كيمياء HSC الوحدة 5: ملخص شامل للاتزان الكيميائي

يخلق التفاعل العكوس مشكلة تبدو غريبة. إذا كان بإمكان المتفاعلات أن تتحول إلى نواتج، وبإمكان النواتج أن تعود لتتحول إلى متفاعلات، فلماذا لا يستمر التفاعل في التغير إلى الأبد؟ وإذا توقفت التراكيز في النهاية عن التغير، فهل يعني ذلك أن الجزيئات نفسها قد توقفت عن التفاعل؟

تنبأ أولًا: تخيل أنك أغلقت تفاعلًا عكوسًا داخل دورق وتركته مدة كافية. هل تتوقع أن يتوقف التفاعل الأمامي تمامًا؟

لا يحدث ذلك. يستمر التفاعلان الأمامي والعكسي، لكنهما يحدثان في النهاية بالمعدل نفسه. هذه الفكرة، أي الاتزان الديناميكي، هي الخيط الذي يربط تقريبًا كل ما تتناوله الوحدة 5 من كيمياء HSC.

بالنسبة إلى HSC لعام 2026، ما زالت كيمياء الصف الثاني عشر تتبع منهج Chemistry Stage 6 Syllabus الذي أُدخل في عام 2017. يغطي هذا الملخص محتوى الاتزان في الوحدة 5: التفاعلات العكوسة، والأنظمة المفتوحة والمغلقة، ومبدأ لو شاتلييه، و\(K_{eq}\)، وحاصل التفاعل \(Q\)، والذوبان، وقواعد الذوبانية، و\(K_{sp}\)، والترسيب. سنتناول تفكك الأحماض والقواعد فقط باعتباره تطبيقًا للاتزان. أما النظرية التفصيلية للأحماض والقواعد، وpH، والمعايرة فتندرج ضمن الوحدة 6.

01لماذا لا تصل التفاعلات دائمًا إلى الاكتمال

تأمل تفاعلًا عكوسًا عامًا:

\[
\ce{A + B <=> C + D}
\]

في البداية، قد توجد كميات كبيرة من A وB، بينما لا يوجد تقريبًا أي C أو D. لذلك تكون التصادمات بين A وB شائعة، ويكون التفاعل الأمامي سريعًا.

مع تراكم C وD، يتغير الوضع. إذ يمكنهما الآن التصادم والخضوع إلى التفاعل العكسي.

في النهاية:

\[
\text{rate of forward reaction} = \text{rate of reverse reaction}
\]

هذا هو الاتزان الديناميكي.

تصبح تراكيز A وB وC وD ثابتة، لكن الجزيئات تستمر في التفاعل في كلا الاتجاهين.

يمكن تصور الأمر على أنه غرفتان في حفلة. يستمر الناس في الانتقال بين الغرفتين، لكن افترض أن 10 أشخاص ينتقلون إلى اليسار كل دقيقة و10 أشخاص ينتقلون إلى اليمين كل دقيقة. يبقى عدد الأشخاص في كل غرفة ثابتًا رغم أن الأفراد ما زالوا يتحركون.

تمثل الغرفتان المتفاعلات والنواتج، بينما يمثل انتقال الأشخاص بينهما التفاعلات.

لكن هذا التشبيه له حدوده، لأن الجزيئات لا تتخذ قرارات اجتماعية تندم عليها. فسلوكها ينتج عن التصادمات والطاقة والاحتمال.

الاتزان لا يعني تساوي التراكيز

هذه إحدى أسهل النقاط التي يمكن الوقوع في خطئها في هذه الوحدة.

عند الاتزان:

\[
\text{forward rate} = \text{reverse rate}
\]

لكن هذا لا يعني أن:

\[
[\text{reactants}] = [\text{products}]
\]

قد يحتوي اتزان ما على النواتج في الغالب، بينما يحتوي اتزان آخر على المتفاعلات في الغالب.

نصف ذلك بأنه موضع الاتزان.

لماذا يهم النظام المغلق

لكي يتأسس الاتزان، يجب عادةً أن تبقى المواد المتفاعلة داخل النظام.

يمكن لـ النظام المغلق تبادل الطاقة مع الوسط المحيط، لكنه لا يتبادل المادة. والدورق المحكم الإغلاق مثال واضح على ذلك.

أما النظام المفتوح فيمكنه تبادل كل من الطاقة والمادة.

