناً وجزيء الماء قاعدة لأنه استقبل البروتون، فنتج أيون هيدرونيوم (+h3o) وأيون كلوريد.
وناتج ذوبان الغاز في الماء يسمى المحلول المائي لحمض الهيدروكلوريك، ويعد حمضاً قوياً.
أما عند إذابة غاز كلوريد الهيدروجين في مذيبات أخرى غير الماء، ينتج حمضاً ضعيفاً لأن تأينه غير تام أي يوجد جزيئات غير متأينة من الحمض بجانب الأيونات كما في المعادلة :

h + + cl - hcl

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة8

2 ـ ذوبان غاز الأمونيا في الماء يحدث تفاعلاً كالتالي:
nh3(g) + h2o(l) = nh+4(aq) + oh-(aq)

ويفسر هذا التفاعل تبعاً لنظرية برونشتد ـ لوري بأن الماء يمنح بروتوناً للأمونيا، ولذلك يعتبر الماء حمضاً والأمونيا قاعدة، والمحلول الناتج يسمى هيدروكسيد الأمونيوم وهي قاعدة ضعيفة.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة9

ويلاحظ عند تفاعل حمض مع قاعدة حسب نظرية برونشتد ـ لوري أن الحمض بعد منح البروتون يصبح قاعدة يطلق عليها القاعدة المرافقة للحمض، وبالمقابل فإن القاعدة بعد استقبال البروتون تصبح حمضاً يطلق عليه الحمض المرافق للقاعدة، ويتضح ذلك في المثالين التاليين:

والشكل التالي يوضح الأزواج المترافقة بوجه عام:

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة10

وهكذا, فإن أي تفاعل يشتمل على انتقال بروتون من حمض إلى قاعدة يتألف من زوجين مرافقين من حمض وقاعدة. ويبين الجدول التالي تفاعل عدد من الحموض أو القواعد مع الماء, املأ الفراغات فيه:
الاسم
hcl(aq) + h2o(l) h3o+(aq) + cl-(aq)
الهيدروكلوريك
hno3(aq) + h2o(l)
+ no-3(aq)
النتريك
hco-3(aq) + h2o(l) h3o+(aq) +
أيون الكربونات الهيدروجينية
hcn(aq) + h2o(l) h3o+(aq) +
الهيدروسيانيك
h2s(aq) + h2o(l)
+ hs-(aq)
كبريتيد الهيدروجين
h2o(l) + nh3(g) nh+4(aq) +
الأمونيا
h2o(l) + co2-3(aq) hco-3(aq) +
أيون الكربونات
h2o(l) + ch3coo-(aq)
+ oh-(aq)
أيون الإيثانوات


كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة11

مثال (1):
حدد القاعدة المرافقة لكل من :
h3po4 , hno3 , h2o , hno2 , nh4+

الحل:
نحصل على القاعدة المرافقة بنزع h + واحد من الجزيء المعطى، فتتكون القواعد المرافقة للأحماض وهي على التوالي :

h2po4- , no3- , oh - , no2- , nh3

مثال (2):
حدد الحمض المرافق لكل من قواعد برونشتد الآتية :

ch3coo- , so42- , oh - , nh3

الحل:
نحصل على الحمض المرافق بإضافة بروتون (h +) إلى القاعدة المعطاة، فنحصل على الأحماض المرافقة للقواعد وهي :

ch3cooh , hso4- , h 2o , nh4+

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة12


لقد امتد مفهوم الحمض والقاعدة عند برونشتد - لوري فشمل تفاعلات كثيرة لا يدخل فيها الماء بالإضافة إلى
المحاليل المائية بعد أن كان مفهوم الحمض والقاعدة مرتبطاً بالمحاليل المائية فقط عند أرهينيوس كما في التفاعل التالي :

 nh4+ + f - nh3 + hf

كذلك عندما يتفاعل جزيئان من الماء فينتج أيون الهيدرونيوم الموجب (حمض مرافق) وأيون الهيدروكسيل
السالب (قاعدة مرفقة).

h3o+ + oh - h2o + h2o

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة13

مزايا النظرية:
1- إن مفهوم لاوري برونشتد أكثر شمولاً من مفهوم أرهينيوس لأنه لا يقيدنا في المحاليل المائية، ففي التفاعل الآتي من الواضح أنه تفاعل حمض وقاعدة حسب نظرية لاوري برونشتد حيث كلوريد الهيدروجين هو الحمض (الفاقد للبروتون) والنشادر nh3 هو القاعدة (المتقبل للبروتون) :
nh4+ + cl - = hcl + nh3
قاعدة مرافقة   حمض مقترن          قاعدة     حمض

2- أنها تبين أن قوة الحمض لا تعتمد على قابلية الحمض منح البروتون أو فقده فحسب (كما في النظرية الأيونية)، بل وعلى قابلية القاعدة (أو المذيب) لتقبل هذا البروتون.
فقابلية كلوريد الهيدروجين مثلاً لفقد البروتون عالية، ولذلك فهو حمض قوي في الماء (حيث القابلية لتقبل البروتون عالية)، كما أنه حمض قوي في النشادر (حيث قابلية النشادر هنا لتقبل البروتون عالية) كما في المعادلة السابقة. أما حمض الخل فهو حمض ضعيف في الماء (حيث قابلية الماء هنا لتقبل البروتون معتدلة)، ولكنه حمض قوي في النشادر (حيث القابلية لتقبل البروتون عالية).

h3o+(aq) + ch3coo-(aq) = ch3cooh(l) + h2o(l)
nh4+(aq) + ch3coo-(aq) = ch3cooh(aq) + nh3(aq)

وهذه النظرية هي النظرية الشائعة الإستعمال في دراسة الحموض والقواعد في المحاليل المائية.
القصور في نظرية برونشتد ـ لوري:
لم تفسر السلوك الحمضي أو القاعدي لبعض المواد، فمثلاً لم تفسر حمضية ثاني أكسيد الكربون (ليس له القدرة علي منح بروتون)، وعلى الرغم من ذلك فإن سلوكه حمضي عند إذابته في الماء كما في المعادلة:

co2 + h2o
h2co3
 حمض كربونيك

لذلك استمر العلماء في البحث عن نظرية جديدة أكثر شمولاً.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة14

3 ـ نظرية لويس:

الحمض: بأنه المادة التي لها القدرة على استقبال زوج أو أكثر من الإلكترونات.
القاعدة: بأنها المادة التي لها القدرة على منح زوج أو أكثر من الإلكترونات.

وتعتبر تفاعلات أحماض وقواعد لويس تفاعلات إضافة بتكوين رابطة كيميائية بين الذرة المانحة والذرة المستقبلة، كما في المعادلة التالية:

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة15

ذكرنا أن نظريتي أرهينيوس وبرونشتيد ـ لوري لم توضحا حمضية ثاني أكسيد الكربون.
بينما نظرية لويس تفسر ذلك عن طريق إعطاء زوج من الإلكترونات من ذرة الأكسجين في جزيء h2o إلى ذرة الكربون في جزيء co2 ثم تحدث إزالة لزوج إلكترونات (c=o) ثم انتقال البروتون إلى ذرة الأكسجين التي تحمل الشحنة السالبة لتكوين حمض الكربونيك h2co3


كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة16

وتبعاً لتعريف لويس فإن حمض لويس يمكن أن يكون

جزيئاً متعادلاً أيونا موجباً
أ- يحتوي على ذرة لم تصل إلى حالة الاستقرار الثمانية مثل: ثالث فلوريد البورون bf3، كلوريد الأمونيوم alcl3 حيث تستطيع كل ذرة من البورون والألومنيوم استقبال زوج من الإلكترونات. أ- الأيونات الموجبة التي ليس لها تركيب إلكتروني يشبه الغازات الخاملة ويشمل هذا النوع معظم كاتيونات العناصر الانتقالية مثل : al3+ , zn2+ , cu2+ , ag+ حيث تستطيع هذه الأيونات الموجبة استقبال أكثر من زوج من الإلكترونات.
ب- جزيئات بها رابطة تساهمية مزدوجة أو أكثر بين ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربائية، مثل ثاني أكسيد الكربون co2 ،وثالث أكسيد الكبريت so3 ب- جميع الكاتيونات التي تحمل شحنة كهربائية ثلاثية (al+3 ) أو أكثر.
ج- جزيئات تحتوي على ذرة مركزية بها تحت مستوى (d) متاح يمكن أن يتسع لمزيد من الإلكترونات. مثال كلوريد القصدير ( sncl4(vi، ورابع فلوريد السليكون sif4 ففي ذرة القصدير sn يوجد تحت المستوى 5d متاح، أما في ذرة السليكون فهناك تحت المستوى 3d متاح، ويستطيع تحت المستوى هذا من اكتساب خمسة أزواج من الإلكترونات حتى يمتليء. ج- تزداد قوة حمض لويس كلما زادت كثافة الشحنة على الكاتيون وذلك لزيادة قدرته على استقبال أزواج الإلكترونات. وبناءً عليه تعتبر الكاتيونات (+li و be+2 و mg+2) أحماض لويس لكبر كثافة الشحنة على هذه الكاتيونات.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة17

أما قاعدة لويس فيمكن أن تكون:

جزيئاً متعادلاً أيونا سالباً
أ- الجزيئات التي تحتوي على ذرة بها زوج أو أكثر من الإلكترونات غير المشتركة مثل الأمونيا (nh3) والماء (h2o) والإيثانول (ch3ch2oh) والإيثر
(ch3_o_ch3) حيث تستطيع كل من ذرة النيتروجين والأكسجين منح زوج الإلكترونات لمادة أخرى.
أ- تعتبر جميع الأيونات السالبة قواعد لويس، وكلما زادت الشحنة السالبة على الأيون زادت قدرته على إعطاء زوج من الإلكترونات ، ويتفاعل بقوة أكبر مع أحماض لويس.
مثال: so42-, o2-, oh-, cn-, nh-2, .... إلخ.
ب- المركبات العضوية التي تحتوي على رابطة مزدوجة بين ذرتي كربون قواعد لويس: مثال غاز الإيثين ch2=ch2 ، و البنزين c6h6  

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة18

تدريب :
حدد حمض وقاعدة لويس في كل من التفاعلات الآتية :

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة19

ويمكن المقارنة بين النظريات الثلاث في الجدول التالي:
النظرية تعريف الحمض تعريف القاعدة
أرهينيوس مادة تذوب في الماء وتعطي أيون الهيدروجين (بروتون) مادة تذوب في الماء وتتفكك معطية أيون هيدروكسيد
برونشتد-لوري مادة تمنح بروتون أو أكثر مادة تستقبل بروتون أو أكثر
لويس مادة تستقبل زوج أو أكثر من الإلكترونات مادة تمنح زوج أو أكثر من الإلكترونات

كيمياء - تصنيف الأحماض

كيمياء - تصنيف الأحماض - صفحة1

ثانياً: تصنيف الأحماض:
معظم الأحماض - في الحالة النقية- سوائل أو غازات في درجات الحرارة العادية. فمثلاً كلوريد الهيدروجين، وبروميد الهيدروجين وكبريتيد الهيدروجين غازات، في حين حمض الكبريتيك، والأورثو فوسفوريك سوائل. وهناك عدد من الأحماض الصلبة مثل البنزويك والستريك.
وتنقسم الأحماض حسب طبيعتها إلى قسمين:
أ ـ الأحماض العضوية.
ب ـ الأحماض المعدنية (غير العضوية).

كيمياء - تصنيف الأحماض - صفحة2

الأحماض العضوية:
يتكون جزيء هذه الأحماض من عناصر الهيدروجين والكربون والأكسجين، ويمكن تقسيم هذه الأحماض حسب عدد مجموعات الكربوكسيل في الصيغة الكيميائية إلى الأقسام التالية:

النوع تعريف الأمثلة
 أحادية الكربوكسيل  الأحماض التي تحتوي في صيغتها الكيميائية على  مجموعة كربوكسيل واحدة. وعندما تذوب في الماء  تعطي بروتوناً واحداً.
حمض الفورميك
h-cooh


حمض البنزويك
c6h5cooh


حمض الأسيتيك
ch3cooh  ثنائية الكربوكسيل   الأحماض التي تحتوي في صيغتها الكيميائية على  مجموعتي كربوكسيل. وعندما تذوب في الماء فإنها  تتأين على مرحلتين متتاليتين معطية في كل مرحلة  بروتوناً واحداً.
حمض الأكساليك
c2h2o4


حمض الترتريك
c4h6o6


حمض الفيثاليك
c8h6o4  عديدة الكربوكسيل  الأحماض التي تحتوي في صيغتها الكيميائية على ثلاث  مجموعات كربوكسيل أو أكثر. وعندما تذوب في الماء  فإنها تتأين على مراحل متتالية معطية في كل مرحلة  بروتوناً واحداً.
حمض الستريك
c6h8o7

كيمياء - تصنيف الأحماض - صفحة3

ب ـالأحماض المعدنية (غير العضوية):
وتقسم هذه الأحماض بدورها حسب عدد أيونات الهيدروجين التي تعطيها الصيغة الكيميائية للحمض في أي مذيب مناسب كالماء مثلاً إلى:

النوع تعريف الأمثلة
 أحادية
البروتون
 الأحماض التي تعطي بروتوناً واحداً عند تأينها في الماء  ويرمز لها بالرمز (ha) وهي تتأين على مرحلة واحدة. حمض الهيدروكلوريك hcl
حمض الهيدروسيانيك hcn
حمض البيركلوريك hclo4
ثنائية
البروتون
 الأحماض التي تعطي بروتونين عند تأينها في الماء  ويرمز لها بالصيغة العامة (h2a) وهي تتأين على  مرحلتين متتاليتين. حمض الكبريتيك h2so4
حمض الكبريتوز h2so3
حمض السلينيك h2seo4
عديدة
البروتون
 الأحماض التي تعطي ثلاث بروتونات أو أكثر عند تأينها في الماء  ويرمز لها بالصيغة العامة (hna) حيث 3
n
 وهي تتأين على عدة مراحل متتالية وذلك حسب قيمة n
حمض الأورثوفوسفوريك h3po4
حمض الزرنخيك      h3aso4
حمض البيروفوسفوريك h4p2o7

كيمياء - تصنيف الأحماض - صفحة4

معادلات تأين الأحماض المعدنية في الماء

1 ـ الأحماض أحادية البروتون:

h3o+ + cl- hcl + h2o
h3o+ + ch3coo- *ch3cooh + h2o

المول الواحد من الحمض يُنتج مولاً واحداً من كاتيونات الهيدرونيوم.
2 _ الأحماض ثنائية البروتون المول منها يتأين في الماء ويُنتج مولين من كاتيونات الهيدرونيوم:

h2so4 + 2h2o
2h3o+ + so2-4

ملاحظة: قد يسلك هذا النوع من الأحماض سلوك الأحماض أحادية البروتون كما في المعادلة التالية:

h2so4 + h2o
h3o+ + hso-4

3 ـ أما حمض الفوسفوريك فهو مثال لأحماض ثلاثية البروتون، لاحظ المعادلة:

h3po4 + 3h2o
3h3o+ + po3-4

- قد تسلك الأحماض ثلاثية البروتون سلوك الأحماض أحادية أو ثنائية البروتون كما هو موضح:

(1)        h3o+ + h2po-4 h3po4 + h2o
(2)        2h3o+ + hpo2-4 h3po4 + 2h2o

كيمياء - تلخيص المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات)

كيمياء - تلخيص المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة1

كيمياء - تلخيص المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة2

1- يمكن المقارنة بين النظريات الثلاث لتعريف الأحماض والقواعد في الجدول التالي:
النظرية تعريف الحمض تعريف القاعدة
أرهينوس مادة تذوب في الماء وتعطي أيون الهيدروجين (بروتون) مادة تذوب في الماء وتتفكك معطية أيون هيدروكسيد
برونشتد-لوري مادة تمنح بروتون أو أكثر مادة تستقبل بروتون أو أكثر
لويس مادة تستقبل زوج أو أكثر من الإلكترونات مادة تمنح زوج أو أكثر من الإلكترونات

كيمياء - تلخيص المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة3

5- الخواص العامة للأحماض والقواعد:
أ- معظم الأحماض تذوب في الماء وتكوَّن محاليل مخففة، ولها طعم حامض.
ب- بعض الأحماض خصوصاً المركزة مثل حمض الكبريتيك تأثيرها متلف وحارق لجلد الإنسان والملابس.
جـ تؤثر محاليل الأحماض والقواعد على بعض الصبغات فتغير من ألوانها، فمثلاً تؤثر الأحماض في صبغة
    تباع الشمس فتغير لونه إلى اللون الأحمر وكذلك تؤثر القواعد في صبغة تباع الشمس فتغير لونه إلى
    الأزرق.
د ـ تتفاعل الأحماض المخففة مع الفلزات التي تسبق الهيدروجين في السلسلة الكهروكيميائية وينتج ملح
    الحمض ويتصاعد غاز الهيدروجين.
هـ تتفاعل الأحماض مع القواعد وينتج ملح الحمض والماء غالباً.
و- تتفاعل الأحماض مع أملاح الكربونات والكربونات الهيدروجينية وينتج ملح الحمض وماء وغاز ثاني
    أكسيد الكربون
ز- تتفاعل محاليل القواعد القلوية مع أملاح الأمونيوم وينتج ملح وماء وغاز الأمونيا ذو الرائحة المميزة،
    وهذا يستخدم للكشف عن أملاح الأمونيوم.
حـ - تتفاعل بعض القواعد مع الأملاح وينتج هيدروكسيد الفلز وملح.
ط - تتميز هيدروكسيدات بعض الفلزات بصفة التردد حيث يمكنها التفاعل مع الأحماض كقواعد ومع
    القواعد كأحماض منتجة ملحاً وماء. مثل هيدروكسيد الخارصين وهيدروكسيد الألومنيوم.

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات)

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة1

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
إذا غمست ورقة من كاشف تباع الشمس في محلول حمضي فإن لونها يتحول إلى اللون:

الأحمر
الأصفر
الأخضر
الأزرق

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة2

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
إذا غمست ورقة من كاشف تباع الشمس في محلول قاعدي فإن لونها يتحول إلى اللون:

الأحمر
الأصفر
الأخضر
الأزرق

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة3

اختر المناسب مما يلي:
النظرية تعريف الحمض تعريف القاعدة

مادة تمنح بروتون أو أكثر مادة تستقبل بروتون أو أكثر

مادة تستقبل زوج أو أكثر
من الإلكترونات
مادة تمنح زوج أو أكثر
من الإلكترونات

مادة تذوب في الماء وتعطي
أيون الهيدروجين (بروتون)
مادة تذوب في الماء وتتفكك
معطية أيون هيدروكسيد

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة4

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة5

ضع صح أمام العبارة الصحيحة وخطأ أمام العبارة غير الصحيحة لكل مما يلي:
القاعدة المرافقة لحمض النيتروز هي NO-3.
يمكن أن يسلك الماء كحمض أو قاعدة برونشتد أثناء التفاعل الكيميائي في المحاليل المائية.
يعد الماء من قواعد لويس.

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة6

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
احد المواد التالية يعتبر حسب مفهوم لويس من الأحماض:

NH3
CN-

H2O
AlCl3

كيمياء - تمارين المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - صفحة7

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
احد الأنواع التالية يسلك كحمض لويس:

O-2
OH-

Ca2+
NH3

إختبار المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات)

إختبار المحاليل الموصلة للكهرباء (الإليكتروليتات) - الإختبار

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
 المادة التي لها القدرة على منح بروتون إلى مادة أخرى هي:

 


حمض لويس

قاعدة برونشتد - لوري

قاعدة لويس

حمض برونشتد - لوري

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  أي مما يأتي لا يعد من قواعد لويس؟

 


nh4+

bf3

h2o

cn-

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  المادة التي لها القدرة على استقبال بروتون من مادة أخرى هي تعريف لـ:

 


حمض لويس

حمض برونشتد - لوري

قاعدة لويس

قاعدة برونشتد - لوري

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
تفاعل كلوريد الهيدروجين مع الماء هو:


HCl + H2O = Cl2 + H3O+
HCl + H2O = ClO- + H3O+
HCl + H2O = Cl- + H3O+

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
استعمل تعريف لاوري وبرونشتد لتميز أي من المواد المتفاعلة هي حمض أو قاعدة.

KOH + HBr --> KBr + H2O

{حمض}=KOH   ;    {قاعدة}=HBr

{قاعدة}=KOH   ;    {حمض}=HBr

{حمض}=KOH   ;    {حمض}=HBr

حسابات متعلقة بالحموض والقواعد

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة1

حسابات متعلقة بالحموض والقواعد

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة2

تمهيد:
لدراسة الحسابات المتعلقة بمحاليل الأحماض والقواعد لا بد من التعرف على أهميّتها في حياتنا. تلعب الأحماض والقواعد دوراً مهماً في حياتنا فتوجد داخل أجسامنا بعض الأنزيمات الهاضمة التي تعمل على تسريع الهضم، فبعضها تعمل في وسط حمضي والأخرى لا تعمل إلاّ في وسط قاعدي .
ـ أنزيم أمبليز اللعاب الذي يفرز مع اللعاب في الفم يقوم بوظيفة هضم الكربوهيدرات في الوسط القاعدي.
ـ أنزيم البيبسين الذي يفرز في المعدة يقوم بهضم البروتينات في الوسط الحمضي.
ـ أما في مجال الطب فتدخل الأحماض والقواعد في تركيب بعض الأدوية مثل الأسبرين.
ـ وفي مجال الصناعة يستخدم حمض الكبريت في بطاريات السيارات لتوليد الطاقة الكهربائية.
ـ إن كثير من التفاعالات لا يتم إلاّ عند درجة معينة من الحموضة كما أن كثيراً من المواد تكون ثابتة التركيب في المحاليل المائية في درجات معينة من حموضة هذه المحاليل بينما تتحلل وتفسد إذا تغيرت درجة حموضة المحلول. لذا من الضروري أن نتمكن من قياس حموضة المحاليل المختلفة وحسابها.

