مدونة التربية و التعليم في الجزائر – دروس، فروض، نتائج امتحانات مدونة التربية والتعليم في الجزائر | تحضير الدروس، فروض واختبارات، نتائج البكالوريا وBEM، مسابقات التوظيف، والتوجيه المدرسي للطلاب وأولياء الأمور.
🎯 أهداف التعلم
- تعريف مفهوم التوازن الكيميائي وتمييزه عن التوازن الفيزيائي
- فهم حالة التوازن الديناميكي على المستوى المجهري
- صياغة ثابت التوازن Kc وتطبيقه على مختلف التفاعلات
- تطبيق قاعدة لو شاتيليه لتوقع اتجاه تغير التوازن
- حل تمارين بكالوريا في التوازن الكيميائي
📝 تمهيد
عند مزج حمض الخليك (CH₃COOH) مع الإيثانول (C₂H₅OH) ينتج مركب جديد هو أسيتات الإيثيل (الإستر) مع الماء. لكن هل يتحول كل الحمض والكحول إلى إستر وماء؟ الجواب: لا! فالتفاعل لا يتم بنسبة 100%، بل يتوقف عند حالة وسطية تُسمى حالة التوازن الكيميائي، حيث توجد المتفاعلات والنواتج معاً في نفس الوسط. هذه الحالة تمثل أحد أهم المفاهيم في الكيمياء الفيزيائية، وتُختبر باستمرار في امتحان البكالوريا.
⚖️ 1. مفهوم التوازن الكيميائي
1.1 تعريف التوازن الكيميائي
التوازن الكيميائي هو حالة من السكون الظاهري (الماكروسكوبي) يصل إليها نظام التفاعل عندما تتساوى سرعتا التفاعلين: سرعة التفاعل المباشر (اتجاه تشكل النواتج) وسرعة التفاعل العكسي (اتجاه تشكل المتفاعلات). عند هذه النقطة، لا يطرأ أي تغير ملحوظ على تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة مع مرور الزمن، مع بقاء التفاعل مستمراً على المستوى المجهري — وهذا ما نسميه التوازن الديناميكي.
حيث:
A, B: المواد المتفاعلة | C, D: المواد الناتجة
a, b, c, d: المعاملات التناسبية (الستوكيومترية) في المعادلة الموزونة
الرمز ⇌ (السهمان المتعاكسان) يميز التفاعل الانعكاسي (المنعكس) عن التفاعل التام (→).
1.2 التوازن الديناميكي
على المستوى العياني (الماكروسكوبي): نلاحظ ثبات التراكيز ودرجة الحرارة والضغط. على المستوى المجهري (الجزيئي): تتصادم الجزيئات وتتفاعل باستمرار، فالمتفاعلات تتحول إلى نواتج والنواتج تتحول إلى متفاعلات بنفس السرعة، وكأن الحصانين يركضان بسرعة متساوية على عجلة — الحركة قائمة لكن لا تغير في المجموع.
1.3 التوازن الكيميائي مقابل التوازن الفيزيائي
| وجه المقارنة | التوازن الكيميائي | التوازن الفيزيائي |
|---|---|---|
| طبيعة التحول | روابط كيميائية تنكسر وتتشكل | تغير الحالة الفيزيائية فقط (تبخر، انصهار، ذوبان) |
| هوية الجزيئات | تتغير الهوية الكيميائية | نفس الجزيئات (H₂O بخار = H₂O سائل = H₂O جليد) |
| مثال | N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ | H₂O(l) ⇌ H₂O(g) |
📐 2. ثابت التوازن Kc
2.1 التعبير عن ثابت التوازن (قانون العمل الكتلي)
وضع العالمان غولدبرغ وواج (Guldberg & Waage, 1864) القانون المعروف بـ قانون العمل الكتلي (Law of Mass Action) والذي ينص على أنه عند التوازن، تكون حاصل ضرب تراكيز النواتج مرفوعة إلى أس معاملاتها مقسوماً على حاصل ضرب تراكيز المتفاعلات مرفوعة إلى أس معاملاتها مساوياً لعدد ثابت يُسمى ثابت التوازن.