تخيل:

\[
\ce{H2O(l) <=> H2O(g)}
\]

في زجاجة محكمة الإغلاق، يتبخر الماء ويتكاثف بخار الماء. وفي النهاية يمكن أن يصبح معدلا العمليتين متساويين.

أما في طبق مفتوح، فيتسرب بخار الماء باستمرار إلى الغرفة. ولا تستطيع العملية العكسية مجاراة ذلك، ولذلك لا ينشئ النظام الاتزان نفسه.

الاتزان الساكن والاتزان الديناميكي

في الاتزان الساكن لا يحدث تغير كلي، ولا توجد عمليات مجهرية متعاكسة مستمرة.

أما الاتزان الديناميكي فلا يظهر فيه أيضًا تغير كلي ملحوظ، لكن العمليات المتعاكسة تستمر بالمعدلات نفسها.

الاتزانات الكيميائية تكون عمومًا ديناميكية.

ما دور الإنثالبي والإنتروبيا ونظرية التصادم؟

تبني الوحدة 5 على أفكار من الصف الحادي عشر.

يتعلق الإنثالبي بتغيرات الطاقة. أما الإنتروبيا فتتعلق بانتشار الطاقة والمادة. ويساعدان معًا في تفسير سبب كون بعض التغيرات مفضلة ديناميكيًا حراريًا، في حين تتطلب تغيرات أخرى إمدادًا مستمرًا بالطاقة.

لكن التفضيل الديناميكي الحراري ليس هو نفسه سرعة التفاعل.

قد يكون التفاعل مفضلًا، لكنه بطيء للغاية لأن الجسيمات نادرًا ما تتصادم بطاقة كافية لتجاوز طاقة التنشيط.

لذلك تفسر نظرية التصادم معدل الاقتراب من الاتزان، بينما تساعد الديناميكا الحرارية في تفسير الاتجاه المفضل.

تحقق سريع: يبدو خليط اتزان مغلقًا دون أي تغير طوال عشر دقائق. هل توقفت التفاعلات؟

الإجابة: لا. عند الاتزان الديناميكي، يستمر كلا التفاعلين. وعدم وجود تغير على المستوى العياني يعني أن معدليهما متساويان.

02مبدأ لو شاتلييه: التنبؤ بكيفية إزاحة الاتزان

بعد أن يصل النظام إلى الاتزان، قم بإحداث اضطراب فيه.

أضف مزيدًا من المتفاعل. اضغط الوعاء. سخّنه.

ماذا يحدث؟

ينص مبدأ لو شاتلييه على أنه عندما يتعرض نظام في حالة اتزان لاضطراب، فإن النظام ينزاح في الاتجاه الذي يعاكس هذا الاضطراب جزئيًا.

انتبه إلى الصياغة. فالاضطراب لا يُلغى بطريقة سحرية، بل يتكيف الاتزان معه فحسب.

تغيير التركيز

تأمل:

\[
\ce{Fe^3+(aq) + SCN^-(aq) <=> FeSCN^2+(aq)}
\]

إذا أضيف المزيد من \(\mathrm{Fe}^{3+}\)، يصبح لدى النظام فائض من المتفاعل.

يُفضَّل التفاعل الأمامي، فيستهلك جزءًا من \(\mathrm{Fe}^{3+}\) المضاف وينتج المزيد من \(\ce{FeSCN^2+}\).

لذلك ينزاح الاتزان نحو اليمين.

إذا أزلت ناتجًا، ينطبق المنطق نفسه. ينزاح النظام نحو اليمين ليعوّض بعض ما تمت إزالته.

قاعدة جيدة لاتخاذ القرار هي:

• أضف شيئًا -> ينزاح الاتزان بعيدًا عنه
• أزل شيئًا -> ينزاح الاتزان نحوه

هذه قاعدة مختصرة وليست السبب الأساسي. إذ تتغير ترددات التصادم أولًا، مما يغير معدل التفاعل الأمامي أو العكسي.

تغيير الضغط أو الحجم

يهم الضغط بصورة رئيسية في الاتزانات الغازية.

تأمل:

\[
\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}
\]

يوجد أربعة مولات من الغاز على اليسار ومولان على اليمين.

قلل الحجم الآن.

تصبح جميع جسيمات الغاز أكثر ازدحامًا، فيزداد الضغط. وينزاح الاتزان نحو الجانب الذي يحتوي على عدد أقل من مولات الغاز، وهو الجانب الأيمن.

لذلك يُفضَّل تكوين المزيد من \(\ce{NH3}\).

زيادة الحجم تؤدي إلى العكس.