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة3

قياس درجة حموضة المحاليل
تقاس درجة حموضة المحلول ما بقياس تركيز أيون الهيدرونيوم h3o+ فيه. وتتناسب قوة الحمض طردياً مع مقدار ما ينتج عنه في المحلول المائي, ولكن قبل أن نبدأ في دراسة طرق حساب تركيز أيون الهيدرونيوم في المحاليل المختلفة يجب أن نعرف أن الماء النقي له قدرة ضئيلة على توصيل التيار الكهربائي, أي أن الماء يتأين بدرجة ضئيلة كما في المعادلة التالية:
h2o(1) + h2o(1) h3o+(aq) + oh-(aq)
(4-1)

وعندما يحدث اتزان ي المحاليل المائية بين جزيئات الماء غير المتفككة من جهة وبين أيونات الهيدروكسيد والهيدرونيوم من جهة اخرى كما في المعادلة (4-1) فإن ثابت تفكك الماء يصبح

14-10 x 1 = [oh-] x [h3o+] = kw
وعند درجة 25° م. ويسمى أحياناً الحاصل الأيوني للماء, وبما أن الماء متعادل حسب النظرية الأيونية إذ يعطي كميتين متكافئتين من أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد معادلة تأنية (4-1) فإن:
[oh-] = [h3o+]
ملحوظة:
kw: هو ثابت تأين الماء النقي والحرف w اختصار لكلمة water.

وبالتعويض نجد أن:

14-10 x 1 = [h3o+] x [h3o+]
14-10 x 1 = 2 [h3o+]

وبأخذ الجذر التربيعي للطرفين نجد أن:

مولار 7-10 x 1 = [h3o+]

ومعنى هذا انه في أية عملية لإيجاد تركيز أيونات الهيدرونيوم يتم إيجاد تركيز أيوانت الهيدروكسيد تلقائياً من معرفة قيمة ثابتى تفكك الماء, وأنه في المحلول المتعادل عند درجة 25° م يكون:

مولار 7-10 x 1 = [oh-] = [h3o+]

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة4

مدرج الحموضة بدلالة [h3o+]
كلما زاد تركيز الهيدرونيوم مقارنة بتركيز الهيدروكسيد في المحاليل المائية زادت درجة حموضة المحلول وبناءً على ذلك فيمكن رسم مدرج الحموضة على النحول التالي:
شكل (4-3) مدرج الحموضة بدلالة [h3o+]

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة5

الأس (الرقم) الهيدروجيني ph والأس الهيدروكسيدي poh:
ونظراً لأن تركيز أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد في المحاليل المائية قليل نسبياً ويعبر عنه بأرقام صغيرة فقد اقترح العالم السويدي سورنسن عام 1327هـ (1909م) مقياساً أسهل يعبر بموجبه عن تركيز أيونات الهيدرونيوم بأرقام بسيطة ويطلق على هذا المقياس اسم الأس الهيدروجيني ph أو الرقم الهيدروجيني وهو عيارة عن اللوغاريتم السالب لتركيز أيون الهيدرونيوم للأساس عشرة ويعبر عنه رياضياً كالآتي:
[h3o+] لو - = ph

وبهذة الطريقة يمكن التعبير عن درجة حموضة المحاليل بأرقام موجبة من الصفر إلى 14
فمثلاً في المحلول المتعادل تكون قيمة الأس الهيدروجيني ph = - لو 7 = 7-10 x 1
كما يمكن التعبير عن تركيز أيون الهيدروكسيد بما يسمى بالأس أو الرقم الهيدروكسيدي poh كالأتي:

[oh-] لو - = poh

حيث تكون قيمة الأس الهيدروكسيدي في المحلول المتعادل poh = - لو 7 = 7-10 x 1

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة6

الحسابات المتعلقة بالحموض والقواعد

1- حسابات متعلقة بمحاليل الحموض القوية
تعتبر الحموض التي تتفكك كلياً في المحلول المائي موصلات قوية وتسمى حموضاً قوية فمثلاُ يعتبر حمض الكلور hcl موصول قوي وهو من الحموض القوية كذلك حمض النيتروجين hno3.
حساب تركيز أيون الهيدروجين للحموض القوية:
إذا أخذنا حمضاً ha وكتبنا تفاعل التفكك له كما يلي:

ha + h2o h3o+(aq) + a-(aq)
(4-2)
فإذا كان الحمض قوياً فإن ثابت الاتزان لهذا التفاعل يكون كبيراً جداً لدرجة أن التفاعل يكاد يكون غير عكسي ويسير في إتجاه واحد من اليسار إلى اليمين نحو نواتج التفاعل ويبدو واضحاً من التفاعل (4-2) انه كلما تفاعل مول واحد من الحمض ha مع الماء ينتج عنه مول واحد من h3o+ ومول آخر من a- وبما ان الحمض قوي قإن جميع جزيئات ha تختفي لتنتج عنها ايونات h3o+ وa- أي أن:
[ha] تركيز الحمض الأصلي = [h3o+]


شكل (4-8) محلول حمض (ha) قوي خالي من جزئيات الحمض

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة7

الأهــداف
مساعدة المتعلمين على كسب المعارف الكيميائية التالية:
1 ـ تتصف الأحماض والقواعد بخواص فيزيائية وكيميائية مميزة.
2 ـ الحاصل الأيوني للماء (ثابت التأين kw) = (h+)(oh-) = 10-14 عند درجة 25°س.
3 ـ الماء النقي متعادل كيميائياً وكهربائياً و(h+) = (oh-) = 10-7 مول/لتر.
4 ـ الرقم (الأس) الهيدروجيني هو عبارة عن اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات الهيدروجين ويساوي (7)
      في الماء النقي عند درجة 25°س.
5 ـ الرقم الهيدروجيني (ph) هو مقياس لدرجة الحموضة أو القاعدية للمحلول المائي.
6 ـ الأحماض والقواعد القوية تامة التأين في محلولها المائي.
7 ـ الأحماض والقواعد الضعيفة غير تامة التأين ولها ثوابت تأين منخفضة رمزها ka ، kb على الترتيب.
8 ـ تزداد قوة كل من الحمض والقاعدة كلما زادت قيمة ثابت التأين.

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة8

أولاً: نظرية أرهينيوس وقوة الأحماض والقواعد :
وضع العالم أرهينيوس نظرية لتفسير توصيل محاليل الألكتروليتات للكهرباء تساعد في توضيح قوة الأحماض والقواعد من ضمن فروضها أنه عند إذابة إلكتروليت (ab) في الماء تتفكك جزيئاته بدرجة معينة إلى أيونات موجبة (كاتيونات)، وأيونات سالبة (أيونات) وعملية التفكك (التأين) عكسية، وتوجد حالة إتزان بين الجزيئات المتفككة والأيونات الناتجة عن التفكك، ويمكن التمثيل بالمعادلة التالية :
a + + b - ab

لقد استخدم أرهينيوس محاليل الأحماض والقواعد كمواد الكتروليتية، واختبر قدرتها على توصيل الكهرباء.

تجربة

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة 9

واستنتج أرهينيوس أن الأحماض تختلف في درجة تأينها في الماء , فهناك أحماض تامة التأين تعرف بالأحماض القوية مثل الهيدروكلوريك , والكبريت , والنيتريك , وأحماض تتأين بدرجة قليلة تعرف بالأحماض الضعيفة
ويمثلها معظم الأحماض مثل حمض الأسيتيك (الخل) , وجميع الأحماض العضوية وحمض الفوسفوريك
والكبريتوز وغيرها .
وبالمثل توصل أرهينيوس إلى أن هناك قواعد قوية تتأين تأيناً تاماً في الماء مثل هيدروكسيد الصوديوم ,
وهيدروكسيد البوتاسيوم , وقواعد ضعيفة مثل هيدروكسيد الأمونيوم التي تتأين بدرجة منخفضة .
وقد أظهرت التجارب العملية أن حوالي 1% من جزيئات حمض الأسيتيك الذي تركيزه 0.1 مول /ليتر هي نسبة التأين في الماء , بينما النسبة المئوية لتأين حمض الهيدروفلوريك له نفس التركيز = 3% أما حمض الهيدروكلوريك فهو تام التأين تقريباً .

     

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة10

ثانياً: نظرية برونشتد - لوري وقوة الأحماض والقواعد:
تقاس قوة الحمض حسب تعريف برونشتد - لوري بمقدار ميله لمنح البروتون , أما القاعدة فتقاس قوتها بمقدار ميلها لتقبل البروتون والإحتفاظ به . فما العلاقة بين قوة الحمض وقاعدته المرافقة ؟
ذكرنا أن حمض hcl هو حمض قوي يتفكك كلياً في الماء . وينتج من ذلك القاعدة المرافقة cl- . وفي الوقت نفسه , يسلك كقاعدة لأنه يستقبل البروتون , وينتج من ذلك الحمض المرافق h3o+:


hcl(aq) + h2o(l)
h3o+(aq) + cl-(aq)

ومن الناحية العلمية لاتجد في محلول الحمض جزيئلت hcl. وهذا يعني أنه في حالة الحمض القوي , يكون الحمض والقاعدة في الجانب الأيسر لمعادلة التفاعل [h2o , hcl] أقوى من الحمض المرافق والقاعدة المرافقة في الجانب الأيمن [cl- , h3o+] . وعند مقارنة القاعدتين cl- , h2o يكون الماء هو القاعدة الأقوى , لأنه أكثر ميلاً لاستقبال البروتون , وعند مقارنة الحمضين hcl , و h3o+ يكون hcl هو الحمض الأقوى لأنه أكثر ميلاً لمنح البروتون من h3o+. لهذا وضع السهم (
)
باتجاه واحد ليشير إلى الجهة التي يرجحها التفاعل.

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة11

هل تستطيع الآن أن تتبين العلاقة بين قوة كل من الحمض وقاعدته المرافقة , وكذلك القاعدة وحمضها المرافق ؟
من المناقشة السابقة يتضح أنه كلما كان الحمض أقوى (hcl مثلاً) تكون قاعدته المرافقة (cl-) أضعف , وكلما كانت القاعدة أقوى (h2o مثلاً) يكون حمضها المرافق (h3o+) أضعف:


كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة12

إن حمض الإثانويك ch3cooh مثلاً حمض ضعيف يتأين جزئياً في الماء , ويكون الإتزان منحازاً إلى جهة اليسار ka = 1.8 × 1-5

ch3cooh(aq) + h2o(l)
h3o+(aq) + ch3coo-(aq)

فمزيج التفاعل يحتوي عند الإتزان على الحمضين ch3cooh , h3o+ والقاعدتين ch3coo- , h2o . ولما كان الإتزان منحازاً نحو اليسار فهذا يعني أن h3o+ هو الحمض الأقوى , وأيون الإيثانوات ch3coo- هو القاعدة الأقوى .

هل تستنتج علاقة بين الجهة التي يرجحها الإتزان وقوة كل من الحمض والقاعدة الناتجين ؟ لعلك توصلت إلى أن الإتزان يرجح الجهة التي يوجد فيها الحمض الأضعف:

تميل التفاعلات التي تتضمن انتقال البروتونات إلى تكوين الحمض الأضعف والقاعدة الأضعف بكميات سائدة في المحلول .

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة13

مثال:
اكتب معادلة موزونة تمثل التفاعل الذي يحدث في الوسط المائي بين حمض الإيثانويك وسيانيد الصوديوم . وبيِّن أي الإتجاهين يرجح الإتزان ؟

الحل:
سيانيد الصوديوم nacn مادة تتفكك في الماء إلى أيونات cn- , na+ . وأيون cn- قاعدة حمضها المرافق hcn .وبذلك يتم التفاعل بين الحمض ch3cooh والقاعدة cn- وينتج القاعدة المرافقة للحمض ch3coo- والحمض المرافق للقاعدة hcn كما يأتي :

ولتقرير الإتجاه الذي يرجحه الإتزان , نقارن بين قوة الحمضين (أو القاعدتين) في التفاعل.
يتبين أن hcn حمض أضعف من ch3cooh , ولذلك فإن ch3coo- قاعدة أضعف من cn-.
ولما كان الإتزان يرجح الجهة التي يوجد فيها الحمض والقاعدة الضعيفان فهذا يعني أن الإتزان يتجه نحو اليمين .

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة14

والجدول يوضح القوة النسبية لبعض أزواج الأحماض والقواعد

1- أحماض قوية تتأين بنسبة 100 % تقريباً في المحاليل المائية.
2- أحماض ضعيفة، وعند الإتزان يوجد خليط من جزيئات غير متأينة و (h +) والقاعدة المرافقة.
وكما هو موضح بالجدول يستفاد من نظرية برونشتد - لوري في معرفة أن الأحماض القوية لها
قواعد مرافقة ضعيفة، بينما الأحماض الضعيفة لها قواعد مرافقة قوية، وكذلك الحال بالنسبة للقواعد فيقابل
القاعدة القوية حمض مرافق ضعيف والعكس صحيح.

كيمياء - حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة15

نستنتج من التجربة أن محاليل الإلكتروليتات (محاليل الأحماض والقواعد) تتفاوت في درجة توصيلها للتيار
الكهربائي , فمنها ماهو جيد التوصيل وذلك لتوفر الأيونات بدرجة كبيرة ومنها ما هو قليل التوصيل للتيار
الكهربائي وذلك لقلة عدد الأيونات , ويعتمد عدد الأيونات الناتجة عن الحمض أو القاعدة على درجة التفكك
(التأين) وأن درجة التفكك (التأين) يقصد بها النسبة بين عدد المولات التي تفككت من الألكتروليت إلى عدد المولات الأصلية قبل التفكك .

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة1

ثالثاً: العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية:

1 ـ الأحماض ثنائية العنصر (الأحماض الهيدروجينية):
يمثلها أحماض المجموعة السابعة (viia) من الجدول الدوري (الهالوجينات) وصيغتها الافتراضية (hx) حيث (x) ذرة هالوجين، وهذه الأحماض بالترتيب كالتالي:

(hi - hbr - hcl - hf)

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة2

وُجد أن حجم ذرة الهالوجين هو المحدد لقوة الحمض فكلما كبر حجم هذه الذرة، أصبحت إلكتروناتها (شحنتها السالبة) موزعة على حجم أكبر، وبذلك تقل قوة جذبها للبروتون (+h) مما يؤدي إلى سهولة فصله وبالتالي زيادة قوة الحمض والمعادلة توضح فصل البروتون من الحمض:
hx
h+ + x-

نعلم أن الحجم الذري للعناصر الهالوجينية يزداد بإزدياد العدد الذري للهالوجين، أي ذرة الفلور هي الأصغر حجماً وذرة اليود هي الأكبر. بناء على ذلك تزداد قوة الحمض الهالوجيني في الاتجاه من أعلى إلى أسفل، أي أن حمض الهيدروفلوريك هو أضعف هذه الأحماض وحمض الهيدرويوديك هو أقواها.

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة3

تأمل الجدول التالي , لاحظ قيمة الرابطة لحمض hf , وهذا يقلل من قدرة (+h) على الانفصال وبالعكس في حالة hi .


الحمض قوة الرابطة h-x بالكيلو جول/مول قوة الحمض في الماء
h-f 565 ضعيف
h-cl 427 قوي
h-br 363 قوي
h-i 295 قوي جداً

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة4

2 ـ الأحماض ثلاثية العنصر:
تشتق الأحماض ثلاثية العنصر (الأحماض الأكسجينية) من البنية

( أ )   ( ب )
x ـــــ o ـــــ h

حيث x = ذرة لافلز في الأحماض، وذرة فلز في القواعد الهيدروكسيدية (القلويات).

أ = الرابطة بين (x) والأكسجين.
ب = الرابطة بين الأكسجين والهيدروجين.

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة5

يتوقف نوع المركب وقوته على الذرة (x) التي تسمى الذرة المركزية فعندما تكون (x) ذرة فلزية (ذات سالبية كهربائية منخفضة) يصبح الزوج الإلكتروني في الرابطة ( أ ) عائداً لذرة الأكسجين (الأقرب لها)، ويكون المركب في هذه الحالة هيدروكسيد مثل (+ho- ، na ) أي قاعدي قلوي.

وعندما تكون (x) ذرة لافلزية (سالبية كهربائية مرتفعة) تصبح الرابطة ( أ ) رابطة تساهمية، والذرة (x) في هذه الحالة تقلل الكثافة الإلكترونية حول ذرة الأكسجين التي تسحب بدورها إلكترونات الرابطة ( ب ) تجاهها مما يساعد على انفصال البروتون، لذلك يعتبر المركب حمضاً، كما في حمض الهيدروكلورز
(-h+ocl) وتزداد قوة هذا النوع من الأحماض بزيادة السالبية الكهربائية للذرة المركزية.

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة6

مثال:
لاحظ الصيغ التالية:
hoi ، hobr ، hocl

تعلم أن السالبية الكهربائية cl السالبية الكهربائية br السالبية الكهربائية i، وبالتالي يكون حمض الهيبوكلوروز أقوى من حمض الهيبوبروميك والأضعف هو حمض الهيبويوديك.

hoi hobr hocl

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة7

وهناك عامل آخر يؤثر في قوة الحمض ففي بعض الجزيئات ترتبط الذرة المركزية (x) مع ذرات أكسجين إضافية، كما في الصيغ الافتراضية التالية والأمثلة:

عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بالذرة المركزية (x) وغير مرتبطة بالهيدروجين:
في العمود الأول:  

في العمود الثاني :

في العمود الثالث: 

كيمياء - العلاقة بين قوة الأحماض وبنيتها الجزيئية - صفحة8

نلاحظ من الأمثلة السابقة:
1- وجود ذرة أكسجين أو أكثر.
2- مرتبطة بالذرة المركزية (x).
3- غير مرتبطة بالهيدروجين.
ووجود هذه الذرة من الأكسجين تعمل على سحب الإلكترونات من الذرة المركزية مما يزيد من مقدرتها على سحب الإلكترونات من ذرة الأكسجين المرتبطة بالهيدروجين، وبذلك تصبح إلكترونات الرابطة (h-o) مشدودة بدرجة أكبر وبعيدة عن الهيدروجين مما يسهل انفصال البروتون وزيادة قوة الحمض. وكلما زاد عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بالذرة المركزية وغير المرتبطة بالهيدروجين تزداد قوة الحمض، ولذلك فإن:
  hoclo3 > hoclo2 > hoclo  > hocl 
حمض: البيركلوريك   الكلوريك   الكلوروز   هيبوكلوروز

وحمض الكبريتيك h2so4 أقوى من حمض الكبريتوز h2so3.

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة1

رابعاً: حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية:

عرفت أن قوة الحمض في المحاليل المائية تتوقف على قدرته في إعطاء البروتون وتكوين أيون الهيدرونيوم، ويدل تركيز هذا الأيون على درجة تأين الحمض، وبالطريقة نفسها يدل تركيز أيون الهيدروكسيد على درجة تأين القاعدة. ولقد ثبت بالتجربة العملية أن جزيئات الماء المقطر تتأين بدرجة قليلة جداً إلى أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد.

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة2

1 ـ الحاصل الأيوني للماء: ionic product of water

تفسر المعادلة التالية وجود الأيونات في الماء مما يفسر توصيل الماء النقي للكهرباء ولو بدرجة ضعيفة جداً، حيث يمنح جزيء ماء بروتوناً إلى جزيء آخر في عملية تعرف بالتأين الذاتي:

h2o- + h2o
h3o+ + oh

وبتطبيق قانون فعل الكتلة على حالة الإتزان في المعادلة المبسطة التالية:

h2o-
h+ + oh
 = k [oh+][h-]
[h2o]

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة3

قد وجد من تجارب التوصيل الكهربائي ان تركيز الماء كأنه ثابت، وتبعاً لذلك يمكن التعبير عن ثابت الإتزان على النحو التالي:

(ثابت)
فيصبح الطرف الأيمن من المعادلة حاصل ضرب ثابتين وبناءً عليه يكون مساوياً لمقدار ثابت آخر يرمز له بالرمز (kw) ويسمى ثابت تأين الماء أو الحاصل الأيوني للماء، فتكون المعادلة النهائية كالتالي:

oh-][h+] = kw]

وقد وجد عملياً أن قيمة

kw  =  1 × 10-14

عند درجة (25°س).

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة4

ولما كان الماء النقي متعادلاً كهربائياً فلابد أن يكون تركيز كل من الأيونات الموجبة (+h) مساوياً لتركيز الأيونات السالبة (-oh) أي:

وبالتالي:

[-oh] = 10-7

 
مول/لتر

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة5

وإذا انتقلنا من الماء النقي إلى محاليل الأحماض والقواعد في الماء، نجد أن العلاقة:
[+oh-][h]= 01-41 تبقى ثابتة، بحيث إذا زاد [+h] يقل [-oh] ليظل حاصل ضربهما يساوي 10-14، في محاليل الأحماض يزيد تركيز [+h] ويصبح أكبر من 10-7 (أي 10-6 أو 10-5
10-1)
ويقل تركيز [-oh] ويصبح أقل من 10-7 (أي 10-8 ، 10-9
10-13)
، وبالعكس في حالة محاليل القواعد يقل تركيز [+h] عن 10-7 ويزيد تركيز [-oh] عن 10-7.
وفي جميع الأحوال سواء أكان المحلول حمضياً أم قاعدياً أو متعادلاً يكون حاصل ضرب تركيز
[oh-] × [h+]

  = 01-41 فإذا كان:

1 ـ
10-7
[h+]

يكون المحلول حمضي وقيمة

[-oh] >
10-7

2 ـ

10-7
[h+]

يكون المحلول قاعدي وقيمة

[-oh] >
10-7

3 ـ

[h+]

=

[-oh] =
10-7

يكون المحلول متعادلاً.

