تفاعلات الأكسدة والاختزال

تفاعلات الأكسدة والاختزال

 الأكسدة والاختزال :

الأكسدة : تتضمن فقد إلكترونات ، والاختزال : يتضمن كسب إلكترونات ، والعمليتان تحدثان بشكل متزامن .

أعداد الأكسدة : هو مقدار الشحنة الكهربائية التي تبدو على ذرة العنصر في المركب سواء كان تساهمياً أو أيونياً .

قواعد حساب أعداد الأكسدة :

1ـ عدد الأكسدة لأي عنصر غير متحد = صفر(لا توجد شحنات على ذرة العنصر). مثال عدد التأكسد لكل من  Na , K , I2 = صفر

2ـ عدد الأكسدة للأيون أحادي الذرة = الشحنة بإشارتها . عدد الأكسدة لـ Cl− هو −1 ولـ Ca2+ هو +2 ولـ Al3+ هو +3 .

3ـ عدد الأكسدة للفلورفي المركبات = −1 دائماً لأنه الأعلى سالبية في عناصر الجدول الدوري . في LiF عدد أكسدة الفلور = −1 .

4ـ عدد الأكسدة للأكسجين في المركبات  = −2 دائماً عدا      −  مع الفلور عدد أكسدة الأكسجين  +2 . في OF2  عدد أكسدة O2 = +2 .

                                                                           − في فوق الأكاسيد مثل  Na2O2 , K2O2 , H2O2 عدد أكسدة O2 = −1  .

                                                                           − وكما سبق في الحالة العنصرية عدد أكسدة O2 = صفر .

5ـ عدد أكسدة H2 في المركبات = +1 غالباً إلا إذا كان متحداً مع فلز نشط (الهيدريدات). في H2Oعدد الأكسدة = +1 وفي KH = −1  .

6ـ في مركبات عناصر المجموعة 1 والمجموعة 2 ، والألمنيوم ، أعداد التأكسد = +3 ,+2 ,+1 على التوالي . في CaCl2 عدد أكسدة Ca = +2 . 

7ـ في مركب ثنائي الذرة يعطى العنصر الأعلى سالبية كهربائية عدد أكسدة يساوي الشحنة السالبة التي يمكن أن تكون له لو كان منفرداً . في المركب NH3 عدد أكسدة N = −3 لأنه أعلى سالبية كهربائية .

8ـ  مجموع أعداد الأكسدة لجميع الذرات في مركب متعادل = صفر . عدد أكسدة C في CaCO3 = +4 .

9ـ مجموع أعداد الأكسدة لجميع الذرات قي أيون متعدد الذرات = شحنة هذا الأيون .عدد أكسدة S في SO42− = +6 .

10ـ في مركبات المجموعة 17 ( دون الفلور (Cl, Br,I ))غير الأكسجينية يكون عدد تأكسد العنصر الهالوجيني = 1−

مثال : احسب عدد تأكسد الكروم في كل من : CrCl3 , Cr2O72− , H2CrO4 ,CrCl2   .

الحل : نفرض أن عدد أكسدة الكروم في هذه المركبات  x

في CrCl3 جزيء متعادل ، مجموع أعداد الأكسدة = صفر ،   للكلور = −1     x + 3× − 1 = 0  ,      x = +3

فيCr2O72−  أيون ، مجموع أعداد التأكسد = −2 ، وللأكسجين = −2           2x + 7×−2 = −2 ,     x = + 6 في H2CrO4 جزيء متعادل، مجموع أعداد الأكسدة = صفر، لـ H =+1     2×+1+x +4×−2= 0 ,   x = + 6  

  في CrCl2 جزيء متعادل تكون x = +2 . حيث نجد أن العنصر الواحد يمكن أن يكون له أكثر من حالة تأكسد .

الأكسدة : هي العملية التي يحدث فيها زيادة في عدد الأكسدة .

الاختزال :هي العملية التي يحدث فيها نقص في عدد الأكسدة.

ففي التفاعل 2Na(s) + Cl2(g)  → 2NaCl(s)      ذرة Na فقدت إلكترون فتأكسدت ،Cl  اكتسبت إلكترون فاختُزلت .

وتكتب أعداد الأكسدة فوق الذرة أو الأيون . وعدد تأكسد الصوديوم زاد من صفر إلى +1 فحدث لذرة Na عملية أكسدة 

وذرة الكلور نقص عدد تأكسدها من صفر إلى −1 فحدث لها عملية اختزال . فذرة Na  تأكسدت ، وذرة Cl اختزلت .

عملية الأكسدة ـ الاختزال : عملية كيميائية تخضع خلالها عناصر لتغيرات في عدد الأكسدة .                  

 التفاعلات النصفية : هي جزء التفاعل الذي يبين الأكسدة وحدها أو الاختزال وحده . فتفاعل الصوديوم السابق منفرداً يبين التفاعل النصفي للأكسدة ، وتفاعل الكلور السابق منفرداً يبين التفاعل النصفي للاختزال .