خطأ شائع: زيادة الضغط لا تجعل الاتزان ينزاح نحو اليمين تلقائيًا. عليك عد معاملات المواد الغازية.

إذا احتوى الجانبان على العدد الكلي نفسه من مولات الغاز، فإن تغيير الضغط لا يفضل أيًا من الجانبين.

تغيير درجة الحرارة

تختلف درجة الحرارة لأن الحرارة تشارك في ميزان الطاقة للتفاعل.

بالنسبة إلى تفاعل أمامي طارد للحرارة، تخيل الحرارة كناتج:

\[
\ce{Reactants <=> Products + heat}
\]

تسخين النظام يعادل فعليًا إضافة ناتج، لذلك ينزاح الاتزان نحو اليسار.

أما التبريد فيزيل الحرارة، لذلك ينزاح الاتزان نحو اليمين.

بالنسبة إلى تفاعل أمامي ماص للحرارة:

\[
\ce{Reactants + heat <=> Products}
\]

يؤدي التسخين إلى إزاحة الاتزان نحو اليمين.

ينتج عن ذلك قاعدة من الأفضل فهمها بدل حفظ أربع حالات منفصلة:

زيادة درجة الحرارة تفضل الاتجاه الماص للحرارة. وخفض درجة الحرارة يفضل الاتجاه الطارد للحرارة.

العوامل الحفازة هي الاستثناء المربك

افترض أنك أضفت عاملًا حفازًا.

هل سينزاح الاتزان؟

لا.

يوفر العامل الحفاز مسارًا بديلًا ذا طاقة تنشيط أقل. وهو يزيد معدلي التفاعل الأمامي والعكسي معًا.

يصل النظام إلى الاتزان بسرعة أكبر، لكن موضع الاتزان لا يتغير.

هذا التمييز مهم:

• الحركية الكيميائية تسأل: ما مدى السرعة؟
• الاتزان يسأل: إلى أين يستقر النظام؟

يغير العامل الحفاز الأول، وليس الثاني.

تحقق سريع: بالنسبة إلى تفاعل أمامي طارد للحرارة، تمت زيادة درجة الحرارة. ماذا يحدث لموضع الاتزان؟

الإجابة: ينزاح نحو المتفاعلات لأن الاتجاه العكسي الماص للحرارة يصبح مفضلًا.

03\(K_{eq}\) و\(Q\): التعبير العددي عن الاتزان

يتنبأ مبدأ لو شاتلييه بالإزاحات بصورة نوعية. لكننا نحتاج أحيانًا إلى قيمة عددية.

بالنسبة إلى:

\[
\ce{aA(aq) + bB(aq) <=> cC(aq) + dD(aq)}
\]

يكون تعبير ثابت الاتزان:

\[
K_{eq}=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}
\]

تشير الأقواس المربعة إلى تركيز الاتزان بوحدة \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\). وتمثل الأحرف الصغيرة \(a\)، و\(b\)، و\(c\)، و\(d\) المعاملات في المعادلة الموزونة.

وتصبح المعاملات أسسًا.

على سبيل المثال:

\[
\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)}
\]

يعطي:

\[
K_{eq}=\frac{[\ce{HI}]^2}{[\ce{H2}][\ce{I2}]}
\]

ماذا يخبرك مقدار \(K_{eq}\)؟

إذا كانت \(K_{eq}\) أكبر بكثير من 1، تكون النواتج مفضلة عند الاتزان.

إذا كانت \(K_{eq}\) أصغر بكثير من 1، تكون المتفاعلات مفضلة.

إذا كانت \(K_{eq}\) قريبة من 1، فعادةً ما توجد كميات معتبرة من الطرفين.

لكنها لا تخبرك بسرعة حدوث التفاعل.

يمكن أن تكون قيمة \(K_{eq}\) لتفاعل ما هائلة، ومع ذلك يستغرق وقتًا طويلًا جدًا للوصول إلى الاتزان.

تُستبعد المواد الصلبة والسوائل النقية

بالنسبة إلى اتزان غير متجانس مثل:

\[
\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}
\]

لا تظهر المواد الصلبة النقية في تعبير الاتزان.

قد تتغير كمية المادة الصلبة، لكن تركيزها بالمعنى الديناميكي الحراري المستخدم هنا يبقى ثابتًا فعليًا.