والأمثلة التالية توضح ذلك:

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة6

1 ـ حساب [-oh] بمعلومية [+h]
مثال (1):

محلول مائي فيه

= 10-4
[h+]

مول/لتر، ما نوع الوسط (حمضي أم متعادل أم قاعدي)؟ ثم احسب

[-oh]

في المحلول.

الحل

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة7

الحل:

حيث أن

01-7
[h+]

فإن المحلول حمضي.

14-10 =
[oh-] [h+]

[10-4]

14-10 = [oh-]

[-oh] = 10-14 = 10-10 مول/لتر
10-4

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة8

2 ـ حساب [+h] و[-oh] بمعلومية تركيز محلول حمض قوي
مثال (2):

احسب كلاً من

[oh-]

،

[h+]

في محلول حمض الهيدروكلوريك تركيزه 0.1 مول/لتر.

الحل

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة9

الحل:
حمض الهيدروكلوريك يتأين كلياً (حمض قوي) في المحلول تبعاً للمعادلة:
hcl
h+ + cl-

أي أن جميع جزيئات الحمض تتأين إلى كاتيونات هيدروجين (هيدرونيوم) وأنيونات هيدروكسيد، وبالتالي يكون التركيز الأصلي للحمض هو (0.1) مساوياً لتركيز كل من أيون (+h) وأيون (-cl).

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة10

3 ـ حساب [+h] بمعلومية [-oh].
مثال (3):

احسب [+h] في محلول هيدروكسيد صوديوم تركيز أيون الهيدروكسيد فيه
مول/لتر.

الحل

كيمياء - حساب تركيز أيونات الأحماض والقواعد في المحاليل المائية - صفحة11

الحل:

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة1

3 ـ الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون:
الصيغة (ha) تمثل حمضاً أحادي البرتون، فإذا كان الحمض قوياً اعتبر تأينه في الماء كاملاً، ونعبر عنه بالمعادلة العامة:
ha + h2o
h3o+ + a-

وعرفت أمثلة للأحماض القوية منها أحماض الهيدروكلوريك والنيتريك والبيركلوريك، واعتبرنا أن تركيز أيون الهيدرونيوم أو [+h] في المحلول المائي يكون مساوٍ لتركيز الحمض. أما في حالة الأحماض الضعيفة والتي تمثل معظم الأحماض المعروفة فإنها تتأين جزئياً في الماء كما في المعادلة:

ha + h2o
h3o+ + a-

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة2

سوف نأخذ حمض الخل كمثال على الحموض الضعيفة حيث يتفكك في الماء حسب المعادلة التالية:

ch3coo- + h3o+ ch3cooh + h2o(l)

إن ثابت التفكك لهذا التفاعل هو:

= ka [h3o] + [ch3coo- ] = 1,8 × 10-5
[ch3cooh]

من المعادلة الموزونة لتفكك الحمض فإن مقدار ما ينتج من أيونات الخلات ch3coo-
يساوي مقدار ما ينتج من أيونات الهيدرونيوم h3o+ أي أن:

[h3o+ ] = [ch3coo- ]

ومنه فإن قيمة ثابت الاتزان ka تصبح على النحو التالي:

= ka 2[h3o+]
[ch3cooh]

ونظراً لأن الحمض ضعيف فإن ما يتفكك منه مقدار ضئيل يمكن إهماله ومنه فإن:

ca = الأصلي [ch3cooh] = عند الاتزان [ch3cooh]

وبالتعويض في قانون ثابت الاتزان:

= ka 2[h3o+]    
   
2[h3o+] = ka × ca
ca

وبأخذ الجذر التربيعي للطرفين فإن:

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة3

والمعادلة تشير أن التفاعل إنعكاسي وتصل إلى حالة إتزان بين الأيونات الناتجة والجزيئات غير المتأينة.
والشكلين التاليين يوضحان تأين الأحماض القوية والضعيفة في الماء.

ومن أمثلة الأحماض الضعيفة أحماض:
الهيدروفلوريك، والنيتروز، والكبريتوز، والفوسفوريك، وجميع الأحماض العضوية مثل: الأسيتيك، الفورميك.

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة4

ثابت تأين الحمض الضعيف (ka):


= ka [a- ] [h3o+]
[ha]

(باعتبار أن [h2o] ثابت) وللتبسيط تستخدم [+h] بدلاً من [+h3o] وتعتبر قيمة ثابت تأين الحمض (ka) مهمة كيميائياً لأنها:
1 ـ قيمة مميزة لكل حمض.
2 ـ مقياس لقوة الحمض، فكلما زادت القيمة العددية لثابت تأين الحمض زادت قوته والعكس صحيح.

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة5

الجدول يبين ثوابت التأين (ka) لبعض الأحماض:


الحمض الصيغة
الكيميائية
التفاعل ka
حمض الأسيتيك ch3cooh ch3cooh + h2o
ch3coo- + h3o+
1.8 × 10-5
حمض الفورميك hcooh hcooh + h2o
hcoo- + h3o+
4.5 × 10-4
حمض الهيدروفلوريك hf hf + h2o
f- + h3o+
7.2 × 10-4
حمض الهيدروسيانيك hcn hcn + h2o
cn- + h3o+
6.2 × 10-10
حمض النيتروز hno2 hno2 + h2o
no2- + h3o+
4 × 10-4

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة6

4 ـ الإتزان في محاليل القواعد الضعيفة أحادية الهيدروكسيد:
عرفت أن القواعد القوية تتأين في الماء تأيناً يكاد يكون تاماً، ومن أمثلة هذه القواعد:
هيدروكسيد الصوديوم، وهيدروكسيد البوتاسيوم، ويكون تركيز أيون الهيدروكسيد مساوياً لتركيز القاعدة.
أما القواعد الضعيفة فإنها تتأين في الماء تأيناً جزئياً، ومن أمثلتها محلول الأمونيا، ومحلول الهيدروكسيد أمين
(nh2oh).

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة7

فإذا افترضنا الصيغة (b) تمثل قاعدة ضعيفة، فيكون معادلة تأينها في الماء كالتالي:

فيكون kb = [bh+][oh-] (باعتبار أن [h2o] ثابت)
[b]

وقيمة kb تسمى ثابت تأين القاعدة، وكلما زادت قيمة kb زادت قوة القاعدة والعكس صحيح.

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة8

الجدول يبين ثوابت التأين (kb) لبعض القواعد:


القاعدة الصيغة التفاعل kb
الأمونيا nh3 nh3 + h2o
nh4+ + oh-
1.8 × 10-5
هيدروكسيل أمين nh2oh nh2oh + h2o
nh3+oh + oh-
6.6 × 10-9
الأنيلين c6h5nh2 c6h5nh2 + h2o
c6h5nh3+ + oh-
3.8 × 10-10

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة9

من الأمثلة على القواعد الضعيفة النشادر (الأمونيا) nh3 حيث يمكن حساب تركيز أيون الهيدروكسيد [ oh-] لمحلول مائي لقاعدة ضعيفة بالطريقة نفسها التي استخدمت في حساب تركيز أيون الهيدرونيوم لحمض ضعيف فإذا فرضنا أن المطلوب هو حساب تركيز أيون الهيدروكسيد [ oh-] لمحلول مائي من النشادر فإن المعادلة التالية تبين تفكك النشادر في الماء:

nh4+(aq) + oh -(aq) nh3(aq) + h2o

وبذلك فإن ثابت الاتزان لهذا التفاعل هو:

= kb [oh - ] [nh4+] = 1,8 × 10-5
[nh3]

ومن الواضح أن معادلة التفكك للنشادر تبين تكون مول واحد من أيونات +nh4 لكل مول من - oh ومن ذلك نستنتج أن [ nh4+] = [oh -] وبالتعويض في معادلة ثابت الاتزان نجد أن:

= kb 2[oh - ]
[nh3]

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة10

نظراً إلى أن القاعدة ضعيفة أي أن قيمة ثابت تفكك النشادر صغيرة فإن جزئاً بسيطاً جداً من النشادر يتفكك وأن معظم النشادر الموجود في المحلول يبقى على شكل جزيئات غير متفككة ولذلك فإن تركيز النشادر غير المتفكك عند الاتزان يساوي تقريباً التركيز الأصلي للقاعدة cb أي أن:


cb = الأصلي [nh3] = عند الاتزان [nh3]

وبالتعويض في قانون ثابت الاتزان:

2[oh - ] kb =    
   
cb × kb = 2[oh - ]
cb

وبأخذ الجذر التربيعي للطرفين نجد أن:

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة11

5 ـ حساب الرقم الهيدروجيني للأحماض والقواعد الضعيفة:

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة12

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة13

مثال:

احسب قيمة ph لمحلول هيدروكسيد الأمونيوم تركيزه (0.18) مول/لتر، وأن kb = 1.8 × 10-5.

الحل

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة14

الحل:

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة15

كيف تحسب ثابت تأين حمض ضعيف ka عملياً؟

1 ـ نحضر محلول معلوم التركيز من الحمض، وليكن (0.1) مول/لتر.
2 ـ ثم نحسب قيمة ph المحلول باستخدام جهاز قياس ph عند درجة 25°س، ومن ثم [+h].
3 ـ ثم نستخدم العلاقة

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة16

مثال:
محلول حمض بنزويك تركيزه (0.01) مول/لتر و ph له = 3.1 احسب ثابت التأين هذا الحمض؟
الحل

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة17

الحل:

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة18

كيمياء - الإتزان في محاليل الأحماض الضعيفة أحادية البروتون - صفحة19

ملاحظة: تستخدم القوانين السابقة لاستنتاج [ + h] و[ - oh] في حالة المحاليل المائية المخففة جداً لأحماض
        والقواعد الضعيفة.
مقارنة بين الحامض الضعيف والقاعدة الضعيفة في الجدول.
  حامض ضعيف قاعدة ضعيفة
معادلة التأين
ha + h2o
a- + h3o+
b + h2o
bh + + oh -
ثابت التأين
= ka [a - ] [h3o + ]
[ha]
= kb [bh + ] [oh - ]
[b]
دلالة ثابت التأين كلما كان تأين الحمض كثيراً
زاد [ + h3o] و[ - a]،
وصار المحلول أقوى حامضية،
وقيمة (ka) تكون أكبر.
كلما كان تأين القاعدة كثيراً
زاد [ - oh] و[ + bh]،
وصار المحلول أقوى قاعدية،
وقيمة (kb) تكون أكبر.

ويلاحظ إختفاء [h2o] في المعادلتين السابقتين وتفسير ذلك أن كمية الماء [h2o] التي تتحول إلى [+h3o] هي كمية قليلة جداً بحيث يمكن القول أن كمية الماء لم تتغير وبالتالي فإن:

[h2o] = ثابت

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة1

حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح:
إضافة إلى الأحماض والقواعد عُرف نوع آخر من المواد الكيميائية يمتاز بما تمتاز به الأحماض والقواعد من ناحية التفكك إلى أيونات موجبة وَأخرى سالبة متى أذيبت في الماء وتدعى الأملاح، وتنتج عادة عن تفاعل الأحماض والقواعد، وفي بعض الحالات التي يذوب فيها الملح في الماء تتفاعل بعض الأيونات الناتجة من الملح مع الماء لتنتج كميات ضئيلة من أيونات الهيدرونيوم أو أيونات الهيدروكسيد لتكسب المحلول صفة حمضية أو قاعدية وهذا ما يسمى بالتميؤ (hydrolysis).
والملح الذائب في الماء لا يوجد بعد الذوبان إلا على هيئة أيونات ولا يمكن أن توجد منه جزيئات غير متفككة لذلك لا يوجد هناك أملاح ضعيفة.
وفي محاليل هذه الأملاح تعتمد قيمة ph على نوع الملح المذاب فبعض الأملاح تعطي محلولاً مائياً قيمة ph قريبة من 7 (أي أن تأثير المحلول سيكون متعادلاً)، بينما بعضها الآخر يعطي محلولاً مائياً قيمة ph فيه أقل من 7 (حمضي التأثير) أو أكبر من 7 (قاعدي التأثير) وقد وجد أن الصفة القاعدية والحمضية لمحلول الملح تعتمد على نوع الحمض والقاعدة المشتق منهما الملح والجدول التالي يبين قيمة ph الناتجة عن إذابة ملح في الماء:

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة2

نوع الملح مثال على نوع الملح قيمة ph للمحلول المائي للملح
ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة قوية. ملح كلوريد الصوديوم nacl 7
ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية. خلات الصوديوم ch3coona أكبر من 7
ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة ضعيفة. كلوريد الأمونيوم nh4cl أقل من 7
ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة. خلات الأمونيوم ch3coonh4 تعتمد على قوة الحمض والقاعدة المشتق منهما الملح

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة3

النوع الأول: تميؤ ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة قوية:
عند إذابة ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة قوية في الماء فإنه يتفكك إلى أيوناته الموجبة والسالبة ولا يحدث تميؤ لهذا الملح أي لا تتفاعل هذه الأيونات مع الملح فعلى سبيل المثال ملح كلوريد الصوديوم يتفكك في الماء ليعطي أيونات الصوديوم +na وأيونات الكلوريد - cl.

na+(aq) + cl -(aq) nacl(aq)

ولا تتفاعل تلك الأيونات مع الماء لذا يبقى محلول هذا الملح والأملاح الأخرى التابعة لهذا النوع من الأملاح ذات أثر متعادل أي ph = 7

النوع الثاني: تميؤ ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية:
عند إذابة ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية فإنه يتفكك في الماء إلى أيوناته الموجبة والسالبة ويحدث تميؤ للأيون المشتق من الحمض الضعيف منتجاً أيونات الهيدروكسيد التي تكسب المحلول الصفة القاعدية.

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة4

مثال:
ملح خلات الصوديوم ملح ينتج عن تفاعل حمض الخل (حمض ضعيف) وهيدروكسيد الصوديوم (قاعدة قوية) وعند إذابة هذا الملح في الماء فإنه يتفكك إلى أيوناته الموجبة (+na) والسالبة (ch3coo-) حسب المعادلة التالية:

ch3coo-(aq) + na+(aq) ch3coona(s)

ولا يحدث تميؤ للأيون المشتق من قاعدة قوية وهو +na أما بالنسبة للأيون المشتق من حمض ضعيف وهو - ch3coo فإنه يحدث له تميؤ في الماء حسب المعادلة التالية:

ch3cooh(aq) + oh -(aq) ch3coo-(aq) + h2o(l)

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة5

حيث تتفاعل أيونات الخلات مع الماء مولدة أيونات الهيدروكسيد لذا يصبح المحلول قاعدي ويمكن معاملة هذا التفاعل كمياً كما نعامل محلول قاعدة ضعيفة ويكون ثابت الاتزان له كما يلي:

ملحوظة:
(1) kh هي ثابت التميؤ للملح حيث h
     اختصار كلمة (تميؤ hydrolysis).
(2) cs تعني التركيز الأصلي لمحلول الملح
     حيث: s اختصار كلمة salt (ملح).
= kh [oh - ] [ch3cooh]
[ch3coo-]

حيث يسمى kh ثابت التميؤ h اختصار كلمة تميؤ
(hydrolysis)
وبطريقة رياضية يمكن استنتاج أن:

كما وجد أن ثابت التميؤ للملح المشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية يساوي حاصل قسمة ثابت تفكك الماء على ثابت تفكك الحمض الضعيف أي أن:

= kh kw
ka

ويمكن إثبات ذلك كما يلي:
من المعلوم أن ثابت تفكك حمض الخل ka هو:

= ka [h3o] + [ch3coo- ]
[ch3cooh]

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة6

وثابت تفكك الماء النقي هو:

[oh - ] [h3o+] = kw

وبقسمة ثابت تفكك الماء النقي على ثابت تفكك حمض الخل:

kw = [oh - ] × [ch3cooh] × [h3o+] kh =
ka [h3o+] × [ch3coo-]
kw = [ch3cooh] × [oh - ] kh =
ka [ch3coo-]
إذاً      kw = kh
ka

أي أنه في حالة حمض الخل عند درجة حرارة 25°م.

= kh kw = 1 × 10-14 = 5,6 × 10-10
ka 1,8 × 10-5

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة7

النوع الثالث: تميؤ ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة ضعيفة:
عند إذابة ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة ضعيفة فإنه يتفكك في الماء إلى أيوناته الموجبة والسالبة ويحدث تميؤ للأيون المشتق من القاعدة الضعيفة منتجاً أيونات الهيدرونيوم التي تكسب المحلول الصفة الحامضية.

النوع الرابع: تميؤ ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة:
عند إذابة ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة فإنه يتفكك في الماء إلى أيوناته الموجبة والسالبة ويمكن لهذه الأيونات أن يحدث لها تميؤ في الماء لأن كلاً منهما مشتق من أصل ضعيف حيث تتفاعل الأيونات الموجبة مع الماء مولدة أيون الهيدرونيوم وفي نفس الوقت تتفاعل الأيونات السالبة مع الماء مولدة أيونات الهيدروكسيد لذا يمكن أن تكون محاليل هذا النوع من الأملاح حمضية أو متعادلة أو قاعدية وهذا يتوقف على قوة الحمض الضعيف والقاعدة الضعيفة اللذين اشتق منهما الملح.

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة8

مثال:
ملح كلوريد الأمونيوم ينتج عن تفاعل حمض الكلور (حمض قوي) والنشادر (قاعدة ضعيفة) وعند إذابة هذا الملح فإنه يتفكك إلى أيوناته الموجبة (+nh4) والسالبة ( - cl) حسب المعادلة التالية:

nh4+ + cl - nh4cl

ولا يحدث تميؤ للأيون - cl أما بالنسبة للأيون nh4+ فإنه يحدث له تميؤ في الماء حسب المعادلة التالية:

nh3 + h3o+ nh4+ + h2o

حيث تتفاعل أيونات الأمونيوم مع الماء مولدة أيونات الهيدرونيوم لذا يصبح المحلول حمضي ويمكن معاملة هذا التفاعل كمياً كما نعامل محلول حمض ضعيف ويكون ثابت الاتزان له كما يلي:

= kh [nh3] [h3o+]
[nh4+]

حيث يسمى kh ثابت التميؤ
كذلك نجد أن

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفخة9

مثال:
تفاعل حمض الخل (حمض ضعيف) مع النشادر (قاعدة ضعيفة) ينتج ملح خلات الأمونيوم ch3coonh4 وعند إذابة هذا الملح في الماء فإنه يتفكك إلى أيوناته الموجبة (+nh4) والسالبة (-ch3coo) ويمكن لهذه الأيونات أن يحدث لها تميؤ في الماء حيث تتفاعل أيونات الأمونيوم مع الماء مولدة أيونات الهيدرونيوم وفي نفس الوقت تتفاعل أيونات الخلات مع الماء مولدة أيونات الهيدروكسيد، ويتوقف نوع محلول الملح (حمضي ـ قاعدي ـ متعادل) على قوة الحمض الضعيف والقاعدة الضعيفة.
ولن ندخل في تفصيلات هذا النوع من الأملاح نظراً لأنه سيبحث عند التخصص في الجامعة إن شاء اللّه.

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة10

المحاليل المنظمة (buffer solutions):
ما هو المحلول المنظم؟
يعرف المحلول المنظم بأنه المحلول الذي يقاوم التغيرات المفاجئة في تركيز الهيدرونيوم [h3o+] (أو الأس الهيدروجيني ph)، ويتكون المحلول المنظم من خليط لحمض ضعيف وأحد أملاحه أو خليط لقاعدة ضعيفة وأحد أملاحها.

مثال :
مزيج من محلول حمض الخل وخلات الصوديوم هو محلول منظم فعند إضافة كمية بسيطة من حمض قوي لهذا المحلول تتحد أيونات الهيدرونيوم مع أيونات الخلات ذات الصفة القاعدية لتكون حمض الخل كما يلي :

ch3cooh + h2o ch3coo- + h3o+

أما عند إضافة كمية بسيطة من محلول قاعدي للمحلول المنظم السابق فتتحد أيونات
الهيدروكسيد مع حمض الخل لتكون أيونات الخلات كما يلي :

ch3coo - + h3o ch3coo + oh -

كيمياء - حسابات متعلقة بمحاليل الأملاح - صفحة11

المعايرة (titration):

تعد المعايرة من أهم طرق التحاليل الكيميائية فهي تستخدم لقياس تركيز المواد الذائبة في المحاليل مثل محاليل الأحماض والقواعد حيث يستخدم محلول قياسي (معلوم التركيز) لقياس تركيز المادة الأخرى في المحلول الآخر. فعلى سبيل المثال لو كان لدينا محلول لحمض النيتروجين hno3 مجهول التركيز فإنه يمكن معرفة تركيزه بمعايرته بمحلول قاعدة معلومة التركيز مثل محلول هيدروكسيد الصوديوم naoh حيث يتم ذلك بوضع الحمض المجهول التركيز في سحاحة بينما يوضع حجم محدد من محلول هيدروكسيد الصوديوم في دورق مخروطي كما في الشكل.
ويتم اختيار دليل مناسب ثم تبدأ عملية المعايرة بإضافة المحلول من السحاحة إلى الدورق المخروطي إلى أن نصل إلى نقطة التكافؤ حيث أنه عند هذه النقطة نحصل على محلول متعادل وبقياس حجم الحمض اللازم للتفاعل مع كامل الكمية من القاعدة المعلومة التركيز نستطيع معرفة تركيز الحمض.

تجربة المعايرة

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة1

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة2

1- تقاس قوة الحمض حسب تعريف برونشتد - لوري بمقدار ميله لمنح البروتون , أما القاعدة فتقاس
     قوتها بمقدار ميلها لتقبل البروتون والإحتفاظ به.