Kc = [C]c · [D]d / [A]a · [B]b
حيث:
[ ]: التركيز المولي (mol/L) للمادة عند التوازن
Kc: ثابت التوازن بدلالة التراكيز المولية (بلا وحدة — الأقواس المربعة تراكيز مقسومة على 1 mol/L)
2.2 ثابت التوازن بدلالة الضغوط الجزئية Kp
عند التعامل مع الغازات، نعبر عن ثابت التوازن بدلالة الضغوط الجزئية:
العلاقة بين Kc و Kp:
حيث Δn = (c + d) — (a + b) = مجموع معاملات النواتج — مجموع معاملات المتفاعلات (في الحالة الغازية فقط).
2.3 دلالة قيمة Kc
| قيمة Kc | الدلالة | مثال |
|---|---|---|
| Kc ≫ 1 (كبير جداً) | التوازن منزاح نحو النواتج — تفاعل شبه تام | تفاعل NaOH + HCl → NaCl + H₂O |
| Kc ≪ 1 (صغير جداً) | التوازن منزاح نحو المتفاعلات — التفاعل ضعيف | 2H₂ + O₂ ⇌ 2H₂O عند 2000°C (Kc صغير) |
| Kc ≈ 1 | تراكيز متقاربة بين المتفاعلات والنواتج | CH₃COOH + C₂H₅OH ⇌ CH₃COOC₂H₅ + H₂O |
2.4 ملاحظات مهمة عند كتابة Kc
- ❌ لا تُدرج المواد الصلبة (s) ولا السائلة النقية (l) في تعبير Kc — فأي نشاطها ثابت ≈ 1
- ✅ تُدرج المواد الغازية (g) والمائية (aq) فقط
- التركيز المستخدم هو التركيز المولي عند التوازن (بعد توقف التغير)
- Kc يتغير بتغير درجة الحرارة فقط — لا يتغير بتغير التراكيز أو الضغط
🔄 3. قاعدة لو شاتيليه (Le Chatelier’s Principle)
3.1 تأثير تغيير التركيز
عند زيادة تركيز مادة متفاعلة → النظام يزيح توازنه نحو النواتج (اتجاه استهلاك المادة المضافة).
عند زيادة تركيز مادة ناتجة → النظام يزيح توازنه نحو المتفاعلات (اتجاه استهلاك المادة المضافة).
عند إنقاص التركيز (بإزالة مادة) → النظام يزيح توازنه نحو تعويض النقص.
مثال تطبيقي: في التفاعل N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)، إذا أضفنا المزيد من H₂ فإن التوازن يزاح نحو اليمين (←) لإنتاج مزيد من NH₃، وهو ما يُستخدم في الصناعة (عملية هابر-بوش).
3.2 تأثير تغيير الضغط والحجم
يؤثر تغيير الضغط فقط على التفاعلات التي تشمل غازات حيث Δn ≠ 0:
- زيادة الضغط (أو إنقاص الحجم) → يزيح التوازن نحو الجهة التي تحتوي عدد مولات غازية أقل
- إنقاص الضغط (أو زيادة الحجم) → يزيح التوازن نحو الجهة التي تحتوي عدد مولات غازية أكبر
مثال: في التفاعل 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)
عدد مولات الغاز في المتفاعلات = 2+1 = 3 مولات. عدد مولات الغاز في النواتج = 2 مولات.
زيادة الضغط → يزاح التوازن نحو اليمين (النواتج) لأنها تحتوي عدد مولات أقل.
3.3 تأثير تغيير درجة الحرارة
العامل الوحيد الذي يغير قيمة Kc:
- إذا كان التفاعل طارد للحرارة (ΔH < 0): رفع درجة الحرارة → يزاح التوازن نحو المتفاعلات (جهة الامتصاص)، وKc تتناقص
- إذا كان التفاعل ماص للحرارة (ΔH > 0): رفع درجة الحرارة → يزاح التوازن نحو النواتج، وKc تتزايد
معادلة كمية تصف تغير Kc مع درجة الحرارة.
3.4 تأثير الحفز (المحفز)
المحفز لا يغير حالة التوازن — فهو يسرع التفاعلين معاً (المباشر والعكسي) بنفس المقدار، فيصل النظام إلى التوازن أسرع لكن دون تغيير موضع التوازن أو قيمة Kc.