درجة الحرارة وحدها تغير \(K_{eq}\)

قد يؤدي تغيير التركيز أو الضغط أو الحجم إلى إزاحة موضع الاتزان، لكن بعد أن يستقر النظام من جديد عند درجة الحرارة نفسها، تبقى قيمة \(K_{eq}\) دون تغيير.

أما تغيير درجة الحرارة فيغير \(K_{eq}\).

ولهذا تختلف درجة الحرارة اختلافًا جوهريًا عن الاضطرابات الأخرى.

\(Q\): أين يوجد النظام الآن؟

يستخدم حاصل التفاعل، \(Q\)، التعبير نفسه المستخدم في \(K_{eq}\)، لكن التراكيز لا يلزم أن تكون تراكيز عند الاتزان.

قارن بينها:

بالنسبة إلى الاتزان العادي:

• \(Q < K_{eq}\): يسير التفاعل إلى الأمام
• \(Q = K_{eq}\): النظام عند الاتزان
• \(Q > K_{eq}\): يسير التفاعل في الاتجاه العكسي

فكر في \(K_{eq}\) على أنها الوجهة، وفي \(Q\) على أنها موقعك الحالي.

غير المشبع والمشبع وفوق المشبع

يمكن لـ المحلول غير المشبع إذابة المزيد من المذاب في الظروف الحالية.

أما المحلول المشبع فيكون في حالة اتزان مع المذاب غير الذائب.

ويحتوي المحلول فوق المشبع على كمية من المذاب الذائب أكبر مما يكون مستقرًا عادةً عند تلك الدرجة من الحرارة. وهو غير مستقر وقد يتبلور عند تعرضه لاضطراب.

قواعد الذوبانية مفيدة، لكنها نوعية

افترض أنك خلطت محلولين أيونيين.

يمكنك أولًا استخدام قواعد الذوبانية للتنبؤ بما إذا كان من المحتمل تكوين ناتج غير ذائب.

على سبيل المثال:

\[
\ce{AgNO3(aq) + NaCl(aq) -> AgCl(s) + NaNO3(aq)}
\]

المعادلة الأيونية الصافية المهمة هي:

\[
\ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}
\]

تُعد قواعد الذوبانية ممتازة لتحديد الرواسب المحتملة. أما \(K_{sp}\) فتسمح لنا بإجراء التنبؤ بصورة كمية.

الذوبانية ومعالجة الأغذية

يطلب المنهج أيضًا من الطلاب استقصاء كيفية مشاركة اتزانات الذوبانية في ممارسات معالجة الأغذية التقليدية لدى شعوب السكان الأصليين وسكان جزر مضيق توريس، بما في ذلك أمثلة تتعلق بأغذية السيكاد. يمكن للغسل أو النقع المتكرر أن ينقل المواد السامة القابلة للذوبان في الماء من المادة النباتية إلى الماء المحيط، الذي يُزال بعد ذلك.

الفكرة الكيميائية مألوفة: إزالة المادة المذابة باستمرار يمكن أن تسمح بدخول المزيد من تلك المادة إلى المحلول.

تعتمد طرق التحضير المحددة على نوع الغذاء والمجتمع، ولذلك لا ينبغي التعامل مع هذا النموذج الكيميائي باعتباره طريقة معالجة عالمية واحدة.

05\(K_{sp}\): قياس اتزان الذوبانية

بالنسبة إلى ملح شحيح الذوبان:

\[
\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}
\]

يكون حاصل الإذابة:

\[
K_{sp}=[\mathrm{Ag}^{+}][\mathrm{Cl}^{-}]
\]

تُستبعد المادة الصلبة.

تأمل الآن:

\[
\ce{CaF2(s) <=> Ca^2+(aq) + 2F-(aq)}
\]

معامل 2 مهم:

\[
K_{sp}=[\mathrm{Ca}^{2+}][\mathrm{F}^{-}]^2
\]

افترض أن الذوبانية المولارية لـ \(\ce{CaF2}\) هي \(s\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

لكل مول من \(\ce{CaF2}\) يذوب:

\[
[\mathrm{Ca}^{2+}]=s
\]

و:

\[
[\mathrm{F}^{-}]=2s
\]

لذلك:

\[
K_{sp}=s(2s)^2=4s^3
\]

هذه الخطوة الستوكيومترية هي الموضع الذي تحدث فيه أخطاء كثيرة في حسابات \(K_{sp}\).