2- العلاقة بين قوة كل من الحمض وقاعدته المرافقة , وكذلك القاعدة وحمضها المرافق


كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة3

3- جدول يوضح القوة النسبية لبعض أزواج الأحماض والقواعد.

1- أحماض قوية تتأين بنسبة 100 % تقريباً في المحاليل المائية.
2- أحماض ضعيفة، وعند الإتزان يوجد خليط من جزيئات غير متأينة و (h +) والقاعدة المرافقة.

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة4

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة5

7- الرقم (الأس) الهيدروجيني ph value:
يعرف الرقم الهيدروجيني (ph) بأنه «سالب لوغاريتم (للأساس 10) لتركيز كاتيون الهيدروجين».
الرقم الهيدروجيني ph = - لو [+h]

8- الرقم الهيدروكسيلي  poh:
هو اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات الهيدروكسيد، ويرمز له بالرمز poh

poh = لو 1 = - لو [ - oh]
[oh - ]

9- العلاقة بين ph وَ poh:

ph + poh = 14

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة6

10- مقارنة بين الحمض الضعيف والقاعدة الضعيفة:

  حامض ضعيف قاعدة ضعيفة
معادلة التأين
ha + h2o
a- + h3o+
b + h2o
bh + + oh -
ثابت التأين
= ka [a - ] [h3o + ]
[ha]
= kb [bh + ] [oh - ]
[b]
دلالة ثابت التأين كلما كان تأين الحمض كثيراً
زاد [ + h3o] و[ - a]،
وصار المحلول أقوى حامضية،
وقيمة (ka) تكون أكبر.
كلما كان تأين القاعدة كثيراً
زاد [ - oh] و[ + bh]،
وصار المحلول أقوى قاعدية،
وقيمة (kb) تكون أكبر.

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة7

11- عندما يكون التركيز الأصلي للحمض co كبيراً جداً بالنسبة لقيمة ثابت التفكك ka فإن حساب [+h3o]
      يتم بموجب المعادلة التقريبية التالية:

12- عندما يكون التركيز الأصلي للقاعدة co كبيراً جداً بالنسبة لقيمة ثابت التفكك kb فإن حساب [-oh] يتم
      بموجب المعادلة التقريبية التالية:

كيمياء - تلخيص حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة8

13- إن ثابت التميؤ للقاعدة المقترنة للحمض الضعيف يساوي حاصل قسمة ثابت تفكك الماء على ثابت
      تفكك الحمض الضعيف. أي إن:

kh = kw
ka

14- إن ثابت التميؤ للحمض المقترن لقاعدة ضعيفة يساوي حاصل قسمة ثابت تفكك الماء على ثابت
      تفكك القاعدة الضعيفة.

kh = kw
kb

كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد

كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة1

املأ الفراغ بالجواب المناسب:
 احسب قيمة الأس الهيدروجيني (pH) لكل محلول من المحاليل التالية واالتي يكون فيها تركيز كاتيون الهيدروجين مساوياً: ملاحظة: رقم واحد بعد الفاصلة.

1) 2.6 × 10-3 مول/لتر.

2) 0.3 × 10-9 مول/لتر.

3) 2 × 10-4 مول/لتر.   

كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة2

املأ الفراغ بالجواب المناسب:
 احسب قيمة الأس الهيدروجيني (pH) لكل من المحاليل المائية التالية على اعتبار تمام التأين:
ملاحظة: رقم واحد بعد الفاصلة.

1) محلول تركيزه 1,5 × 10-3 مول/لتر من حمض HCl.

2) محلول تركيزه 5 × 10-2 مول/لتر من حمض HClO4.

3) محلول تركيزه 0,04 مول/لتر من حمض HNO3       

كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة3

املأ الفراغ بالجواب المناسب:
 احسب قيمة الأس الهيدروجيني (pH) لكل محلول من المحاليل المائية التالية على فرض تمام التأين:
ملاحظة: رقم واحد بعد الفاصلة.

1) محلول تركيزه 0.001 مول/لتر من حمض KOH.       

2) محلول تركيزه 5 × 10-5 مول/لتر من حمض Ca(OH)2.

3) محلول تركيزه 0.15 مول/لتر من حمض NaOH

كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة4

رتب مجموعات الأحماض التالية تصاعدياً تبعاً لقوتها:



كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة5

رتب مجموعات الأحماض التالية تصاعدياً تبعاً لقوتها:



كيمياء - تمارين حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - صفحة6

املأ الفراغ بالجواب المناسب:  
(أ) المادة (ب) الرقم الهيدروجيني

الماء المقطر

1 (13)

محلول حمض الهيدروكلوريك 0.1 مول/لتر.

2 أكبر من (7) وأقل من (13)

محلول حمض الفورميك 0.1 مول/لتر.

3 (7)

محلول هيدروكسيد البوتاسيوم 0.1 مول/لتر.

4 أكبر من (1) وأقل من (7)

محلول هيدروكسيد الأمونيوم 0.1 مول/لتر.

5 (1)

إختبار حسابات متعلقة بالحموض والقواعد

إختبار حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - الإختبار 1

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
  أقوى الأحماض التالية هو حمض:

 

الأسيتيك (  = ka 1.8 × 10-5)
الفورميك (  = ka 4.5 × 10-4)
الهيدروفلوريك (  = ka 7.2 × 10-4)
الهيدروسيانيك (  = ka 2.6 × 10-10)

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
اختر تركيز أيونات الهيدروكسيد الصحيح الذي تم تحضيره في محلول عبر إذابة 0.75 مول من خلات الصوديوم في كمية من الماء تكفي لعمل نصف لتر من المحلول عند درجة حرارة 25°م :
(علماً بأن Kh للخلات = 5.6 × 10-10 عند درجة حرارة 25°م)



مولار 7-10 × 0.75 = [OH-]

مولار 5-10× 0.9 = [OH-]

مولار 11-10× 0.1 = [OH-]

اختر الجواب الصحيح لترتيب الحموض الآتية ترتيباً تصاعدياً حسب ازدياد قوتها:
- حمض النيتروز 4-10 × 5.1 = Ka               (HNO2)
- حمض الكبريتوز 2-10 × 1.7 = Ka           (H2SO3)
- حمض الفوسفور 3-10 × 7.1 = Ka         (H3PO4)



H3PO4، H2SO3، HNO2

HNO2، H3PO4، H2SO3

H2SO3، H3PO4، HNO2

اختر الأس الهيدروجين الصحيح لمحلول حمض HCl، إذا كان تركيز
(-Cl) من خلال المعايرة هو 0.01 مولار:



1 = pH

2 = pH

3 = pH

إختبار حسابات متعلقة بالحموض والقواعد - الإختبار 2

ضع الإجابة الصحيحة في الفراغ:
  احسب قيمة تركيز أيون الهيدروكسيد والأس الهيدروجيني 11.13 لمحلول تركيزه 0.15 مول/لتر من الأمونيا , علماً بأن Kb للأمونيا = 1.8 × 10-5.

تركيز أيون الهيدروكسيد =
× 10-3 مول/لتر.

ملاحظة: الجواب رقمين بعد الفاصلة

ضع الإجابة الصحيحة في الفراغ:
محلول مائي تركيزه 0.1 مول/لتر من حمض أحادي البروتون ضعيف , له قيمة أس هيدروجيني تساوي -4 احسب ثابت التأين لهذا الحمض.

Ka =
-7

ملاحظة: الجواب رقم بعد الفاصلة

ضع الإجابة الصحيحة في الفراغ:
  احسب قيمة (pH) لمحلول تركيزه 15ر0 مول/لتر من قاعدة ضعيفة أحادية الحمضية لها ثابت   تأين Kb = 4 × 10-10

pH =

ملاحظة: الجواب رقم واحد بعد الفاصلة

ضع الإجابة الصحيحة في الفراغ:
  احسب قيمة الأس الهيدروجيني لمحلول مائي تركيزه 1 مول/لتر من حمض الأسيتيك علماً بأن
(Ka) لهذا الحمض = 1,8 × 10-5

pH =

ملاحظة: الجواب رقم واحد بعد الفاصلة

الأكسدة والإختزال

كيمياء - الأكسدة والاختـزال

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة1

الأكسدة والاختـزال

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة2

الأهداف
1 - يعرف عملية الأكسدة بأنها فقد المادة للإلكترونات.
2 - يعرف عملية الاختزال بأنها اكتساب المادة للإلكترونات.
3 - يحدد العامل المؤكسد والعامل المختزل من خلال انتقال الإلكترونات.
4 - يفسر تفاعلات الأكسدة والاختزال من خلال الانتقال الإلكتروني.
5 - يؤمن بأن المفاهيم العلمية تتطور مع التطور العلمي (تطور مفهومي الأكسدة والاختزال) .

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة3

مقدمة:

تمثل تفاعلات الأكسدة والاختزال نوعاً مهماً من العمليات الكيميائية التي تحدث في حياتنا اليومية، فالطعام الذي نأكله يتأكسد في أجسامنا ليمدنا بالطاقة اللازمة للحركة والعمل، والسيارة والطائرة تتحركان بالطاقة الناتجة عن أكسدة الوقود، وكذلك نحصل على التيار الكهربائي من البطاريات بعمليات الأكسدة والاختزال والحديد يصدأ نتيجة تعرضه لعملية أكسدة.



كما أن استخلاص الفلزات مثل الحديد والألومنيوم يتم باختزال خاماتها.
ونظراً لأهمية عمليتي الأكسدة والاختزال سنتناولهما بالدراسة في هذه الوحدة.

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة4

تفاعلات الأكسدة والاختزال oxidation - reduction reactions:

تطور التعريف
مثال التعريف المرحلة
2mg + o2
2mgo
الأكسدة: اكتساب المادة للأكسجين الأولى
fe2o3 + 3co
2fe + 3co2
الاختزال: فقد الأكسجين من المادة
2h2o
2h2 + o2
الأكسدة: فقد المادة للهيدروجين الثانية
h2 + cl2
2hcl
الاختزال: إكتساب المادة للهيدروجين
cu -> cu2+ + 2e-
الأكسدة: فقد الإلكترونات الحالية
o + 2e- -> o2-
الاختزال: إكتساب الإلكترونات

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة5

وتعرف بالشكل التالي:

والتعريف الأحدث:

عملية الأكسدة هي عملية يتم فيها فقد الإلكترونات.
عملية الاختزال هي عملية يتم فيها اكتساب الإلكترونات
.

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة6

تطبيق:
لاحظ أن تفاعل النحاس مع الأكسجين، والذي يمثل بالمعادلة:

cu     + o 
cu  + o2-
2,8,2     2,6             2,8      2,8

يتضمن عمليتين هما:
1 - فقد النحاس للإلكترونات (أكسدة)        

cu -> cu2+ + 2e-

2 - اكتساب الأكسجين للإلكترونات (اختزال)

            o + 2e- -> o2-

من هنا نرى أن عمليتي الأكسدة والاختزال تحدثان معاً في تفاعل واحد.

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة7

ملاحظة:
الأكسجين هو الذي تسبب في أكسدة النحاس باكتسابه الإلكترونات، لذا يطلق عليه العامل المؤكسِد ـ وبالمقابل يُعد النحاس عاملاً مختزلاً لأنه يفقد الإلكترونات.

الذي يكسب الإلكترونات
العامل المؤكسد
الذي يفـقد الإلكترونات
العامل المختزل

كيمياء - الأكسدة والاختـزال - صفحة8

باستخدام هذا المفهوم يمكن تفسير تفاعلات أكسدة واختزال لا تشمل أكسجيناً أو هيدروجيناً، مثل تفاعل الكلور مع الصوديوم لتكوين كلوريد الصوديوم.


كيمياء - عدد التأكسد

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة1

عدد التأكسد:

عدد التأكسد هو مقدار الشحنة الكهربائية (موجبة أو سالبة) التي تبدو على الذرة أو الأيون في المركب، سواءاً كان أيونياً أم تساهمياً.

قواعد حساب أعداد التأكسد:
1 - عدد التأكسد للعنصر في حالته الحرة يساوي صفراً، مثل :na، n2، o3، p4.
2 - عدد التأكسد للأيون البسيط (المكون من ذرة واحدة) يساوي عدد الشحنات التي يحملها مقداراً وإشارة،       مثلاً :

عدد التأكسد لأيون الصوديوم (na+) يساوي (+1)
عدد التأكسد لأيون الكلور (cl-) يساوي (-1)
عدد التأكسد لأيون الكبريتيد (s2-) يساوي (-2)
عدد التأكسد لأيون المغنيسوم (mg2+) يساوي (+2)
عدد التأكسد لأيون الألومنيوم (al3+) يساوي (+3)

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة2

3 - المجموع الجبري لأعداد التأكسد للذرات المكونة للجزيء المتعادل يساوي صفراً.

مثال: في المركب h2o يكون عدد التأكسد لذرة الأكسجين (-2) ولكل ذرة من
       ذرات الهيدروجين (+1) ومجموع أعداد التأكسد = (- 2) + ( 2×(+1) )
       = صفراً
.

4 - المجموع الجبري لأعداد التأكسد للذرات المكونة للأيون يساوي شحنة الأيون مقداراً وإشارة.


* مثال: للأيون
( so42- )

يكون مجموع أعداد التأكسد للذرات المكونة له
        يساوي (-2) لأن المجموع يساوي [(4 × (-2)) + (1 × 6)]= -2.

ملاحظة: من الممكن أن يكون لبعض العناصر أكثر من عدد أكسدة.

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة3

نصفا التفاعل في معادلات الاكسدة والاختزال:
سبق أن عرفنا انه لا تحدث عملية الأكسدة إلا بمرافقة عملية الاختزال, أي انهما عمليتان متزامنتان, ومن ثم فمن الناحية النظرية ولأغراض التبسيط فإنه يمكننا ان نقسيم كل تفاعل من هذا النوع إلى قسمين (اصطلح على تسمية كل منهما: نصف تفاعل), حيث يمثل كل واحد منهما إحدى العمليتين الحادثتين في التفاعل الكلي.
ولتوضيح ذلك دعنا نعود ثانيةً إلى التفاعل (5-3):

zn(s) + cu++(aq) zn++(aq) + cu(s)
(5-3)

ولنحدد الآن أعداد أكسدة الذرات والأيونات المشمولة في التفاعل لمعرفة المادة التي تتأكسد والمادة التي تُختزل:

إن علينا هنا أن نقسم هذا التفاعل إلى نصفين يمثلان العمليتين اللتين حدئتا فيما (الأكسدة والاختزال) وذلك بربط كل مادة وناتج التغير الذي حدث لها (أكسدة أو اختزال) ووضعها في نصف تفاعل, وبتأمل التفاعل نجد أن عنصر الخارصين يتأكسد إلى أيوناته الثنائية, ويمكن كتابة المادة وناتج أكسدتها في نصف تفاعل كما يلي:

zn(s) zn++(aq)
(5-3 أ)

ولكن هذا التفاعل لا يعكس التغير في الإلكترونات التي تفقدها ذرة الخارصين للتحول إلى أيونات, ولذا لا بد من إعادة كتابته على الصورة التالية:

zn(s) zn++(aq) + 2e-
(5-3 ب)

ونلحظ هنا ان الشحنات الكهربائية في طرفي التفاعل متوازنة.
ومن جهة أخرى نجد أن أيونات النحاس الثنائية اختُزِلت إلى ذرات متعادلة, وعندئذ يمكننا كتابة ما حدث على الصورة التالية:

cu++(aq) cu(s)
(5-3 ج)

ونلحظ أيضاً هنا أن المعادلة لا تظهر التغير الفعلي في الإلكترونات التي تكتسبها أيونات النحاس الثنائية ولذا فإن المعادلة يجب أن تُعدَّل إلى الصورة التالية:

cu++(aq) + 2e- cu(s)
(5-3 د)

نسمي المعادلة (5-3 ب): نصف تفاعل الأكسدة, والمعادلة (5-3 د): نصف تفاعل الاختزال.
ونلاحظ ان عدد الإلكترونات المفقودة في عملية الأكسدة تساوي عدد الإلكترونات المكتسبة في عملية الاختزال.
كما نلاحظ أيضاً أن حاصل جمع النصفين (5-3 ب), (5-3 د) يعطي التفاعل الكلي الذي يحدث بين أيونات النحاس الثنائي وزرات الخارصين.

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة4

والجدول يوضح أعداد التأكسد لبعض العناصر في مركباتها.
ملاحظات عدد التأكسد العنصر
كاتيونات عناصر لها عدد تأكسد ثابت
عدد التأكسد = رقم المجموعة بإشارة موجبة. +1 * فلزات المجموعة الأولى(ia)
   مثال : k , li , na
عدد التأكسد = رقم المجموعة بإشارة موجبة. +2 * فلزات المجموعة الثانية(iia)
   مثال : mg , ba , ca
  +2 * الخارصين zn
  +3 * الألومنيوم al
أعداد التأكسد للهيدروجين والأكسجين في مركباتهما:
في مركباته مع اللافلزات مثل ch4 ، h2o.
في مركباته مع الفلزات (الهيدريدات) مثل
cah2 ، nah.
+1
 
-1
* الهيدروجين :
في مركباته بصورة عامة عدا الحالتين التاليتين:
في حالة فوق الأكاسيد مثل bao2، h2o2.
عند اتحاده مع الفلور.
-2
-1
+2
* الأكسجين :

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة5

أمثلة:
1 - احسب عدد التأكسد للكلور في الأيون

clo4-

وللكروم في الجزيء k2cr2o7
الحل:
في حالة الأيون

clo4-

:
عدد التأكسد للأكسجين = -2
مجموع أعداد التأكسد لأربع ذرات أكسجين =
.

المجموع الجبري لأعداد التأكسد للذرات المكونة للأيون = شحنة الأيون بإشارتها.

(
)
+
عدد تأكسد الكلور =



عدد تأكسد الكلور في الأيون

= clo4-





كيمياء - عدد التأكسد - صفحة6

في حالة الجزيء

k2cr2o7

عدد التأكسد للأكسجين= -2

مجموع أعداد التأكسد لسبع ذرات أكسجين =


     وعدد التأكسد لذرتي بوتاسيوم = +2

المجموع الجبري لأعداد التأكسد للذرات المكونة للجزيء = صفراً.

(
)
+
مجموع أعداد التأكسد لذرتين من الكروم +2 = صفراً.

عدد التأكسد للكروم في

k2cr2o7

=

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة7

تطبيق:

ما هو عدد التأكسد للنيتروجين في كل من الصيغ التالية ؟

no3- no2 nh3 no n-3 n2

ملاحظة: ادخل أعداداً فقط.
(كل عدد -ما عدا (0) الصفر -مع إشارته).

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة8

عرفت أن عملية الأكسدة يتم فيها فقد الإلكترونات، وعملية الاختزال يتم فيها اكتساب الإلكترونات فماذا يحدث لعدد التأكسد؟
لاحظ المعادلة التالية:


تجد أن أكسيد الحديد iii حدثت له عملية اختزال، صاحبها نقص في عدد تأكسد الحديد من (+3 إلى صفر)، كما أن أول أكسيد الكربون حدثت له عملية أكسدة، وصاحب ذلك زيادة في عدد تأكسد الكربون من (+2 إلى +4).

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة9

الخلاصة:
الإلكترونات   عدد التأكسد      
عملية الأكسدة :

     
العامل المختزل :

 
عملية الإختزال :

 
العامل المؤكسد :

 


كيمياء - عدد التأكسد - صفحة10

مما سبق يمكننا التوصل إلى أن:

عملية الأكسدة: هي عملية يتم فيها فقد الإلكترونات، وزيادة عدد التأكسد.
عملية الاختزال: هي عملية يتم فيها اكتساب الإلكترونات، ونقص عدد التأكسد.

كما يمكن استنتاج أن:
العامل المؤكسد: هو المادة التي تحتوي على عنصر يكتسب إلكتروناً أو أكثر، وينقص عدد تأكسده أثناء                 التفاعل الكيميائي.
العامل المختزل: هو المادة التي تحتوي على عنصر يفقد إلكتروناً أو أكثر، ويزيد عدد تأكسده أثناء                 التفاعل الكيميائي.

وفيما يلي أمثلة لبعض العوامل المؤكسدة الشهيرة ، وبعض العوامل المختزلة الشهيرة .

كيمياء - عدد التأكسد - صفحة11

أولاً: العوامل المؤكسدة: oxidising agents


كيمياء - عدد التأكسد - صفحة12

ثانياً: العوامل المختزلة reducing agents:


كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة1

وزن معادلات الأكسدة والاختزال:
شروط المعادلة الكيميائية الموزونة هي:

1 - أن تتفق والحقائق العلمية.
2 - أن تحقق قانون بقاء الكتلة.
3 - أن تكون متوازنة كهربائياً.