📊 4. جدول تقدم التفاعل (جدول J.K.L)
لتحديد تراكيز المواد عند التوازن، نستخدم جدول تقدم التفاعل (أو جدول J.K.L حسب المنهاج الجزائري):
| المركب | n₀ (الابتدائي) | Δn (التغير) | n_eq (عند التوازن) | [ ]eq (التركيز) |
|---|---|---|---|---|
| A | n₀(A) | —a·x | n₀(A) — a·x | [A] = n_eq / V |
| B | n₀(B) | —b·x | n₀(B) — b·x | [B] = n_eq / V |
| C | 0 (أو n₀(C)) | +c·x | c·x (أو n₀(C)+c·x) | [C] = n_eq / V |
| D | 0 (أو n₀(D)) | +d·x | d·x (أو n₀(D)+d·x) | [D] = n_eq / V |
حيث x : تقدم التفاعل عند التوازن (mol).
✍️ 5. تمارين بكالوريا محلولة
🔹 تمرين 1: حساب ثابت التوازن Kc
📌 بكالوريا 2023 — شعبة علوم تجريبية
المعطيات: نضع في مفاعل حجمه 2 L كمية من حمض الخليك CH₃COOH مقدارها 0.5 mol وكمية من الإيثانول C₂H₅OH مقدارها 0.5 mol، فيتفاعلان حسب المعادلة:
CH₃COOH + C₂H₅OH ⇌ CH₃COOC₂H₅ + H₂O
بعد بلوغ التوازن، وجد أن كمية الإستر المتشكل هي 0.334 mol.
1. احسب تراكيز جميع الأنواع الكيميائية عند التوازن.
2. استنتج قيمة Kc لهذا التفاعل عند درجة حرارة التجربة.
3. ماذا تستنتج من قيمة Kc؟
✅ الحل:
1. جدول التقدم:
n₀(CH₃COOH) = 0.5 mol | n₀(C₂H₅OH) = 0.5 mol | n₀(إستر) = 0 | n₀(H₂O) = 0
n_eq(إستر) = 0.334 mol → x = 0.334 mol (لأن معامل الإستر = 1)
n_eq(CH₃COOH) = 0.5 — 0.334 = 0.166 mol
n_eq(C₂H₅OH) = 0.5 — 0.334 = 0.166 mol
n_eq(إستر) = 0.334 mol
n_eq(H₂O) = 0.334 mol
التراكيز (بقسمة على V=2L):
[CH₃COOH] = 0.166/2 = 0.083 mol/L
[C₂H₅OH] = 0.166/2 = 0.083 mol/L
[إستر] = 0.334/2 = 0.167 mol/L
[H₂O] = 0.334/2 = 0.167 mol/L
2. حساب Kc:
3. الاستنتاج: Kc ≈ 4.05 (أكبر قليلاً من 1). هذا يعني أن التفاعل يسير في الاتجاهين بنسب متقاربة، لكنه يميل قليلاً نحو النواتج (←). هذا هو تفاعل الأسترة — تفاعل انعكاسي نموذجي لا يصل إلى نهايته (ليس تاماً).
🔹 تمرين 2: قاعدة لو شاتيليه وتأثير تغيير الظروف
📌 بكالوريا 2022 — شعبة رياضيات
لدينا التفاعل التالي في حالة توازن:
2NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g) ΔH = —58 kJ/mol
غاز NO₂ لونه بني محمر، وغاز N₂O₄ عديم اللون. عند درجة 25°C، Kc = 8.8.
1. صف اتجاه تغير التوازن إذا قمنا بزيادة درجة الحرارة إلى 50°C. ماذا تلاحظ على اللون؟
2. ما تأثير زيادة الضغط على التوازن؟ وعلى Kc؟
3. احسب Kp عند 25°C علماً أن R = 0.082 L·atm/mol·K.
✅ الحل:
1. تأثير رفع درجة الحرارة:
التفاعل طارد للحرارة (ΔH = −58 kJ/mol). رفع درجة الحرارة يزيح التوازن نحو جهة المتفاعلات (جهة الامتصاص — يعاكس الإجهاد الحراري). إذاً، يزداد تركيز NO₂ (بني محمر) ← يزداد اللون البني المحمر في الوعاء.