تحقق سريع: إذا كانت الذوبانية المولارية لـ \(\ce{AgCl}\) في الماء النقي هي \(s\)، فما تعبير \(K_{sp}\) بدلالة \(s\)؟

الإجابة:

\[
\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}
\]

إذن:

\[
[\mathrm{Ag}^{+}]=s,\qquad [\mathrm{Cl}^{-}]=s
\]

وبالتالي:

\[
K_{sp}=s^2
\]

لا تقارن قيم \(K_{sp}\) بشكل أعمى

غالبًا ما تشير قيمة \(K_{sp}\) الأكبر إلى ذوبانية أكبر عندما تكون للأملاح النسبة الأيونية نفسها.

لكن المقارنة المباشرة بين قيم \(K_{sp}\) لمواد مثل \(\ce{AgCl}\) و\(\ce{CaF2}\) قد تكون مضللة، لأن تعبيرات الاتزان الخاصة بها تحتوي على أسس مختلفة.

احسب الذوبانية المولارية إذا كنت تحتاج إلى مقارنة عادلة.

تأثير الأيون المشترك

عد إلى:

\[
\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}
\]

أضف الآن كلوريدًا قابلًا للذوبان مثل \(\ce{NaCl}\).

يؤدي \(\mathrm{Cl}^{-}\) الإضافي إلى إزاحة الاتزان نحو اليسار. يصبح تكوين المزيد من \(\ce{AgCl}\) على هيئة مادة صلبة مفضلًا، ولذلك تقل ذوبانية \(\ce{AgCl}\).

يُسمى هذا تأثير الأيون المشترك.

ومن المهم أن \(K_{sp}\) لم تتغير لأن درجة الحرارة لم تتغير.

06التنبؤ بالترسيب باستخدام \(Q_{sp}\)

افترض أن محلولين صافيين تم خلطهما. أنت تعرف تراكيز الأيونات وقيمة \(K_{sp}\).

هل سيتكون راسب بالفعل؟

استخدم \(Q_{sp}\).

بالنسبة إلى:

\[
\ce{PbI2(s) <=> Pb^2+(aq) + 2I-(aq)}
\]

\[
Q_{sp}=[\mathrm{Pb}^{2+}][\mathrm{I}^{-}]^2
\]

ثم قارن:

• \(Q_{sp}K_{sp}\): يكون الترسيب مفضلًا

هناك خطأ مزعج يجب الانتباه إليه: عند خلط المحاليل، يتعرض كلاهما للتخفيف.

لا تستخدم تراكيزهما الأصلية مباشرةً.

07كيف ترتبط أجزاء الوحدة كلها معًا

تصبح الوحدة 5 أسهل بكثير عندما تتوقف عن التعامل معها باعتبارها مجموعة من القواعد غير المترابطة.

تقريبًا كل مسألة تسأل نسخة من السؤال نفسه:

في أي اتجاه سيتحرك هذا النظام الكيميائي، وأين سيستقر في النهاية؟

ابدأ بالصورة الفيزيائية. يمكن للتفاعلات العكوسة أن تسير في كلا الاتجاهين. وفي نظام مغلق مناسب، يمكن أن تتساوى معدلاتها، مما ينتج اتزانًا ديناميكيًا.

بعد ذلك اختر الأداة المناسبة.

إذا غيّر السؤال التركيز أو الضغط أو الحجم أو درجة الحرارة، ففكر في مبدأ لو شاتلييه.

إذا سأل عن اتجاه التفاعل انطلاقًا من تراكيز عددية، فاحسب \(Q\) وقارنها بـ \(K_{eq}\).

إذا سأل عن موضع التفاعل عند الاتزان، ففسر \(K_{eq}\).

إذا كانت مادة صلبة أيونية تذوب، ففكر في الذوبان والترسيب باعتبارهما تفاعلين متعاكسين.

إذا سأل السؤال عن أقصى كمية مذابة من ملح شحيح الذوبان، فاستخدم \(K_{sp}\).

إذا تم خلط محلولين وكان عليك تحديد ما إذا كان سيتكون راسب، فضع التخفيف في الحسبان أولًا، ثم احسب \(Q_{sp}\) وقارنها بـ \(K_{sp}\).

وكلما رأيت عاملًا حفازًا، قاوم إغراء إزاحة الاتزان. فالعامل الحفاز يغير سرعة الوصول إلى الاتزان، وليس موضع الاتزان.

يمثل هذا الإطار جسرًا مفيدًا إلى الوحدة 6. فتأين الحمض ليس نوعًا جديدًا تمامًا من الكيمياء، بل هو نظام عكوس آخر تحكمه مبادئ الاتزان نفسها التي بنيتها للتو.