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة2

أولاً: وزن معادلات الأكسدة والاختزال في الوسط الحمضي:
مثال (1):
زن المعادلة الأيونية التالية التي تمثل تفاعل ثاني كرومات البوتاسيوم مع محلول كبريتات الحديد ii، علماً بأن التفاعل يتم في الوسط الحمضي:


cr2
o 2-
7

+ fe2+  ->  cr3+ + fe3+

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة3

الخطوات

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة4

ثانياً: وزن معادلات الأكسدة والاختزال في الوسط القاعدي:
مثال (2):
زن المعادلة الأيونية التالية التي تمثل تفاعل الخارصين مع نيترات الصوديوم، علماً بأن التفاعل يحدث في الوسط القاعدي:


zn + n
o -
3

--> zn

o 2-
2

 + nh3

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة5

الخطوات

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة6

مثال (3):
زن المعادلة الأيونية التالية التي تمثل تفاعل محلول برمنجنات البوتاسيوم مع محلول كبريتات الحديد ii علماً بأن التفاعل يحدث في الوسط القاعدي:

mn
o -
4

 + fe2+ --> fe3+ + mno2

أ - زن المعادلة السابقة وكأنها تحدث في الوسط الحمضي.
لعلك توصلت إلى المعادلة التالية:

mn
o -
4

 + 3fe2+ + 4h+ --> mno2 + 3fe3+ + 2h2o

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة7

ب - تستكمل الخطوات الباقية للوزن في الوسط القاعدي وهي:
1 - يضاف إلى كل طرف من المعادلة السابقة عدد من أنيونات الهيدروكسيد، لمعادلة كاتيونات الهيدروجين:

mn
o -
4

+3fe2++4h++

4oh-

->mno2+3fe3++2h2o+

4oh-

2 - تجمع كاتيونات الهيدروجين وأنيونات الهيدروكسيد في الطرف الأيسر لتكوين الماء:

mn
o -
4

+3fe2++

4h2o

->mno2+3fe3++2h2o+4oh-

3 - تحذف جزيئات الماء الزائدة من الطرف الأيمن، وما يعادلها في الطرف الأيسر، لتصبح المعادلة في       صورتها النهائية:

mn
o -
4

+3fe2++2h2o ->mno2+3fe3++4oh-

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة8

تطبيقات عمليات الأكسدة والاختزال:
معظم التفاعلات الكيميائية التي لها تطبيقات هامة في الحياة تعتمد على تفاعلات الأكسدة والاختزال، مثل الحصول على الفلزات من خاماتها لاستخداماتها الصناعية المختلفة، وصناعة البطاريات التي تعطينا التيار الكهربائي، ووقود الصواريخ، ومساحيق قصر الألوان وغيرها.


ومن العوامل المؤكسدة الشهيرة برمنجنات البوتاسيوم التي تستخدم لقتل الميكروبات (مادة مطهرة) وكلورات البوتاسيوم التي تستخدم في صناعة المفرقعات.
أما فوق أكسيد الهيدروجين فيستخدم محلوله المخفف مطهراً للفم (غرغرة)، والمركز في بعض صبغات الشعر، إلا أنه يجب الحرص عند استخدامه في صبغات الشعر، لأنه يؤدي إلى تقصف الشعر، وتقرحات في جلد الرأس.

كيمياء - وزن معادلات الأكسدة والاختزال - صفحة9

وزن معادلات الأكسدة والاختزال بطريقة نصف التفاعل (طريقة الأيون - إِلكترون):
تمر عملية الوزن باستخدام هذه الطريقة بعدة خطوات تتضمن قسم التفاعل إلى نصفين (نصف الأكسدة ونصف الاختزال) ثم الوصول بعد ذلك إلى التفاعل الموزون.
ولفهم ذلك سنعرض للخطوات التي تساعدنا على وزن المعادلات ضمن شرح عملية وزن المعادلة التالية على افتراض أنها تتم في الوسط الحامضي:

clo- + cro2- cro4-- + cl-
(5-6)

كيمياء - الخلايا الكهروكيميائية

كيمياء - الخلايا الكهروكيميائية - صفحة1

الخلايا الكهروكيميائية
عرفنا ان بعض التفاعلات الكيميائية يصحبها إنتقال في الإلكترونات وهي تفاعلات الأكسدة والاختزال, ومن المعلوم أن التيار الكهربائي ما هو إلا سيل من الإلكترونات يتحرك بانتظام, ومن هنا توصل الكيميائيون إلى أن هناك علاقة بين هذا النوع من التفاعلات والتيار الكهربائي.
ومن خلال التجريب والمشاهدة والبحث توصل العلماء إلى أن تفاعلات الأكسدة والاختزال منها ما يتولد عن حدوثه تيار كهربائي, ومنها تفاعلات آخرى لا تتم إلا عند إمدادها بالتيار الكهربائي.

كيمياء - الجهد القياسي للخلية (القوة المحركة الكهربائية) E°cell

كيمياء - الجهد القياسي للخلية (القوة المحركة الكهربائية) E°cell - صفحة1

الجهد القياسي للخلية (القوة المحركة الكهربائية) e°cell:
من خلال النشاط (5-3) لاحظنا أن مؤشر الفولتميتر يعطي دلالة على حدوث تيار كهربائي, وفرق الجهد بين قطبي الخلية التي أنتجته يُعطى بالقراءة المسجلة عليه, أي أن لكل خلية جلفانية فرق جهد نتج بسبب حدوث التفاعل في الخلية.
إن فرق الجهد هذا يعتمد على نوع مادة كل قطبي الخلية حيث تختلف قابلية مواد الأقطاب لعملية التأكسد أو الاختزال, سميت هذه القابلية بـ: جهد القطب, واتفق على أن يكون هذا المقياس محدداً لقابلية مادة القطب لعملية الاختزال.
وحين يقاس جهد القطب عند ظروف معيارية (لمحاليل تركيزها 1 مولار, وغازات ضغطها 1 ضغط جوي, ودرجة حرارة مقدارها 25° م) فإن الجهد يسمى حينئذٍ: جهداً قياسياً ويرمز له بالرمز .

كيمياء - العوامل المؤثرة على جهد الخلية

كيمياء - العوامل المؤثرة على جهد الخلية - صفحة1

العوامل المؤثرة على جهد الخلية:
من خلال التجرية وجد الكيميائيون أن جهد الخلية يعتمد على عدد من العوامل تتغير قيمته بتغير أي منها, وهذه العوامل أهمها:
    أ- نوع مادة قطبي الخلية:
من خلال مراجعتنا لجهود الأقطاب المختلفة نجد اختلافاً بين قيمها, وحيث يتم حساب جهة الخلية من قيم جهود أقطابها فاننا نتوقع أن يتاثر جهد الخلية بنوع مادة كل من القطبين المكونين لها.
فعند توحيد كافة الظروف (ولتكن الظروف قياسية) فإن خلية شكلت بقطبين أحدهما النحاس والآخر الخارصين ستنتج تياراً فرق جهده = 1,1 فولت, بينما لو شكلت خلية آخرى عند الظروف نفسها باستخدام قطبين أحدهما النحاس والآخر الفضة ستنتج تياراً فرق جهده = 0,46 فولت.
    ب- تراكيز المحاليل:
أعد النظر إلى أي معادلة تمثل خليةً ما, خذ المثال العام التالية:

a(s) + b+(aq) = a+(aq) + b(s)

عندما تكون الخلية جلفانية فإن التفاعل يتم بصورة تلقائية (أي كما هو مكتوب) وينتج عنه تيار كهربائي له فرق جهد قدره e (أي قيمة كانت), وعليه يمكن إعادة كتابة المعادلة لسابقة على النحو التالي:

a(s) + b+(aq) = a+(aq) + b(s) + e

أي أن جهد الخلية يمكن أن يتعامل معه كما لو كان مادة ناتجة, وبتطبيق مبدأ لوشائليه فإننا يمكننا القول بأن زيادة تركيز مادة متفاعلة من شأن أن يزيد سرعة التفاعل الأملامي مما يعني زيادة في نواتج التفاعل, ومن ثم يزيد الجهد الناتج عن تلك الخلية.
وعلى الضد من ذلك فإن زيادة تركيز مادة ناتجة سيزيد من سرعة التفاعل الخلفي مما يُحدث نقصاً في نواتج التفاعل, ومن ثم تقل قيمة جهد الخلية.

كيمياء - ورقة عمل الأكسدة والاختزال

كيمياء - ورقة عمل الأكسدة والاختزال - صفحة1

ورقة عمل الأكسدة والاختزال

لكل من المعادلات أدناه :
     أ - قم بوزن المعادلة مع تحديد التغير في عدد الإلكترونات.
     ب - قم بتحديد ما يلي:
               1- الذرة التي تأكسدت.
               2- الذرة التي اختزلت.
               3- العامل المؤكسِد.
               4- العامل المختزِل.
               5- نصف تفاعل الأكسدة.
               6- نصف تفاعل الاختزال.
1 mg + hcl -> mgcl2 + h2
2 fe + v2o3 -> fe2o3 + vo
3 kmno4 + kno2 + h2so4 -> mnso4 + h2o + kno3 + k2so4
4 k2cr2o7 + sncl2 + hcl -> crcl3 + sncl4 + kcl + h2o
5 kmno4 + nacl + h2so4 -> cl2 + k2so4 + mnso4 + h2o + na2so4
6 k2cr2o7 + h2o + s -> so2 + koh + cr2o3
7 kclo3 + c12h22o11 -> kcl + h2o + co2
8 h2c2o4 + k2mno4 -> co2 + k2o + mn2o3 + h2o
9 mn(no3) 2 + nabio3 + hno3 -> hmno4 + bi(no3) 3 + nano3 + h2o
10 h2c2o4 + kmno4 -> co2 + k2o + mn2o3 + h2o
الأجابة

كيمياء - ورقة عمل الأكسدة والاختزال - صفحة2

أ- إجابات ورقة عمل الأكسدة والاختزال

1   0   -1 +2      -1 +1     0
mg + 2hcl -> mgcl2 + h2
2 2+ 2-   3+ 2-       3+ 2-   0
2fe + 3v2o3 -> fe2o3 + 6vo
3 1+7+2-   1+3+2-   1+6+2-         2+6+2-    1+2-   1+5+2-    1+6+2-
2kmno4+5kno2 + 3h2so4 -> 2mnso4+3h2o +5kno3 + k2so4
4 1+6+2-     2+1-     1+1-     3+1-       4+1-     1+1-     1+2-
k2cr2o7 + 3sncl2 + 14hcl -> 2crcl3 + 3sncl4 + 2kcl + 7h2o
5 1+7+2-     1+1-     1+6+2-       0     1+6+2-     2+6+2-     1+2-     1+6+2-
2kmno4+10nacl+8h2so4 -> 5cl2+k2so4+2mnso4+8h2o+5na 2so4
6 1+6+2-     1+2-     0       4+2-     1+2-1+     3+2-
2k2cr2o7 + 2h2o + 3s -> 3so2 + 4koh + 2cr2o3
7 1+5+2-     0+1+2- 1+1-     1+2-     4+2-
8kclo3 + c12h22o11 -> 8kcl + 11h2o + 12co2
8 1+3+2-     1+6+2- 4+2-     1+2-     3+2-     1+2-
3h2c2o4 + 2k2mno4 -> 6co2 + 2k2o + mn2o3 + 3h2o
9 2+5+2-     1+5+2-     1+5+2- 1+7+2-     3+5+2-     1+5+2-     1+2-
2mn(no3)2+5nabio3+16hno3 -> 2hmno4+5bi(no3)3+5nano3+7h 2o
10 1+3+2-     +1+7 -2       4+2-     1+2-     3+2-     1+2-
4h2c2o4 + 2kmno4 -> 8co2 + k2o + mn2o3 + 4h2o

كيمياء - ورقة عمل الأكسدة والاختزال - صفحة3

ب- إجابات ورقة عمل الأكسدة والاختزال

  1 2 3 4 5 6
  الذرة التي تأكسدت الذرة التي اختزلت العامل المؤكسِد العامل
المختزِل

نصف تفاعل

  الأكسدة الاختزال
1 mg h hcl mg mg0-2e- => mg+2 h+1+1e- => h0
2 fe v v2o3 fe fe0-3e- => fe+3 v+3+1e- => v+2
3 n mn kmno4 kno2 n+3-2e- => n+5 mn+7+5e- => mn+2
4 sn cr k2cr2o7 sncl2 sn+2-2e- => sn+4 cr+6+3e- => cr+3
5 cl mn kmno4 nacl cl-1-1e- => cl0 mn+7+5e- => mn+2
6 s cr k2cr2o7 s s0-4e- => s-4 cr+6+3e- => cr+3
7 c cl kclo3 c12h22o11 c0-4e- => c+4 cl+5+6e- => cl-1
8 c mn k2mno4 h2c2o4 c+3-1e- => c+4 mn+6+3e- => mn+3
9 mn bi nabio3 mn(no3) 2 mn+2-5e- => mn+7 bi+5+2e- => bi+3
10 c mn kmno4 h2c2o4 c+3-1e- => c+4 mn+7+4e-=> mn+3

كيمياء - تلخيص الأكسدة والاختـزال

كيمياء - تلخيص الأكسدة والاختـزال - صفحة1

كيمياء - تلخيص الأكسدة والاختـزال - صفحة2

1 - تفاعلات الأكسدة والاختزال يتم فيها فقد أو كتساب إلكترونات وتغير في عدد التأكسد.

2 - عملية الأكسدة يتم فيها فقد الإلكترونات وزيادة عدد التأكسد، بينما عملية الاختزال يتم فيها اكتساب
      الإلكترونات ونقص عدد التأكسد.

3 - عدد التأكسد هو مقدار الشحنة الكهربائية الموجبة أو السالبة التي تبدو على ذرة في مركب سواء كان
      أيونياً أم تساهمياً.

4 - عمليتا الأكسدة والاختزال عمليتان متلازمتان.

5 - العامل المؤكسد هو المادة التي تكتسب إلكتروناً أو أكثر، وينقص فيها عدد التأكسد.

كيمياء - تلخيص الأكسدة والاختـزال - صفحة3

6 - العامل المختزل هو المادة التي تكتسب إلكتروناً أو أكثر، وينقص فيها عدد التأكسد.

7 - المجموع الجبري لأعداد التأكسد للذرات المكونة للجزيء = صفراً.

8 - المجموع الجبري لأعداد التأكسد للذرات المكونة للأيون = الشحنة بإشارتها.

9 - المعادلة الكيميائية موزونة كتلياً وكهربائياً.

10 - يتم وزن معادلات الأكسدة والاختزال بعدة طرق، منها طريقة المعادلات النصفية، سواء في الوسط
      الحمضي أم الوسط القلوي.

11 - لتفاعلات الأكسدة والاختزال تطبيقات هامة في الحياة، مثل الحصول على الفلزات وعمل البطاريات.

كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال

كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة1

ضع بعض المصطلحات العلمية التالية في الفراغات المناسبة:

عامل مختزل
عامل مؤكسد
عدد التأكسد
إختزال
أكسدة
أكسدة واختزال

1- تفاعلات كيميائية يصحبها تغير في التركيب الالكتروني للذرات (أو بعضها) المشتركة في التفاعل الكيميائي.
    (
)

2- عملية كيميائية ينتج عنها فقد للالكترونات, وزيادة في عدد التأكسد.
    (
)

3- عملية كيميائية ينتج عنها اكتساب للالكترونات ونقص في عدد التأكسد.
     (
)



كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة2

ضع بعض المصطلحات العلمية التالية في الفراغات المناسبة:

عامل مختزل
عامل مؤكسد
عدد التأكسد
إختزال
أكسدة
أكسدة وإختزال

4- عدد يمثل الشحنة الكهربائية (موجبة أو سالبة) التي تبدو على ذرة في مركب سواء كان أيونيا أو تساهميا.
    (
)

5- النوع الذي يحتوي على عنصر (أو عناصر) يستطيع فقد الالكترونات ويزداد عدد التأكسد له (أو لها) أثناء
      التفاعل الكيميائي.(
)

6- النوع الذي يحتوي عنصرا (أو عناصر) يستطيع اكتساب الالكترونات ويقل عدد التأكسد له (أو لها) أثناء
      التفاعل الكيميائي.(
)



كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة3

ضع كلمة

صح

 بين القوسين المقابلين للجملة الصحيحة, وكلمة

خطأ

 بين القوسين المقابلين للجملة الخطأ في كل من الجمل التالية:

1- عدد التأكسد للهيدروجين في هيدريد الكالسيوم CaH2 يساوي +1  (
)

2- عدد التأكسد للأكسجين في المركب OF2 يساوي +2  (
)

3- عدد التأكسد للنيتروجين في أيون الأمونيوم +NH4 يساوي -3  (
)

4- أعدد التأكسد (كأعداد التكافؤ) لا تأخذ الا القيم الصحيحة الموجبة, ولا تأخذ قيمة الصفر أو القيم السالبة.
     (
)

5- في التفاعل

2P + 3Cl2 -> 2PCl3

 يعتبر الفوسفور عاملاً مختزلاً.
(
)



كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة4

اختر الجواب المناسب فيما يلي:

1- عدد التأكسد للأكسجين في فوق اكسيد الهيدروجين H2O2 =

.

2- عدد التأكسد للرصاص في Na2PbO2 يساوي

.

3- عدد التأكسد للكربون في حمض الأكساليك H2C2O4 يساوي

.

4- في التفاعل التالي:


Zn + Cu2+ --> Cu + Zn2+

  رمز المادة التي تأكسدت هي:


كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة5

زن المعادلة التالية:
التغير الكيميائي التالي يمثل تفاعل أنيون النيترات في الوسط القلوي:


NO3- +


H2O +


e- --> NH3 +


OH-

كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة6

احسب عدد التأكسد للأكسجين في كل من الصيغة التالية:

احسب عدد التأكسد للكربون في كل من الصيغ التالية:

كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة7

احسب عدد التأكسد لكل عنصر مما يلي:-
1- المنجنيز Mn في:

2- الكبريت S في:

كيمياء - تمارين الأكسدة والاختـزال - صفحة8

ضع نوع التغير :

أكسدة

 أو

اختزال

 في كل مما يلي:


أ- تحول MnO2 إلى MnO4- .
 


ب- تحول -ClO إلىClO3- .


ج- تحول N2O4 إلى N2O.  




إختبار الأكسدة والاختـزال

إختبار الأكسدة والاختـزال - الإختبار

المركب الذي يكون فيه عدد التأكسد للمنجنيز يساوي (+4) هو:


 mn2o3

 k2mno4

 mno2

 kmno4

عدد التأكسد لليورانيوم في المركب uo2(no3)2 يساوي:


 -2

 +2

 +6

 +4

المركب الذي يكون فيه عدد التأكسد للكربون يساوي صفراً, هو:


 co2

 c6h12o6

 h2c2o4

 c2h4

إحدى التفاعلات التالية تمثل تفاعل اكسدة واختزال وهي:


 
caco3 + 2hcl --> cacl2 + h2o + co2

 
cuo + h2so4 -> cuso4 + h2o

 
cr2o72- + s2- -> cr3+ + s

 
nacl + agno3 -> agcl + nano3

التفاعل الذي لا يمثل تفاعل اكسدة واختزال:


 
zn + 2hcl -> zncl2 + h2

 
mg + cuso4 -> mgso4 + cu

 
naoh + hno3 -> nano3 + h2o

 
p4 + 6h2o + 10hclo -> 4h3po4 + 10hcl

إحدى التغيرات التالية تعتبر مثالاً على عملية التأكسد وهي:


 
cr2o72- -> cro42-

 
mno42- --> mno4-

 
mn2o7 --> mno4-

 
fe(cn)63- --> fe(cn)64-

إحدى التفاعلات التالية يعمل فيها فوق أكسيد الهيدروجين h2o2 عاملاً مختزلاً وهي:


 
4h2o2 + pbs -> pbso4 + 4h2o

 
h2o2 + so2 --> h2so4

 
h2o2 + 2h+ + 2i- -> i2 + 2h2o

 
h2o2 + 2h+ + mno2 --> mn2+ + 2h2o + o2

في معادلة التفاعل التالية وهي موزونة:

2mno + 5pbo2 + 10hno3 --> 2hmno4 + 5pb(no3)2 + 4h2o

العامل المختزل هو:


 hno3

 pbo2

 mno

في التفاعل التالي:

2kmno4 + kclo2 + h2o -> 2mno2 + kclo4 + 2koh

العامل المؤكسد هو:


 kmno4

 h2o

 kclo2

 koh

التغير الكلي في عدد تأكسد الزرنيخ في التفاعل التالي الذي تمثله المعادلة غير الموزونة:

as4o6 + cl2 + h2o -> h3aso4 + hcl


  2

 -2

  8

 -8

المعادلة الجزئية التالية تمثل تفاعل حمض الستريك في وسط قلوي, عدد الالكترونات التي تفقدها صيغة واحدة من هذا الحمض في التغير التالي يساوي:

C6H8O7 --> CO3-2

 18

 12

 3

 6

النيتروجين ومركباته

كيمياء - النيتروجين ومركباته

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة1

النيتروجين ومركباته

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة2

الأهداف
تسعى هذه الوحدة إلى تحقيق الأهداف التالية:
أولاً:الأهداف المعرفية:

في المجال المعرفي يتوقع من الطالب ـ في نهاية تدريس هذه الوحدة- أن:
1 ـ يحدد موقع المجموعة الخامسة (a) في الجدول الدوري.
2 ـ يعدد العناصر التي تتكون منها المجموعة.
3 ـ يحدد سبب وجود ثلاث روابط تساهمية في عنصر النيتروجين.
4 ـ يذكر سبب ثبات جزيء النيتروجين واعتباره جزيئاً خاملاً في درجة الحرارة العادية.
5 ـ يصف طريقة تحضير غاز النيتروجين في المختبر.
6 ـ يكشف عن خواص غاز النيتروجين.
7 ـ يكتب معادلات تفاعلات غاز النيتروجين.
8 ـ يتعرف على خواص مركبات النيتروجين وكيفية الكشف عنها.
ثانياً: الأهداف المهارية:
تسعى الوحدة إلى اكساب الطلاب المهارات العقلية والعملية التالية:
1 ـ تصنيف العناصر ودراسة خواصها في المجموعة.
2 ـ كتابة ووزن المعادلات الكيميائية.

ثالثاً: الأهداف الوجدانية:
1 ـ تنمية الاهتمام بمشاكل التلوث ذات الصلة بهذه العناصر عند سوء استخدامها وامكانية
     استغلالها بأساليب أفضل.
2 ـ الإيمان بقدرة الانسان في الحفاظ على مكونات البيئة.

