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.

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.

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.

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

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.

3 ـ درجة حرارة التفاعل:

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

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.

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

في المشهد أ درجة الحرارة أعلى منها في المشهد ب

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.

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.

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.

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 e_a) 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 e_a.
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.

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:

2 ـ التركيز:

3 ـ درجة الحرارة:

4 ـ العوامل الحفازة:

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

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

.
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.

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.

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

عرف ما يلي:

عرف ما يلي:

اختر التفاعل المثمر مما يلي:

اختر المناسب مما يلي:

اختر الإسم غير متجانس متجانس		2H2O(g) + 2N2O(l)		2H2(g) + 4NO(g)
اختر الإسم غير متجانس متجانس		NaCl(aq) + H2O(l)		NaOH(aq) + HCl(aq)
اختر الإسم غير متجانس متجانس		ZnCl2(aq) + H2(g)		Zn(s) + 2HCl(aq)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

A + B C + D

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

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.

(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)

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.

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.

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

العلاقة بين k_p و k_c:

k_p = k_c × _{(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.

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       h_2(g) + i_2(g) = 2hi_(g)
يعير عن ثابت الاتزان بالرمز k_p للدلالة على أن تركيز المواد معبر عنه بالضغط الجزئي:

كما يمكن أن نعبر عن ثابت الاتزان بالرمز k_c 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

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

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

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

3) في الحالات التي يتساوى فيها مجموع عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية مع مجموع عدد مولات المواد
    الناتجة الغازية فإن قيمة ثابت الاتزان k_c (أوk_p) 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.

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 k_c لهذا التفاعل = 4.4 × ³²10.

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.

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 k_c 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

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 اختر مما يلي لم تتحول تتحول 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 اختر مما يلي لم تتحول تتحول 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.

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

التعبير عن ثابت الاتزان (k_c) (k_p) 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:

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:

وبناء على ماتقدم فإن التعبير عن ثابت الاتزان k_c 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.

مثال:
في التفاعل المتزن التالي:

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

ويكون التعبير عن ثابت الاتزان كالتالي:

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 k_p.
ففي حالة تفكك كربونات الكالسيوم الصلبة يكون التعبير عن ثابت الاتزان k_p كما يلي:

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

[co₂] = k_c مول/لتر
p_co2 = k_p ض.جـ

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.

(6) إذا كانت لديك هذه المعادلة:

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

وإذا عكست المعادلة :

2nh3(g) n2(g)   +   3h2(g)

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

أ ـ تغيير التركيز:

*(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.)

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.

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.

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:

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.

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.

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.

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:

نجد أن ثابت اتزانه هو:

= k1	p(h2o)
	p(h2) × p(o2)

واذا ضربنا التفاعل في 2 ليصبح:

فإن ثابت الاتزان الجديد يكون:

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

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

يكون ثابت اتزانه:

= k1	p(co2)
	p(co) × p(o2)

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.

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

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:

وبتعويض قيمة k₁ , k₂ ثم الاختصار نحصل على:

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.

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:
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:

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

وبترتيب المعادلة:

وبحل المعادلة نجد أن:

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

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

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	2س 0.5     1 -س 0.5		1- س 0.5
	4س    2(1- س)		2(1- س)

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

n2o4(g) 2no2(g)

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

حيث الضغط الجزئي = الضغط الكلي × الكسر الجزيئي

الحل:

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

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.

الاتزان الكيميائي الديناميكي:

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.

قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان:

ثابت اتزان التفاعل هو:

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

k_p = k_c × (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.

في التفاعل المتزن التالي:

2NO2 2NO + O2

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

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

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

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

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

NH3(aq) + H2O(l) NH+4(aq) + OH-(aq)

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

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

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

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:

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.

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 :

احسب [cl₂] إذا علمت أن

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

  مول من كل من الأستر والماء.

احسب ثابت الإتزان.

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 :

اختر الإجابة الصحيحة لكل من العبارات التالية:  

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

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

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

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

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

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

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 ______.

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 K_c لهذا التفاعل.

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 K_c للنظام عند 427°س.

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

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

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

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

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

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