كما أن قيمة Kc تتناقص (لأن Kc عند 50°C < 8.8).
2. تأثير زيادة الضغط:
نحسب Δn = عدد مولات النواتج الغازية — عدد مولات المتفاعلات الغازية
Δn = 1 — 2 = —1 (أي نقص في عدد المولات)
زيادة الضغط → يزاح التوازن نحو الجهة التي تحتوي عدد مولات أقل ← نحو النواتج (N₂O₄).
⚠️ Kc لا تتغير بتغير الضغط — بل تتغير فقط بتغير درجة الحرارة. الضغط يغير موضع التوازن (التراكيز) لكنه لا يغير ثابت التوازن.
3. حساب Kp:
T = 25 + 273 = 298 K
R = 0.082 L·atm/mol·K
Δn = 1 — 2 = —1
Kp = 8.8 × (0.082 × 298)—1
Kp = 8.8 / (24.44) ≈ 0.36
لاحظ أن Kp < Kc عندما Δn سالب (عدد مولات النواتج الغازية أقل من المتفاعلات).
🔹 تمرين 3: تحديد تراكيز التوازن من Kc
📌 بكالوريا 2024 — شعبة تقني رياضي
التفاعل التالي يتم في دورق حجمه 1 L:
H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)
عند درجة 450°C، Kc = 54. وضعنا في الدورق 0.5 mol من H₂ و 0.5 mol من I₂.
1. احسب تراكيز المواد عند التوازن.
✅ الحل:
1. جدول التقدم: (V=1L، لذا التركيز = عدد المولات)
| المركب | n₀ (mol) | عند التوازن |
|---|---|---|
| H₂ | 0.5 | 0.5 — x |
| I₂ | 0.5 | 0.5 — x |
| HI | 0 | 2x |
تعبير Kc:
بأخذ الجذر التربيعي للطرفين (جميع الكميات موجبة):
2x / (0.5 — x) = √54 = 7.35
2x = 7.35 × (0.5 — x) = 3.675 — 7.35x
2x + 7.35x = 3.675
9.35x = 3.675
x = 0.393 mol
التراكيز عند التوازن:
[H₂] = 0.5 — 0.393 = 0.107 mol/L[I₂] = 0.107 mol/L
[HI] = 2 × 0.393 = 0.786 mol/L
التحقق: Kc = (0.786)² / (0.107 × 0.107) = 0.618 / 0.0114 = 54.2 ≈ 54 ✅
📋 6. ملخص الدرس
- التوازن الكيميائي: حالة تتساوى فيها سرعتا التفاعل المباشر والعكسي → ثبات التراكيز مع بقاء التفاعل مستمراً جزيئياً (توازن ديناميكي).
- ثابت التوازن Kc: يعبر عن العلاقة بين تراكيز المواد عند التوازن. يتغير فقط بتغير درجة الحرارة. لا تشمل المواد الصلبة والسوائل النقية في تعبيره.
- قاعدة لو شاتيليه: النظام يعاكس أي إجهاد يطرأ عليه (تغيير تركيز، ضغط، حرارة).
- تأثير الحفز: لا يغير التوازن ولا Kc — فقط يسرع الوصول إليه.
- Kp = Kc · (RT)Δn لربط ثابتي التوازن في الأنظمة الغازية.
💡 نصائح للبكالوريا
- ❌ خطأ شائع: إدراج المواد الصلبة والسوائل النقية في تعبير Kc. تذكّر: فقط (aq) و (g) تُدرج.
- ❌ خطأ شائع: الاعتقاد أن تغيير الضغط يغير Kc. Kc يتغير فقط مع درجة الحرارة.
- ☑️ نصيحة: في التمارين، ارسم جدول التقدم أولاً — هذا ينظم المعطيات ويمنع الأخطاء.
- ☑️ عندما Δn = 0، يكون Kp = Kc (مثل H₂ + I₂ ⇌ 2HI).
📍 دروس مشابهة:
- المتابعة الزمنية للتحول الكيميائي: سرعة التفاعل وعوامل التأثير – الثالثة ثانوي (بكالوريا)
- التحليل الكهربائي: التفاعلات القسرية وتطبيقات الطلاء الكهربائي – الثالثة ثانوي (بكالوريا)