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة3

المجموعة الخامسة: (مجموعة النيتروجين):
تشتمل هذه المجموعة على عناصر النيتروجين، والفوسفور، والزرنيخ، والأنتيمون والبزموث).

(7n, 15p, 33as, 51sb, 83bi)



وتتميز بأن خواص العناصر فيها تتدرج بانتظام بزيادة العدد الذري (من أعلى إلى أسفل).

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة4

خواص عناصر المجموعة:
* التوزيع الإلكتروني:
تحتوي ذرات جميع عناصر هذه المجموعة على خمس الكترونات في مستواها الخارجي موزعة (ns2 np3) أي زوج منها في الفلك (s) وثلاثة الكترونات منفردة في أفلاك (p) .. وبذلك يمكن لذرات جميع عناصر هذه المجموعة أن تكون ثلاث روابط تساهمية كما في الأمونيا (nh3). أو ثالث كلوريد الفوسفور pcl3.

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة5

ـ أما الفوسفور والعناصر التي تليه فيمكنها أن تكون أيضاً خمس روابط تساهمية عند انتقال أحد الكتروني تحت المستوى (s) إلى أحد أفلاك تحت المستوى (d) الفارغة وبذلك تنفرد خمسة الكترونات في المستوى الأخير كما في الشكل التالي الذي يوضح الكترونات المستوى الأخير لذرة الفوسفور في الحالتين:
(أ) في الحالة العادية: ثلاثة الكترونات مفردة وتكوّن ثلاث روابط.


(ب) في الحالة المثارة: خمسة الكترونات منفردة وتكون خمس روابط.

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة6

* الصفة الفلزية واللافلزية:
تزداد الصفة الفلزية في مجموعة النيتروجين بزيادة العدد الذري (من أعلى إلى أسفل) فالنيتروجين والفوسفور عناصر لافلزية والزرنيخ من أشباه الفلزات بينما الانتيمون والبزموث من العناصر الفلزية.

* الصفات الفيزيائية الأخرى مثل الكثافة ودرجة الإنصهار ودرجة الغليان تزداد بزيادة العدد الذري.

* توجد عناصر هذه المجموعة على شكل جزيئات ثنائية الذرية كما في النيتروجين (n2) أو رباعية الذرية كما
    في أبخرة الفوسفور (p4) والزرنيخ (as4) والأنتيمون (sb4). أما البزموث فيكون بللورة فلزية في الحالة الصلبة.

كيمياء - النيتروجين ومركباته - صفحة7

والجدول التالي يوضح بعض خواص المجموعة الخامسة (va).

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة1

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
يتم الكشف عن النشادر (بإحدى الطرق التالية):


تجربة الحلقة.

تحول لون ورقة تباع الشمس الحمراء المبللة إلى اللون الأبيض.

رائحته النفاذة.

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة2

رتب العناصر من الأصغر في السالبية الكهربية إلى الأكبر:



كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة3

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
يتم الكشف عن النترات بإحدى الطرق التالية:


تجربة الحلقة.

تحول لون ورقة تباع الشمس الحمراء المبللة إلى اللون الأبيض.

رائحتها النفاذة.

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة4

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
نحصل على اليوريا من النشادر وفق المعادلة التالية:

2NH3(g)+H2SO4(aq) = (NH4)2 SO4(s)

NH3(g)+HNO3(aq) = NH4 NO3(aq)
2NH3+CO2 = NH2CONH2+H2O

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة5

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
أكمل المعادلة التالية:( التفكك الحراري لنتريت الأمونيوم)

NH4NO2(s)


HNO3 + NH3

N2 + 2H2O
N2O + 2H2O

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة6

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
عدد الإلكترونات في ذرة النيتروجين:


أربعة

خمسة

ستة

سبعة

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة7

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
عدد إلكترونات المستوى الخارجي في ذرة النيتروجين:


أربعة

خمسة

ستة

سبعة

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة8

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
يشكل النيتروجين ....... روابط تساهمية:


ثلاث

أربع

خمس

ست

كيمياء - تمارين النيتروجين ومركباته - صفحة9

اختر الإجابة الصحيحة مما يلي:
الغاز الذي يستخدم في المختبرات كغاز واق لمنع التأكسد هو:


الأكسجين

النيتروجين

الأوزون

كيمياء - النيتروجين

كيمياء - النيتروجين - صفحة1

النيتروجين
147n

nitrogen

يوجد في الهواء بنسبة 78% حجماً كما يوجد في أجسام الكائنات الحية حيث يدخل في تركيب خلاياها ويعتبر النتروجين عنصراً أساسياً في البروتينات والتي عند تحللها ينتج غاز الأمونيا (nh3) في الهواء كما يوجد النتروجين في صورة مركبات غير عضوية في الطبيعة مثل نيترات الصوديوم (nano3).

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة1

التوزيع الإلكتروني للنتروجين: النتروجين هو العنصر الأول في المجموعة الخامسة ( va) وعدده الذري يساوي (7) ولذا يكون توزيعه الإلكتروني تبعاً للأفلاك كما يلي:

أي أنه يوجد زوج من الإلكترونات في تحت المستوى s2، وثلاثة الكترونات مفردة في تحت المستوى p2 ولذا يكون ثلاث روابط تساهمية كما في جزيء النتروجين n2 والأمونيا nh3.

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة2

تحضيره: (أ) في الصناعة: يحضر النتروجين في الصناعة بإسالة الهواء بالضغط والتبريد ثم تقطيره تقطيراً تجزيئياً فيتم بذلك فصل النتروجين عن مكونات الهواء الجوي.

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة3

(ب) في المختبر: يحضر النتروجين من المركبات التي تحتوي عليه مثل نيتريت الأمونيوم ( nh4no2) ولكن هذه المادة يصعب حفظها ولذا يستخدم بدلاً منها خليط من محلولي نيتريت الصوديوم وكلوريد الأمونيوم وعند تسخين هذا الخليط ينتج غاز النتروجين ويعبر عن التفاعل السابق بالمعادلتين التاليتين:


nh4cl
كلوريد أمونيوم
 +  nano2
نيتريت صوديوم
- nacl
كلوريد صوديوم
 +  nh4no2
نيتريت أمونيوم

محاكاة التجربة
       
طريقة أخرى

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة4

تحضير النيتروجين في المختبر غاز النيتروجين عديم اللون والطعم والرائحة قليل الذوبان في الماء، كثافته 1.25 جم/لتر عند ضغط جوي واحد، لا يساعد على الاشتعال أو التنفس، وغير سام، ولا يؤثر في لون تباع الشمس,
أما النيتروجين السائل فهو عديم اللون

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة5

الخواص الكيميائية للنتروجين:
* النتروجين من أكثر الجزيئات ثنائية الذرية ثباتاً ولذلك فأنه يحتاج إلى كميات كبيرة من الطاقة حتى يتفكك إلى ذرات منفصلة فهو غاز خامل في درجات الحرارة العادية ولكنه يتفاعل مع كثير من المواد في درجات الحرارة المرتفعة كما في الأمثلة التالية:
1 ـ مع الهيدروجين:
يتحد النتروجين بالهيدروجين بفعل الشرارة الكهربائية أو في درجة حرارة 550°س في وجود عامل مساعد وتحت ضغط مرتفع مكوناً غاز الأمونيا.


n2 + 3h2  
 
2nh3 + حرارة

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة6

2 ـ مع الأكسجين:
يتحد النتروجين بالأكسجين في درجات حرارة عالية (شرارة كهربائية) مكوناً غاز أكسيد النيتريك (no) الذي لا يلبث أن يتأكسد إلى ثاني أكسيد النتروجين (no2) بمجرد ملامسته للهواء الجوي ويحدث ذلك في الطبيعة نتيجة التفريغ الكهربائي أثناء البرق.



  أكسيد نيتريك
2no + o2 -> 2no2 ثاني أكسيد النيتروجين

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة7

3 ـ مع الفلزات:
يتحد النتروجين ببعض الفلزات مثل الليثيوم والماغنسيوم والكالسيوم في درجات الحرارة العالية مكوناً نيتريدات هذه الفلزات .


n2 + 3mg
mg3n2     نيتريد الماغنسيوم

* نلاحظ من التفاعلات السابقة أن النيتروجين يتفاعل مع المواد الأخرى مكوناً مركبات تساهمية كما في غاز الأمونيا وأكاسيد النيتروجين أو مركبات أيونية كما في نيتريد الماغنسيوم mg3n2.

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة8

استخدامات النيتروجين وفوائده:
1 ـ
في المختبرات كغاز واق لمنع التأكسد عند تداول المواد القابلة للاشتعال في الهواء نظراً لأنه غير نشط في درجة الحرارة العادية.
2 ـ يدخل في صناعة المصابيح الكهربائية.
3 ـ يدخل كعنصر أساسي في تكوين المواد البروتينية في أجسام الكائنات الحية.    

إلى المختبر

4 ـ في صناعة النشادر nh3 وحمض النتريك hno3 اللذين يستخدمان في صناعة الأسمدة.
5 ـ يستخدم في صناعة الإلكترونيات، كوسط عازل عند صناعة الترانزستورات والصمامات الثنائية.
6 ـ يستخدم النيتروجين المسال في عملية استخراج النفط حيث يولد ضغطاً قوياً يدفع بالنفط إلى الخارج، إضافة إلى استخدامه في ناقلات النفط، حيث تعبأ الخزانات بالنيتروجين بعد تفريغ البترول منها لمنع الحرائق.

7 ـ حفظ الأطعمة الطازجة إذ تغلف الأطعمة والخضروات في جو من النيتروجين لمنع تلفها وتفاعلها مع الأكسجين.
8 ـ يستخدم النيتروجين السائل في عمليات التبريد السريع للأشياء إلى درجات حرارة منخفضة جداً قد تصل إلى -200 درجة مئوية، وقد استغلت هذه الإمكانية في عمليات التجميد السريع للأغذية كاللحوم والأسماك. وتجميد خلايا وأعضاء تؤخذ من كائنات حية والمحافظة عليها من التلف، ومن ثم نقلها من جسم إلى آخر. فما تسمعه عن أطفال الأنابيب وعمليات زرع القرنيات ما كانت لتتم لولا وجود النيتروجين السائل.

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة9

في المختبر:
يتم تحضير النيتروجين بصورة نقية جداً في المختبر بالتفكك الحراري لأحد الأملاح الحاوية له كثنائي كرومات الأمونيوم (nh4)2cr2o7.

(nh4)2cr2o7
n2 + 4h2o + cr2o3
نضيف كمية قليلة من سائل الأسيتون لكي يساعد على الاشتعال

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة10

كيمياء - التوزيع الإلكتروني للنتروجين - صفحة11

كيمياء - الخواص (الصفات) الفيزيائية للنيتروجين

كيمياء - الخواص (الصفات) الفيزيائية للنيتروجين - صفحة1

الخواص (الصفات) الفيزيائية للنيتروجين:
يتميز النيتروجين بعدد من الخواص منها:
غاز عديم اللون, والرائحة والطعم, وكثافته 1.25 جم/لتر عند ضغط جوي واحد, لا يساعد على الاشتعال أو التنفس, وغير سام, كما أنه قليل الذوبان في الماء, ولا بؤثر في لون تباع الشمس, أما النيتروجين السائل فهو عديم اللون.

كيمياء - الخواص (الصفات) الفيزيائية للنيتروجين - صفحة2

الخواص الكيميائية للنتروجين:
* النتروجين من أكثر الجزيئات ثنائية الذرية ثباتاً ولذلك فأنه يحتاج إلى كميات كبيرة من الطاقة حتى يتفكك إلى ذرات منفصلة فهو غاز خامل في درجات الحرارة العادية ولكنه يتفاعل مع كثير من المواد في درجات الحرارة المرتفعة كما في الأمثلة التالية:
1 ـ مع الهيدروجين:
يتحد النتروجين بالهيدروجين بفعل الشرارة الكهربائية أو في درجة حرارة 550°س في وجود عامل مساعد وتحت ضغط مرتفع مكوناً غاز الأمونيا.


n2 + 3h2  
 
2nh3 + حرارة

كيمياء - مركبات النيتروجين

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة1

مركبات النيتروجين
النشادر:nh3

جزيء النشادر

النشادر أو الأمونيا nh3 من أهم مركبات النيتروجين قاطبة؛ إذ يشكل تحضيره الخطوة الأولى في عملية تثبيت النيتروجين صناعيا، أي تحويل النيتروجين الجوي إلى مركبات نافعة.

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة2

تحضير النشادر:
1- في المختبر: ويحضر النشادر في المختبر بتسخين كلوريد الأمونيوم مع الجير المطفي الجاف.

2nh4cl + ca(oh)2
cacl2 + 2nh3 + 2h2o

2- أما في الصناعة فيصنع النشادر بكميات كبيرة إما بطريقة السياناميد أو بطريقة التفاعل المباشر بين النيتروجين والهيدروجين.

أ- طريقة السياناميد:
يمرر غاز النيتروجين فوق كربيد الكلس المسحوق cac2 والمسخن إلى 1100 °م بوساطة قضبان من الكربون المغموسة في براميل الكربيد والمتصلة بتيار كهربائي، فيتكون سياناميد الكلس cacn2

cac2 + n2
cacn2 + c

وبتسخين سياناميد الكالسيوم مع الماء تحت ضغط مرتفع، يتكون غاز النشادر وكربونات الكالسيوم

cacn2 + 3h2
caco3 + 2nh3

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة3

ب- طريقة التفاعل المباشر:
إن التفاعل المباشر بين النيتروجين والهيدروجين يؤدي إلى تكون النشادر وفقاً للتفاعل . وقد تم اكتشاف هذه الطريقة

وطبقت على نطاق صناعي لأول مرة في أوائل القرن العشرين، وتعرف بطريقة  (haber) .

n2(g) + 3h2(g) = 2nh3(g)

يتم التفاعل على أية حال عند درجات حرارة مرتفعة نسبياً
(حوالي 500°م) ، فضلاً عن استخدام المواد الحافزة لزيادة سرعة التفاعل.


ويتراوح الضغط في طريقة هابر بين 100 و 200 ضغط جوي، وتتم إزالة النشادر المتكون في كل دورة من دورات التفاعل بالتبريد ثم الإسالة تحت ضغط مرتفع، أو بإذابة النشادر في الماء. ولقد أدخلت تعديلات كثيرة على طريقة هابر منذ اكتشافها بقصد زيادة النسبة المئوية للنشادر عند الاتزان.

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة4

تحضير الأمونيا في الصناعة الحديثة

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة5

النشادر:nh3
خواص النشادر :
النشادر غاز عديم اللون، أخف من الهواء، وللنشادر رائحة نفاذة، وهو سريع الذوبان في الماء ويمكن توضيح شدة ذوبان غاز النشادر في الماء بتجربة النافورة.
ومحلول النشادر في الماء قاعدي يحوي أيونات الأمونيوم والهيدروكسيد ويذوب النشادر في الغول، إذ يذيب اللتر الواحد من الغول 130 جم من النشادر عند درجة صفر°م.


تجربة النافورة
حيث نملأ دورقاً كبيرا بالغاز (بتسخين بضعة مللترات من محلول هيدروكسيد الأمونيوم المركز)، ونسد الدورق بسدادة مطاط تنفذ منها أنبوبة زجاجية بفتحة ضيقة، ثم نقلب الدورق وندخل الطرف الخارجي للأنبوبة في وعاء آخر يحوي ماء مع بضعة قطرات من الفينولفثالين. فنلاحظ إندفاع الماء إلى الأعلى بصورة مستمرة حتى يذيب كل النشادر الموجود.

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة6

ويمكن الكشف عن النشادر بالطرق التالية:
1- رائحته النّفاذة.
2- يتحول لون ورقة تباع الشمس الحمراء المبللة إلى اللون الأزرق عند تعريضها لغاز النشادر
3- عند تعريض قضيب زجاجي مبلل بحمض الكلور المركز لغاز النشادر أو أحد مركباته كهيدروكسيد
    الأمونيوم مثلاً يتكون دخان أبيض من دقائق ملح كلوريد الأمونيوم الصلبة.
4- عند تعريض ورقة مبللة بمحلول نترات الزئبق (i) للغاز فإن لونها يغدو أسود.

كيمياء - مركبات النيتروجين - صفحة7

استعمالات النشادر:

أهم استعمالات مركبات النشادر هي كسماد كيمياوي أو كمادة أولية في تحضير الأسمدة الكيميائية.

 

كيمياء - أكاسيد النيتروجين

كيمياء - أكاسيد النيتروجين - صفحة1

أكاسيد النيتروجين

أُكسيد النيتروز

أول أُكسيد النيتروجين

ثاني أُكسيد النيتروجين

كيمياء - أكاسيد النيتروجين - صفحة2

أُكسيد النيتروز:n2o

يعرف بالغاز المضحك يمكن تحضيره بتسخين نترات الأمونيوم تسخيناً بسيطاً.

nh4no3
n2o + 2h2o

غاز عديم اللون، كثافته 1.98 جم/لتر (أثقل من الهواء)، وله طعم حلو ورائحة حلوة، يذوب في الماء والغول، ومحلوله المائي متعادل، يتحول إلى سائل عند -90 درجة مئوية.

ويساعد غاز أكسيد النيتروز على الاشتعال أكثر من الهواء، لأنه يعطي عند تفككه غازاً يتكون ثلث حجمه من الأكسجين (الهواء يحوي خمس حجمه أكسجيناً). ولهذا السبب يستعمل في كثير من الأحيان في سيارات السباق حيث يساعد على احتراق الوقود بصورة أكبر من الهواء مما يزيد سرعة السيارة وتسارعها.

2n2o = 2n2 + o2

كيمياء - أكاسيد النيتروجين - صفحة3

أول أُكسيد النيتروجين:no

يحضر غاز أول أكسيد النيتروجين بتسخين مزيج من حمض النيتروجين وكبريتات الحديد (ii) وحمض الكبريت المخفف.

6feso4 + 2hno3 + 3h2so4 = 3fe(so4)3 + 2no + 4h2o

وغاز أول أكسيد النيتروجين عديم اللون، وكثافته 1.34 جم/لتر (أثقل قليلاً من الهواء)، وهو قليل الذوبان في الماء، وتتم إسالته عند درجة -151.7°م.

كيمياء - أكاسيد النيتروجين - صفحة4

ثاني أُكسيد النيتروجين:no2
التحضير:
1- مزج أكسيد النيتروجين بالأكسجين، أو بغاز يحوي أكسجيناً.

2no+o2
2no2


2- تفاعل حمض النيتروجين (النيتريك) المركز مع النحاس أو البزموث كما في المعادلة التالية:

cu + 4hno3
cu(no3)2 + 2no2 + 2h2o

3- تسخين نترات الرصاص كما في المعادلة التالية:

2pb(no3)2
2pbo + 4no2 + o2

كيمياء - أكاسيد النيتروجين - صفحة5

الخواص:
غاز ثاني أكسيد النيتروجين بني مائل للإحمرار، سهل الذوبان في الماء، يفقد لونه بالتبريد لتحوله إلى غاز ثاني أكسيد النيتروجين الرباعي كما في المعادلة:

2no2
n2o4

كما يتحول إلى اللون الأصلي عند تدفئته، وسبب فقد اللون بالتبريد تحول ثاني أكسيد النيتروجين ذي اللون البني المائل للإحمرار إلى رابع أكسيد النيتروجين الثنائي.
ويطلق على خليط هذين الغازين اسم فوق أكسيد النيتروجين، ويتحول هذا الغاز إلى سائل عند 22°م، وعند تبريده إلى 10°م يتحول إلى مادة صلبة لا لون لها لتكون رباعي الأكسيد n2o4 فقط.
يساعد ثاني أكسيد النيتروجين على الاشتعال، ويتفاعل مع الحديد الساخن ليحوله إلى الأكسيد، ويؤكسد القصدير والكربون، ويتفاعل مع الماء ليعطي حمض النيتروجين (حمض النيتريك).

كيمياء - حمض النيتروجين

كيمياء - حمض النيتروجين - صفحة1

حمض النيتروجين: hno3

يحضر حمض النيتروجين hno3 في المختبر بتقطير نترات الصوديوم أو البوتاسيوم مع حمض الكبريت المركز h2so4

kno3 + h2so4 = khso4 + hno3
تحضير النيتروجين في المختبر

كيمياء - حمض النيتروجين - صفحة2

حمض النيتروجين: hno3

أما في الصناعة فيتم تحضيره :
بتمرير النشادر مع الهواء ببطء فوق بلاتين مسخن، فيتأكسد إلى أول أكسيد النيتروجين:

4nh3 + 5o2 = 4no + 6h2o

الذي يتأكسد بدوره إلى ثاني أكسيد النيتروجين:

2no + o2 = 2no2

وعند تمرير الغازات في الماء يتفاعل ثاني أكسيد النيتروجين مع الماء،ليكون حمض النيتروجين.

3no2 + h2o = 2hno3+no

كيمياء - حمض النيتروجين - صفحة3

خواص حمض النيتروجين hno3 وتفاعلاته

حمض النيتروجين

حمض النيتروجين سائل عديم اللون، كثافته 1.52 جم/مللتر عند 15°م، يغلي مع بعض الانحلال عند درجة 86°م، ويتجمد إلى مادة صلبة تشبه الجليد عند -41°م.
ويتفكك بخار حمض النيتروجين عند تعريضه للضوء، إلى ثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين والماء:

4hno3 = 4no2 + o2 + 2h2o

ويذوب فيه ثاني أكسيد النيتروجين المتكون ليكسبه لوناً أصفر. وحمض النيتروجين قوي، إذ يتفكك تماماً في الماء، ويتحد مع القواعد والفلزّات مكوناً أملاح النترات. كما أنه عامل أكسدة قوي جداً، إذ يؤكسد حمض النيتروجين المركز الساخن اليود إلى حمض اليود hio3، والفوسفور إلى حمض الفوسفور، والكبريت إلى حمض الكبريت.

كيمياء - حمض النيتروجين - صفحة4

ويتفاعل حمض النيتروجين مع أيونات الحديد (ii) في وسط حمضي مكوناً أول أكسيد النيتروجين الذي يذوب – دون تسخين – في الفائض من محلول الحديد (ii) ليكون محلولاً بني اللون، وإذا سخن فإنه يطلق أول أكسيد النيتروجين.


6feso4 + 2hno3 + 3h2so4 = 3fe2(so4)3 + 2no + 4h2o
feso4 + no = fe(no)++ + so4--


ويتم استخدام هذا التفاعل في الكشف عن حمض النيتروجين وعن أملاحه، أي عن أيون النترات فيما يسمى "تجربة الحلقة" وتتلخص التجربة فيما يلي:
أضف بضعة مللترات من محلول مخفف لأيونات الحديد (ii) إلى محلول النترات في أنبوب اختبار، ثم أضف إلى المحلول حمض الكبريت المركز ببطء وعناية ليكوّن طبقة في أسفل الأنبوب.
لاحظ تكون حلقة ذات لون بني عند التقاء السائلين. وإذا حركت المزيج اختفت الحلقة، وتصاعدت فقاعات من أول أكسيد النيتروجين.

كيمياء - الأسمدة النيتروجينية

كيمياء - الأسمدة النيتروجينية - صفحة1

الأسمدة النيتروجينية:

إن عنصر النيتروجين أساسي في تكوين مادة البروتين التي تعد أهم مادة في بناء الأجسام الحية: النبات، والحيوان، والإنسان.تحتاج جميعها إلى النيتروجين لبناء خلاياها. ولقد كان المصدر الرئيس للنيتروجين هو الأسمدة الطبيعية، أو أملاح التربة الحاوية له.
إلا أن هذه المصادر الطبيعية لم تعد تكفي حاجة الإنسان من البروتين بعد تكاثر عدد السكان، ولهذا فإن اكتشاف الأسمدة الصناعية ، ومنها الأسمدة النيتروجينية، كانت له أهمية قصوى.
وتوفر أسمدة النيروجين النترات أو الأمونيوم للتربة ويعتبر النشادر المادةالأولية الرئيسية التي تصنع منها معظم الأسمدة النيتروجينة.

كيمياء - الأسمدة النيتروجينية - صفحة2

أهم هذه الأسمدة:

أولاً- النترات، كنترات الصوديوم والبوتاسيوم والأمونيوم وتحضر بالتفاعلات التالية:

12nh3 + 21o2 + 4nano3 = 8nano3 + 4no + 4co2 + 18h2o
12nh3 + 21o2 + 4k2co3 = 8kno3 + 4no + 4co2 + 18h2o

- نترات الصوديوم : يحضر بتفاعل أكسدة النشادر مع كربونات الصوديوم كما التفاعل:

12nh3 + 21o2 + 4na2co3 = 8nano3 + 4no + 4co2 + 18h2o

كيمياء - الأسمدة النيتروجينية - صفحة3

ثانياً- أملاح الأمونيوم: ويحضر بتفاعل النشادر مع الحمض المناسب. فكبريتات الأمونيوم مثلاً تحضر بتفاعل النشادر مع حمض الكبريت المركز.

2nh3(g) + h2so4(aq) = (nh4)2 so4(s)

- نترات الأمونيوم: تحضر بتفاعل النشادر مع حمض النيتروجين:

nh3(g) + hno3(aq) = nh4 no3(aq)

كيمياء - الأسمدة النيتروجينية - صفحة4

ثالثاً-  اليوريا و المواد المشتقة منها :وتعرف بثنائي أميد حمض الكربون nh2-co-nh2، وهي مادة بلورية بيضاء تذوب في الماء. تتسامى بسهولة تحت ضغط منخفض ودرجة حرارة أقل من درجة انصهارها البالغة 132.7°م، كما أنها مادة متميعة (hygroscopic) تمتص الماء حين تبلغ الرطوبة النسبية 72% أو أكثر، وتتفاعل اليوريا مع الماء النقي ببطء لكن تفاعلها يزداد سرعة بوجود البكتيريا أو الأنزيمات لتطلق النشادر وثاني أكسيد الكربون:

co(nh2)2 + h2o
2nh3 + co2

وتصنع اليوريا بتفاعل غاز ثاني أكسيد الكربون مع النشادر ليكون كربامات الأمونيوم ثم اليوريا:

2nh3 + co2 = nh2conh2 + h2o

وتعتبر اليوريا أغنى الأسمدة النيتروجينية بالنيتروجين. حيث يشكل الأخير 46.6% من وزنها. وهي سهلة الاستعمال والنقل. ولا تسبب تآكل الأجهزة التي تستعمل في جمعها أو رشها. وتعطي اليوريا عادة نيتروجيناً تزيد نسبته عن ضعفي ما تعطيه كبريتات الأمونيوم. وهذا بالطبع ينتج عنه وفر كبير في تكاليف الحمل والنقل والتخزين والرش.

كيمياء - الأسمدة النيتروجينية - صفحة5

تثبيت النيتروجين الجوي:
 يوجد النيتروجين في التربة ضمن المواد العضوية. غير أن كمية النيتروجين في التربة تقل مع الزمن. إلا إذا تم تعويضها إما بإضافة الأسمدة النيتروجينية كما ذكرنا سابقاً. أو الأسمدة الطبيعية أو بتثبيت النيتروجين الجوي (nitrogen fixation) بفعل البكتيريا أو بفعل البرق.
يبدو أن كمية تثبيت النيتروجين واحدة لا تختلف باختلاف نوع البكتيريا التي تساعد على تثبيته.
وثمة نظريتان حول تثبيت النيتروجين بفعل البكتيريا:
إحداهما تقول: إن النيتروجين يُختزل إلى النشادر أولاً ومن ثم إلى الحموض الأمينية.
والثانية تقول: بأن النيتروجين يُختزل إلى الهيدروكسيل أمين nh2oh ومن ثم إلى الحموض الأمينية.

ويشكل ماء المطر مصدراً آخراً – قليل الأهمية – من مصادر نيتروجين التربة. إذ يذيب عند سقوطه النشادر والنترات والمواد العضوية النيتروجينية العالقة في الجو. ويوصلها للتربة. ويبين الشكل طريقتين لتثبيت النيتروجين الجوي طبيعيا:
إحداهما بفعل البرق والمطر. والأخرى بفعل البكتيريا. أما تثبيت النيتروجين صناعياً فقد أشير إليه سابقاً عند البحث في طريقة التفاعل المباشر بين النيتروجين والهيدروجين لتحضير النشادر.

كيمياء - تلخيص النيتروجين ومركباته

كيمياء - تلخيص النيتروجين ومركباته - صفحة1

تلخيص
النيتروجين ومركباته

كيمياء - تلخيص النيتروجين ومركباته - صفحة2

1 - تشتمل المجموعة الخامسة على عناصر النيتروجين، الفوسفور، الزرنيخ، الأنتيمون والبزموث).

(7n, 15p, 33as, 51sb, 83bi)

2 - تحتوي ذرات جميع عناصر هذه المجموعة على خمس الكترونات في مستواها الخارجي موزعة (ns2 np3) وبذلك يمكن لذرات جميع عناصر هذه المجموعة أن تكون ثلاث روابط تساهمية كما في الأمونيا (nh3) أما الفوسفور والعناصر التي تليه فيمكنها أن تكون أيضاً خمس روابط .

3 - تزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذري (من أعلى إلى أسفل). الصفات الفيزيائية الأخرى مثل الكثافة ودرجة الإنصهار ودرجة الغليان تزداد بزيادة العدد الذري.

4 - يوجد النيتروجين في الهواء بنسبة 78% حجماً كما يوجد في أجسام الكائنات الحية.

5 - النتروجين هو العنصر الأول في المجموعة الخامسة (va) وعدده الذري يساوي (7) ولذا يكون توزيعه الإلكتروني تبعاً للأفلاك.

كيمياء - تلخيص النيتروجين ومركباته - صفحة3

6 - تحضيره: (أ) في الصناعة: يحضر النتروجين في الصناعة بإسالة الهواء بالضغط والتبريد ثم تقطيره تقطيراً تجزيئياً . (ب) في المختبر: يحضر النتروجين من المركبات التي تحتوي عليه مثل نيتريت الأمونيوم
(nh4no2).

7 - غاز النيتروجين عديم اللون والطعم والرائحة قليل الذوبان في الماء.

8 - يتحد النتروجين بالهيدروجين بفعل الشرارة الكهربائية أو في درجة حرارة 550°س في وجود عامل مساعد وتحت ضغط مرتفع مكوناً غاز الأمونيا.

n2 + 3h2  
 
2nh3 + حرارة

9 - يتحد النتروجين بالأكسجين في درجات حرارة عالية (شرارة كهربائية) مكوناً غاز أكسيد النيتريك
(no) الذي لا يلبث أن يتأكسد إلى ثاني أكسيد النتروجين(no2) بمجرد ملامسته للهواء الجوي ويحدث ذلك في الطبيعة نتيجة التفريغ الكهربائي أثناء البرق.


  أكسيد نيتريك
2no + o2 -> 2no2 ثاني أكسيد النيتروجين

كيمياء - تلخيص النيتروجين ومركباته - صفحة4

10 - يتحد النتروجين ببعض الفلزات مثل الليثيوم والماغنسيوم والكالسيوم في درجات الحرارة العالية مكوناً نيتريدات هذه الفلزات.

n2 + 3mg
mg3n2    
نيتريد الماغنسيوم

11 - يستخدم النيتروجين في صناعة النشادر nh3 وحمض النتريك hno3 الذين يستخدمان في صناعة الأسمدة. وفي المختبرات كغاز واق لمنع التأكسد ويستخدم النتروجين المسال في التبريد ويدخل في صناعة المصابيح الكهربائية ويدخل كعنصر أساسي في تكوين المواد البروتينية في أجسام الكائنات الحية.

12- يحضر النشادر nh3 في المختبر بتسخين كلوريد الأمونيوم (nh4cl) مع الجير المطفي.

13- يحضر أكسيد النيتروز n2o بتسخين نترات الأمونيوم (nh4no3) تسخيناً بسيطاً.

14- يحضر أول أُكسيد النيتروجين no بتسخين مزيج من حمض النيتروجين وكبريتات الحديد(ii) وحمض الكبريت المخفف.

15- من أهم الأسمدة النيتروجينية اليوريا ونترات الصوديوم والبوتاسيوم والأمونيوم.

إختبار النيتروجين ومركباته

إختبار النيتروجين ومركباته - الإختبار

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
يحضر النشادر في المختبر بتسخين كلوريد الأمونيوم مع الجير المطفى الجاف.



صح

خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
يتفكك حمض النيتروجين عند تعريضه للتسخين.



صح

خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
النشادر والمواد المشتقة منه، هو من أهم الأسمدة النيتروجينية.



صح

خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
إن غاز أول أكسيد النيتروجين (no) هو غازٌ بنيٌ مائلٌ إلى الحمرة.



صح

خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
اختر المعادلةالتي تبين كيفية تحضير:
نترات الصوديوم : nano3


12nh3 + 21o2 + 4na2co3 = 8nano3 + 4no + 4co2 + 18h2o
nh3 + 21o2 + 4na2co3 = 4nano3 + 2no + co2 + 6h2o
8nh3 + 12o2 + 4na2co3 = 4nano3 + 2no + 2co2 + 16h2o

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
اختر المعادلة التي تبين كيفية تحضير:
كبريتات الأمونيوم:(nh4)2so4


2nh3(g) + 4h2so4 = 2(nh4)2s04
nh3(g) + 4h2so4 = 2(nh4)2s04
2nh3(g) + h2so4 = (nh4)2s04

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
اختر المعادلةالتي تبين كيفية تحضير:
ثنائي أميد حمض الكربون


nh3(g) + co2 = nh2conh2 + h2o
2nh3(g) + co2 = nh2conh2 + h2o
2nh3(g) + co2 = nh2conh2 + 2h2o

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
معادلة تحضير ثاني أكسيد النيتروجين (no2) في المختبر:


no + o2 ---> 2no2
2no + o2 ---> 2no2
no + o2 ---> 2no2

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
معادلة تحضير حمض النيتروجين(hno3) في المختبر:


kno3 + h2so4 = khso4 + hno3
2kno3 + 2h2so4 = khso4 + hno3
kno3 + h2so4 = 2khso4 + 2hno3

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
معادلة تحضير نترات الأمونيوم nh4no3 في المختبر:


4nh3(g) + 2hno3(aq) = 4nh4no3(aq)
nh3(g) + hno3(aq) = nh4no3(aq)
2nh3(g) + hno3(aq) = 2nh4no3(aq)

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
يحضر غاز النتروجين في المختبر بانحلال نيتريت الأمونيوم.


 صح

 خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
النتروجين يكون خمس روابط تساهمية بينما الفوسفور لا يمكن أن يكون أكثر من ثلاث روابط تساهمية.


 صح

 خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
جزيء النتروجين (n2) يتميز بالثبات والاستقرار.


 صح

 خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
يدخل النيتروجين المسال في التبريد.


 صح

 خطأ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
المركب الكيميائي الذي ينتج من اتحاد الماغنسيوم مع النتروجين هو:


 نيتريد الماغنسيوم mgn

 نيترات الماغنسيوم

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:
الغاز الذي ينتج من اتحاد النتروجين بالهدروجين هو غاز:


 الأكسجين

 الأمونيا

 الزرنيخ

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:

n2 + o2
.........

 n2o2

 no2

 n2o

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:

N2 + 6Li
 ..............


 
2N + 3Li2

 
2N + 2Li3

 
2NLi3

الكيمياء - 3-2

الهالوجينات

كيمياء - الهالوجينات

كيمياء - الهالوجينات - صفحة1

الهالوجينات

كيمياء - الهالوجينات - صفحة2

الأهداف
أولاً: الأهداف المعرفية:
1 ـ يعدد الخواص العامة للهالوجينات.
2 ـ يفسر التدرج في الحالة الفيزيائية للهالوجينات (من الغازية إلى الصلبة).
3 ـ يعدد الخواص الفيزيائية للهالوجينات ووجودها في الطبيعة.
4 ـ يذكر طريقة تحضير الهالوجينات في المختبر والصناعة.
5 ـ يحدد طرق الكشف عن الهالوجينات.
6 ـ يعدد استخدامات الهالوجينات.
7 ـ يذكر أسماء وخواص وطرق تحضير بعض مركبات الهالوحينات.
ثانياً: الأهداف المهارية:
1 ـ تصنيف العناصر ودراسة خواصها في المجموعة.
2 ـ كتابة ووزن المعادلات الكيميائية.
ثالثاً: الأهداف الوجدانية:
1 ـ تنمية الاهتمام بمشاكل التلوث ذات الصلة بهذه العناصر عند سوء استخدامها وامكانية
     استغلالها بأساليب أفضل.
2 ـ الإيمان بقدرة الانسان في الحفاظ على مكونات البيئة.

كيمياء - الهالوجينات - صفحة3

«مجموعة الهالوجينات Halogens»
تتكون مجموعة الهالوجينات (المجموعة VIIA) من عناصر الفلور، والكلور، والبروم، واليود والاستاتين وجميعها موجودة في الطبيعة في صورة مركبات ما عدا الاستاتين فهو عنصر مشع يحضر صناعياً.
ويعرف لكل من الكلور والبروم نظيران في الطبيعة، ولكل من الفلور واليود نظير واحد،
سميت هذه المجموعة بالهالوجينات نسبة إلى الكلمة اليونانية
(Hals) بمعنى ملح وكلمة (gens) بمعنى مكون، أي مكونات الأملاح.

كيمياء - الهالوجينات - صفحة4

وتنتشر أملاح الهالوجينات في صخور القشرة الأرضية ومياه البحار والمحيطات،
فالفلور يوجد في صورة رواسب ملحية في القشرة الأرضية مثل الفلورايت
(فلوريد الكالسيوم CaF2) والكلور على هيئة كلوريد صوديوم في مياه البحار والمحيطات
والصخور الملحية (الهاليت) والبروم يوجد بتركيز ضئيل، في مياه البحار أما اليود فيوجد
على شكل مركبات في النباتات البحرية.
وتعد الهالوجينات مجموعة رئيسية نموذجية في الجدول الدوري من حيث تدرج خواص
عناصرها بطريقة منتظمة من أعلى إلى أسفل (بزيادة العدد الذري) كما يوضح الجدول التالي:

كيمياء - الهالوجينات - صفحة5

الخواص الطبيعية للهالوجينات

من الجدول أعلاه تلاحظ أنه بزيادة العدد الذري في المجموعة

1 ـ تقل السالبية الكهربائية. 2 ـ يزداد نصف القطر الذري. 3 ـ تزداد درجة الانصهار.

كيمياء - الهالوجينات - صفحة6

كيمياء - الهالوجينات - صفحة7

* الخواص العامة للهالوجينات:

تتميز الهالوجينات بالخواص العامة التالية:
1 ـ تتدرج ألوانها وتزداد دكنة بزيادة العدد الذري، فالفلور أصفر باهت والكلور أصفر مخضر والبروم بني محمر واليود بنفسجي.


2 ـ في درجات الحرارة العادية توجد الهالوجينات في حالات فيزيائية مختلفة فالفلور والكلور غازات والبروم سائل واليود صلب، ويعود هذا التدرج إلى قوى التجاذب بين جزيئات هذه العناصر حيث تزداد قوة التجاذب كلما زاد العدد الذري للهالوجين.

كيمياء - الهالوجينات - صفحة8

3 ـ تزداد أنصاف أقطار ذراتها بزيادة العدد الذري وذلك لزيادة عدد مستويات الطاقة تدريجياً من الفلور إلى اليود.
4 ـ تتميز بسالبية كهربائية عالية ولذا فإنها تكتسب الكتروناً بسهولة من عناصر ذات سالبية كهربائية منخفضة عند اتحادها معها، والفلور أعلى العناصر في السالبية الكهربائية وأكثرها نشاطاً واليود أقلها سالبية كهربائية وبالتالي أقلها نشاطاً.

وبوجه عام فإن ذرات الهالوجينات يمكن أن تصل إلى حالة الاستقرار الثماني إما:
ـ باكتساب الكترون من عناصر فلزية لتكوين أنيون الهاليد المقابل مثل:

Na + Cl -> Na + + Cl- -> NaCl
(2,8,1) (2,8,7) (2,8) (2,8,8)

ـ أو عن طريق مشاركة ذرة الهالوجين بالكترونها المفرد مع الكترون مفرد من ذرة أخرى مقاربة أو مساوية لها في السالبية الكهربائية مثل:

كيمياء - الهالوجينات - صفحة9

5 ـ توجد الهالوجينات في الحالة العنصرية في صورة جزيئات ثنائية الذرة.
                         I2 , Br2 , Cl2 , F2

6 ـ يحل العنصر الهالوجيني الأعلى في السالبية الكهربائية محل الهالوجين الأقل في السالبية في مركباته،ويمكن التحقق من ذلك عملياً بملاحظة تفاعل ماء الكلور مع يوديد البوتاسيوم إذ نجد أن ماء الكلور يطرد اليود من اليوديد ويظهر اللون الأصفر. وهكذا يطرد الهالوجين الأعلى الهالوجين الأدنى :

Cl2 + 2K I -> 2KCl + I2

كيمياء - الهالوجينات - صفحة10

7 ـ أعداد الأكسدة لجميع الهالوجينات في معظم تفاعلاتها هو -1، إلا أن الهالوجينات (عدا الفلور) يمكن أن تتخذ أعداد أكسدة موجبة تتراوح بين +1 إلى +7 كما في الأمثلة التالية لبعض مركبات الكلور:


الأكسيد صيغته عدد أكسدة الكلور الجمض صيغته
أول أكسيد الكلور Cl2O +1 هيبوكلوروز HClO
غير معروف Cl2O3 +3 كلوروز HClO2
غير معروف Cl2O5 +5 كلوريك HClO2
سابع أكسيد الكلور Cl2O7 +7 بيركلوريك HClO2

كيمياء - الهالوجينات - صفحة11

8 ـ ظاهرة قصر الألوان:
يذوب الكلور في الماء مكوناً محلولاً يميل للصفرة، يسمى ماء الكلور (Chlorine Water). ومن خواص هذا المحلول أنه عامل أكسدة قوي، وعامل قصر يزيل الألوان.
ويذوب البروم قليلاً في الماء مكوناً ماء البروم ويتحلل كل من ماء الكلور وماء البروم في الشمس إلى أكسجين وهاليد الهيدروجين كما في المعادلتين التاليتين:

O + 2HCl
H2O + Cl2
O2 + 4HBr
2H2O + 2Br2

ونلاحظ أن الأكسجين الناتج في حالة ماء الكلور أكسجين ذري نشط يقصر الألوان (يزيلها). بينما تلك الخاصية أقل منها في حالة ماء البروم.
أما اليود فهو قليل الذوبان في الماء جداً. لكنه يذوب في الكلوروفورم والبنزن ليعطي محلولاً بنياً، ويذوب في ثاني كبريتيد الكربون ليعطي محلولاً بنفسجياً، ويذوب في محلول يوديد البوتاسيوم المائي ليعطي محلولاً بنياً يحوي ثالث يوديد البوتاسيوم KI3 الذي يُكوِّن بإذابته في الغول ما يعرف بصبغة اليود. ويذوب البروم في الكلوروفورم والبنزين وثاني كبريتيد الكربون ليعطي محلولاً أحمر برتقالي، ولهذا فإن هذه المذيبات تستعمل لاستخلاص البروم من محلوله المائي.

كيمياء - الخواص الكيميائية للهالوجينات

كيمياء - الخواص الكيميائية للهالوجينات - صفحة1

الخواص الكيميائية للهالوجينات:
1 ـ الترتيب الإلكتروني لأي عنصر هالوجيني ينقص عن الترتيب الإلكتروني للعنصر الخامل إلكترونا واحداً لذلك تعتبر الهالوجينات أكثر العناصر قدرة على اكتساب إلكترون واحد لما يضفيه عليها من استقرار كما هو عليه حال الغاز الخامل, ويتم ذلك بطريقتين:
أ) اكتساب إلكترون واحد من الذرات التي يكون جذبها لإلكتروناتها الخارجية ضعيفاً مثل عناصر المجموعة الرئيسية الأولى والثانية حيث تكوِّن أيوناً سالباً وينتج عن ذلك مركَّبات أيونيَّة مثل كلوريد الصوديوم, وكلوريد الكالسيوم.... وغيرها.
ب) الإشتراك مع ذرَّة أخرى شبيهة أو غير شبيهة بحيث تُشبِع كل منهما حاجة الأخرى للإلكترون وينتج عن ذلك مركبات تساهميَّة مثل CCl4, Cl2.

كيمياء - الخواص الكيميائية للهالوجينات - صفحة2

2 ـ أعداد الأكسدة لجميع الهالوجينات في معظم تفاعلاتها هو -1 , إلا أن الهالوجينات (عدا الفلور) يمكن أن تتخذ أعداد أكسدة موجبة تتراوح بين +1 إلى +7 كما في الأمثلة التالية لبعض مركبات الكلور:


صيغته الحمض عدد أكسدة الكلور صيغته الأكسيد
HClO هيبو كلوروز +1 Cl2O أول أكسيد الكلور
HClO2 كلوروز +3 Cl2O3 ( غير معروف)
HClO3 كلوريك +5 Cl2O5 ( غير معروف)
HClO4 بير كلوريك +7 Cl2O7 سابع أكسيد الكلور

كيمياء - الخواص الكيميائية للهالوجينات - صفحة3

3 ـ الهالوجينات عناصر نشطة جداً, ويقل نشاطها كلما زاد عددها الذري ( أي كلما سرنا نزولاً في المجموعة), إذ نجد كلاً من الكلور والبروم يتفاعل بسرعة مباشرة مع الهيدروجين ومعظم الفلزات واللافلزات ما عدا النيتروجين والأكسجين والكربون.

كيمياء - الخواص الكيميائية للهالوجينات - صفحة4

4 ـ الهالوجينات عوامل أكسدة قويَّة, وتقل قوتها كعوامل أكسدة مع زيادة العدد الذري لذراتها (كلما نزلنا في المجموعة من F إلى l) ويظهر ذلك كما يلي:
أ) تدرج الأكسدة بين عناصر الهالوجينات :
- الفلور يؤكسد (يطرد) جميع الهالوجينات من هاليداتها, وهي لا تطرد الفلور من الفلوريدات (لا تستطيع أكسدته).
- الكلور يؤكسد البروم فيطرده من البروميدات, ويؤكسد اليود فيطرده من اليوديدات كما في الأمثلة التالية:

- البروم يؤكسد اليود فيطرده من اليوديدات:

- بينما لا يقوى اليود على أكسدة الكلور في الكلوريدات, ولا البروم في البروميدات.

Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-
Cl2 + 2I - = I 2 + 2Cl-
Br2 + 2I - = I 2 + 2Br-

كيمياء - الخواص الكيميائية للهالوجينات - صفحة5

ب) ظاهرة قصر الألوان:
يذوب الكلور في الماء إلى حدٍّ ما مكوناً محلولاً يميل للصفرة, يسمى ماء الكلور (Chlorine Water). ومن خواص هذا المحلول أنه عامل أكسدة قوي, وعامل قصر يزيل الألوان ( شكل 7-3 ). كما يذوب البروم إلى حد ما في الماء مكونا ماء البروم, ويتحلل كلٌّ من ماء الكلور وماء البروم في الشمس إلى أكسجين وهاليد الهيدروجين كما في المعادلتين التاليتين:

ونلاحظ أن الأكسجين الناتج في حالة ماء الكلور أكسجين ذري نشط يقصر الألوان (يزيلها). بينما تلك الخاصية أقل منها في حالة البروم.
أما اليود فهو قليل الذوبان في الماء جداً. لكنه يذوب في الكلوروفورم والبنزن ليعطي محلولاً بنيا, ويذوب في ثاني كبريتيد الكربون ليعطي محلولاً بنفسجياً, ويذوب في محلول يوديد البوتاسيوم المائي ليعطي محلولاً بنياً يحوي ثالث يوديد البوتاسيوم KI3الذي يكوَّن بإذابته في الغول ما يُعرف بصبغة اليود.
ويذويب البروم في الكلوروفورم والبنزن وثاني كبريتيد الكربون ليعطي محلولاً أحمر برتقالي, ولهذا فإن هذه المذيبات تُستَعمل لاستخلاص البروم من محلوله المائي.

Cl2 + H2O
2HCl + O
2Br2 + 2H2O
4HBr + O2

كيمياء - الخواص الفيزيائية

كيمياء - الخواص الفيزيائية - صفحة1

الخواص الفيزيائية:

العنصر الفلور الكلور البروم اليود
الخواص الفيزيائية غاز أصفر باهت. غاز أصفر ضارب إلى الخضرة. سائل متطاير أحمر غامق يؤدي استنشاق أبخرته إلى تآكل الأغشية المخاطية. مادة صلبة ذات لون داكن مائل إلى الرمادي، ومظهره فلزي، ويتسامى بأبخرة سامة ذات لون أرجواني (بنفسجي).

كيمياء - الخواص الفيزيائية - صفحة2

وجود الهالوجينات في الطبيعة:

العنصر وجوده في الطبيعة توضيح
الفلور على شكل ملح الفلورسبار (فلوريد الكالسيوم) CaF2 ، والكريولايت Na3AlF6.
الكلور يوجد بنسبة ضئيلة في بعض الصخور النارية، كما يوجد على هيئة NaCl (ملح الطعام) في مياه البحار، ويوجد على هيئة رواسب من الملح في الأماكن المجاورة لبعض البحار أو في قيعان البحيرات التي تبخرت مياهها ، وفي المملكة العربية السعودية يوجد على هيئة ترسبات ملحية بكميات وافرة في القريات والقصب والقصيم... وغيرها.
البروم توجد مركباته بكميات صغيرة في مياه البحار والينابيع المالحة، كما يوجد بكميات متوسطة في الطبقات العليا لرواسب البوتاسيوم على هيئة KBr وَ MgBr2.

اليود يوجد اليود في الطبيعة على هيئة أملاح في مياه البحار بكميات قليلة، ولكنه يوجد بكميات متوسطة في بعض الأعشاب البحرية ، كما تحتوي رواسب النترات في شيلي على بعض يودات الصوديوم التي يمكن الحصول منها على كميات كبيرة من اليود.

كيمياء - الخواص الفيزيائية - صفحة3

العنصر التحضير
الفلور الفلور عامل أكسدة قوي جداً، لذلك يصعب أكسدته كيميائياً لاستخلاصه من أملاحه، ولهذا يستخرج من مركباته بالتحليل الكهربائي لمصهور أحد أملاحه خاصة فلوريد البوتاسيوم الحمضي KHF2.
العنصر التحضير
الكلور في المختبر:
تسخين ثاني أكسيد المنجنيز مع حمض الكلور المركز كما في التفاعل التالي:

4HCl + MnO2
Cl2 + MnCl2 + 2H2O

ويغسل غاز الكلور الناتج بقليل من الماء لإزالة شائب كلوريد الهيدروجين منه، ويجمع بإزاحة الهواء إلى أعلى.

العنصر التحضير
الكلور في الصناعة:
يحضر غاز الكلور في الصناعة بعدة طرق سندرس منها طريقة ديكون (Deacon): ويتم فيها تحضير غاز الكلور بأكسدة غاز كلوريد الهيدروجين بأكسجين الهواء كما في المعادلة التالية:
4HCl + O2
2H2O + 2Cl2

ويتم التفاعل في وجود كلوريد النحاس الثنائي كعامل مساعد، ولزيادة المردود الاقتصادي لهذا التفاعل يتم استعمال أكاسيد النيتروجين كمحفزات، وإزالة الماء المتكون بواسطة حمض الكبريت المركز حيث ينزاح التفاعل نحو اليمين.
كما يمكن تحضير الكلور في الصناعة بالتحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم أو محلوله المائي.

العنصر التحضير
البروم في المختبر:
بتسخين بروميد البوتاسيوم مع حمض الكبريت المركز وثاني أكسيد المنجنيز وفقاً للتفاعل التالي:

2KBr + 3H2SO4 + MnO2
Br2 + MnSO4 + 2KHSO4 + 2H2O

العنصر التحضير
البروم في الصناعة:
يحضر البروم في الصناعة بإمرار غاز الكلور وبخار الماء في محلول البروميد في برج مملوء بقطع الخزف، ويجمع البروم المتكون ويكثف بالتبريد .
العنصر التحضير
اليود في المختبر:
تسخين مزيج من يوديد البوتاسيوم مع حمض الكبريت (المركز) في وجود ثاني أكسيد المنجنيز كما في التفاعل التالي:

2KI + 3H2SO4 + MnO2
I2 + MnSO4 + 2KHSO4 + 2H2O

العنصر التحضير
اليود في الصناعة: يحضر اليود صناعياً بالاختزال الكيميائي لليودات مثل يودات الصوديوم التي تختزل بعامل مختزل مناسب.

كيمياء - الكشف عن الهالوجينات

كيمياء - الكشف عن الهالوجينات - صفحة1

الكشف عن الهالوجينات:

الكلور البروم اليود
اللون أصفر باهت.
أصفر ضارب إلى الخضرة.
داكن مائل إلى الرمادي
التأثير على ورقة تباع الشمس المبللة بالماء يزيل لونها يزيل لونها ببطء لا يغير لونها
التأثير على ورقة النشا المبللة بالماء يغير لونها إلى اللون الأزرق يكسبها لوناً أحمراً برتقالياً يغير لونها إلى اللون الأزرق

كيمياء - الكشف عن الهالوجينات - صفحة2

استخدامات الهالوجينات:

العنصر استخداماته
الفلور يستعمل فلوريد الهيدروجين في خدش الزجاج، نظراً لنشاطه الكيميائي، كما يستعمل في تعقيم الحبوب ومنع تعفنها.
الكلور يستعمل الكلور في التعقيم وخاصة مياه الشرب والمسابح، وفي القصر (إزالة الألوان)، كما تستعمل مركبات الكلور في أغراض صناعية كثيرة: فمحلول الهيبوكلورايت يستعمل في القصر والتنظيف وتعقيم مياه المسابح من البكتريا وغيرها.
البروم يستخدم البروم كثيراً في مجال استخلاص الذهب ولا يزال يستخدم لذلك؛ وفي مجال الطب يُستخدم بروميد البوتاسيوم مهدئاً كما يستخدم في قياسات الأشعة تحت الحمراء، ويستخدم بروميد الفضة في التصوير الضوئي (الفوتوغرافي).
اليود يستعمل اليود بكثرة في الأغراض الطبية مثل استعماله في صناعة صبغة اليود التي تستعمل كمطهر للجروح البسيطة إضافة إلى دخوله في بعض الأدوية المستخدمة في علاج الغدة الدرقية.

كيمياء - الكشف عن الهالوجينات - صفحة3

معلومات إثرائية

لتحضير غاز الكلور بصورة نقية وجافة يستخدم الجهاز الموضح في الشكل التالي حيث أنه بعد التخلص من أبخرة HCl بإذابتها في الماء يتم تجفيف غاز الكلور من بخار الماء بإمراره في حمض الكبريت المركز.



جهاز تحضير غاز الكلور في المختبر بصورة نقية

ملحوظة:
يوضع عادة في الوعاء الأخير (إلى اليمين) محلول ثيوكبريتات الصوديوم Na2S2O3 للتخلص من أية زيادة من غاز الكلور منعاً لتلويث جو المختبر به.

كيمياء - الكشف عن الهالوجينات - صفحة4

معلومات إثرائية

طرق أخرى لتحضير غاز الكلور في الصناعة:
يمكن تحضير غاز الكلور في الصناعة بطريقتين أخريين هما:
أ) التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد الصوديوم وتتم فيه التفاعلات التالية:

2Na(l)++2e-
2Na(l)عند المهبط
2Cl(l)-
Cl2(g) +2e-عند المصعد
ــــــــــــــــــــــــ
2Na+(l) + 2Cl-(l) = 2Na(l) + Cl2(g)

أي أن غاز الكلور يتصاعد عند المصعد، بينما يتكون فلز الصوديوم عند المهبط .
ب) ـ التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) المائي، وفي هذه الطريقة يؤخذ الماء بعين الاعتبار، ويتصاعد الكلور عند المصعد، بينما يتصاعد غاز الهيدروجين عند المهبط ، وتتم التفاعلات التالية:

2H2O + 2e-
H2(g) + 2OH-   عند المهبط
2Cl-
Cl2(g) + 2e-
  عند المصعد
ــــــــــــــــــــــــــــ
2Cl- + 2H2O = Cl2(g) + H2(g) + 2OH- التفاعل الكلي

ونظراً لوجود أيونات الصوديوم في المحلول، فإن المحلول يتحول تدريجياً من محلول كلوريد الصوديوم إلى محلول هيدروكسيد الصوديوم فتكون تلك الطريقة مناسبة أيضاً لإنتاج هيدروكسيد الصوديوم.

كيمياء - الكشف عن الهالوجينات - صفحة5

تستخدم الهالوجينات في أغراض متعددة، فالكلور يستخدم في:

1 ـ صناعة المسحوق القاصر للألوان الذي يستخدم في تبييض الملابس المصنوعة من الأقمشة ذات الأصل النباتي وتبييض لب الخشب والورق.
2 ـ صناعة غاز التبريد المعروف تجاريا بالفريون CCl2F2 المستخدم في الثلاجات وأجهزة التكييف.
3 ـ صناعة المبيدات الحشرية ومبيدات الأعشاب الضارة.
4 ـ صناعة مطهر مياه أحواض السباحة ومعقم مياه الشرب.
5 ـ صناعة بعض المطهرات الطبية ومواد التخدير كالكلوروفورم.
6 ـ يستخدم الكلور في صناعة مبلمرات كلوريد الفنيل الذي يستخدم في صناعة البلاستيك المعروف بالاسم التجاري (P.V.C) والذي تصنع منه أنابيب المياه وبلاط الأرضيات وعوازل الأسلاك الكهربائية والألعاب البلاستيكية.

كيمياء - مركبات الهالوجينات

كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة1

كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة2

مركبات الهالوجينات:
للهالوجينات مركبات كثيرة لكننا سندرس منها بعض مركبات الكلور ، ومن أهم مركبات الهالوجينات: مركباتها مع الهيدروجين (هاليدات الهيدروجين)، ومركباتها مع الأكسجين (أكاسيد الهالوجينات)، والحموض الأكسجينية للهالوجينات.

كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة3

1 ـ هاليدات الهيدروجين HX:
تتحد الهالوجينات مع الهيدروجين مكونة هاليداته HF، HCl، HBr، HI وسندرس بعض من تلك الهاليدات فيما يلي:

كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة4

كلوريد الهيدروجين (HCl):
يحضر غاز كلوريد الهيدروجين بعدة طرق منها:
* في المختبر: يحضر بتسخين مزيج من حمض الكبريت المركز مع كلوريد الصوديوم كما في المعادلة:

NaCl + H2SO4
HCl + NaHSO4

* في الصناعة: يحضر بالتفاعل المباشر بين غازي الهيدروجين والكلور حيث يمرر خليط الغازين فوق الفحم المنشط، ويعرض للضوء أو التسخين كما في المعادلة التالية:

H2 + Cl2
2HCl
جهاز تحضير HCl في المختبر

الخواص الفيزيائية لكلوريد الهيدروجين:
كلوريد الهيدروجين عند درجة الحرارة العادية غاز لا لون له، يغلي سائله عند درجة حرارة -85°م، له رائحة نفاذة تؤذي الأغشية المخاطية والحلق والأنف، لا يشتعل ولا يساعد على الاشتعال، شديد الذوبان في الماء، وتجارياً يباع محلول حمض الكلور المركز بتركيز يقارب 37% وزناً (حوالي 21 مولار).

الخواص الكيميائية لكلوريد الهيدروجين:
يؤثر غاز كلوريد الهيدروجين في وجود قليل من الرطوبة في أكاسيد الفلزات وهيدروكسيدات الفلزات معطياً كلوريد الفلز والماء، ويؤثر محلوله المائي (حمض الهيدروكلوريك) في معظم الفلزات (مثل الحديد والخارصين والقصدير وغيرها) التي تقع تحت الهيدروجين في السلسلة الكهروكيميائية مكوناً كلوريد الفلز وينطلق غاز الهيدروجين.

كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة5

الكشف عن الهاليدات:
يمكن التمييز بين الهاليدات (الكلوريدات، البروميدات، واليوديدات) بواسطة إضافة محلول نترات الفضة إلى محلول الهاليد حيث تتكون رواسب مختلفة الألوان تعتمد على نوع الهاليد كما يلي:


كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة6

2 - أكاسيد الهالوجينات:
تتخذ الهالوجينات ـ ما عدا الفلور ـ أعداد أكسدة موجبة عندما تتحد مع الأكسجين الذي يعلوها في السالبية الكهربائية مكونة أكاسيد وحموضاً أكسجينية، ومن تلك الأكاسيد:

* أول أكسيد الكلور Cl2O:
هذا الأكسيد له رائحة كريهة ولونه أصفر وله تأثير خطير على الجهاز التنفسي.
تحضيره: يحضر من تسخين أكسيد الزئبق (II) إلى ما بين 200 - 400°م، ثم وضعه في أنبوب مبرد، ويمرر فوقه تيار بطيء من الكلور الجاف كما في التفاعل التالي:


2Cl2 + HgO = HgCl2 + Cl2O

ويكثف أكسيد الكلور في الحمام المائي المبرد ليعطي سائلاً برتقالي اللون، درجة غليانه 2°م.

كيمياء - مركبات الهالوجينات - صفحة7

3 - الحموض الأوكسيجينية للهالوجينات:
للهالوجينات عدة حموض أكسجينية من أهمها:

* حمض البيركلوريك HCIO4:
تحضيره: يحضر بتقطير خليط من بير كلورات البوتاسيوم مع حمض الكبريت المركز تحت ضغط مخلخل كما في التفاعل التالي:

KCIO4
KHSO4 + HCIO4

خواصه: حمض البيركلوريك سائل لزج عديم اللون، أكثر أحماض الكلور الأكسجينية ثباتاً وواحداً من أقوى الحموض المعروفة، يغلي عند 93° م، ويتحد مع الماء بشدة، والحمض الساخن عامل مؤكسد يسبب اشتعال الورق والخشب، كما يسبب حروقاً للجلد، وقد ينفجر بشدة ولهذا يجب الاحتراس عند استخدامه.

تذكر أن:
كثيراً من الأحماض يُحضر وفق القاعدة:

ملح الحمض1 + حمض2
ملح الحمض2 + حمض1 حيث الحمض1 أقوى من الحمض2.

كيمياء - تلخيص الهالوجينات

كيمياء - تلخيص الهالوجينات - صفحة1

تلخيص الهالوجينات

كيمياء - تلخيص الهالوجينات - صفحة2

1 - تتكون مجموعة الهالوجينات (المجموعة VIIA) من عناصر الفلور، الكلور،البروم، اليود والاستاتين.
2 - تنتشر أملاح الهالوجينات في صخور القشرة الأرضية ومياه البحار والمحيطات.
3 - بزيادة العدد الذري في المجموعة السابعة، تقل السالبية الكهربائية ويزداد نصف القطر الذري.
4 - تتميز عناصر المجموعة السابعة بوجود سبعة الكترونات في المستوى الخارجي موزعة على تحت المستويات
      ns2 np5.

5 - تتدرج ألوانها وتزداد دكنة بزيادة العدد الذري.
6 - تزداد أنصاف أقطار ذراتها بزيادة العدد الذري.
7 - تتميز بسالبية كهربائية عالية.
8 - توجد الهالوجينات في الحالة العنصرية في صورة جزيئات ثنائية الذرية.
9 - يحل العنصر الهالوجيني الأعلى في السالبية الكهربائية محل الهالوجين الأقل في السالبية في مركباته.
10 - تستخدم الهالوجينات في صناعة المسحوق القاصر للألوان وصناعة غاز التبريد المعروف تجاريا
      بالفريون CCl2F2 وصناعة المبيدات الحشرية ومبيدات الأعشاب الضارة وصناعة مطهر مياه
      أحواض السباحة ومعقم مياه الشرب وصناعة بعض المطهرات الطبية ومواد التخدير كالكلوروفورم
      ويستخدم الكلور في صناعة مبلمرات كلوريد الفنيل الذي يستخدم في صناعة البلاستيك المعروف
      بالاسم التجاري (P.V.C) .

كيمياء - تلخيص الهالوجينات - صفحة3

11 - أغلب الهالوجينات توجد في الطبيعة في مياه البحار.
12 - يمكن الكشف عن الهالوجينات بملاحظة ألوانها أو باستخدام ورقة تباع الشمس المبللة بالماء أو باستخدام
      ورقة النشاء المبللة بالماء.
13 - في درجة حرارة الغرفة (25 درجة مئوية) يوجد كل من الفلور والكلور في الحالة الغازية ويوجد البروم
      على شكل سائل متطاير أما اليود فيوجد في الحالة الصلبة.
14 -

الهالوجين طريقة التحضير
الفلور التحليل الكهربائي لمصهور أحد أملاحه خاص