مثال : تفاعل النحاس مع حمض النيتريك              Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 

تفاعلات الأكسدة ـ الاختزال والروابط التساهمية:  في الروا بط التساهمية لا يوجد فقد أو اكتساب إلكترونات ، ولكن يوجد انزياح للإلكترونات نحو الذرة الأعلى سالبية كهربائية ، ولذا يمكن إعطاء إشارة سالبة لهذه الذرة ، وموجبة للأقل سالبية كهربائية . ففي HCl تعطى ذرة الكلور إشارة سالبة والهيدروجين إشارة موجبة ، وكل منهما ساهم بإلكترون فيكون عدد تأكسد الكلور −1  وعدد تأكسد الهيدروجين +1  . ويمكن أن نطلق وصف تأكسد أو اختزل على الأيون الذي تغير فيه عدد تأكسد إحدى ذراته أيضاً.                             فذرة N اختزلت ويمكن القول أن أيون NO3− قد اختزل .

ملاحظة : أي معادلة تحوي في أحد طرفيها حالة عنصرية ( ذرة فلزية أو جزيء لافلزي) فهي تفاعل أكسدة ـ اخنزال

مراجعة القسم 8 ـ 1

1 ـ كيف تحسب أعداد الأكسدة ؟                                                                                                         ( يمكن العودة إلى قواعد حساب أعداد الأكسدة )

2 ـ صنف كلاً من التفاعلات النصفية التالية إلى تفاعل نصفي للأكسدة أو للاختزال :

 أ ـ  Br2 + 2e− → 2Br−                     ب ـ  Na → Na+ + e−                     جـ ـ  2Cl−  → Cl2 + 2e−                        د ـ  Cl2 + 2e− →  2Cl−  

هـ ـ  Na+ +  e−  →  Na                     و ـ    Fe → Fe2+ + 2e−                  ز ـ  Cu2+ + 2e− →  Cu                           ح ـ  Fe3+ + e− → Fe2+ 

( الجواب : أ ـ اختزال  ب ـ أكسدة   جـ ـ أكسدة    د ـ اختزال   هـ ـ اختزال    و ـ أكسدة    ز ـ اختزال    ح ـ اختزال .)

3 ـ أي من التفاعلات التالية تمثل تفاعلات أكسدة ـ اختزال ؟

 أ ـ 2KNO3(s)→2KNO2(s)+O2(g    (أكسدة ـ اختزال)                                                          ب ـ H2(g)+CuO(s)→Cu(s)+H2O     (أكسدة ـ اختزال )    

جـ ـ   NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)   (ليس أكسدة ـ اختزال )                             د ـ H2g + Clg→2HCl                     (أكسدةـ اختزال)   

هـ ـ SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) (ليس أكسدة ـ اختزال)

4 ـ حدد أي عنصر تأكسد وأي عنصر اختزل في كل من معادلات الأكسدة ـ الاختزال التي حددت في السؤال السابق .

 (أ ـ  O−2 يتأكسد إلى   O20و N+5 يختزل إلى N+3 ، ب ـ  H20 يتأكسد إلىH+1  و Cu+2 يختزل إلى Cu0   ، د ـ  H20 يتأكسد إلى H+1 و  Cl20 يختزل إلى Cl−  ) 

 5 ـ استخدم المعادلات التالية لتفاعل الأكسدة ـ اختزال بين أيون الألمنيوم وفلز الصوديوم  لتجيب عما يليها من أسئلة .

أ ـ  وضح كيف يُظهر هذا التفاعل أن الشحنة تحفظ في التفاعل النهائي ؟                                             

( في تفاعل الأكسدة النصفي يتم فقدان ثلاثة إلكترونات ، بينما يتم كسب ثلاثة إلكترونات في عملية الاختزال . في المعادلة الموزونة توجد شحنة =  3+ على طرفيها )

ب ـ وضح كيف يظهر هذا التفاعل أن الكتلة تحفظ في التفاعل النهائي ؟                                            ( يوجد 3 مولات Na ومول واحد Al في طرفي المعادلة )

جـ ـ فسرعدم ظهور الإلكترونات في المعادلة النهائية ؟                                   (عدد الإلكترونات المفقودة = عدد الإلكترونات المكتسبة لذا يتم حذفها من المعادلة)

وزن معادلات الأكسدة ـ الاختزال :

تستخدم أعداد الأكسدة في وزن معادلات الأكسدة ـ اختزال بحيث تُحفظ الشحنة والكتلة بطريقة التفاعل النصفي .

طريقة التفاعل النصفي لوزن معادلات الأكسدة ـ اختزال :

بالرغم من أن تفاعلي الأكسدة والاختزال النصفيين يحدثان في وقت واحد ، إلا أنه عند الوزن يتم وزن كل منها منفصلاًً متتبعاً خطوات محددة . ثم يجمع النصفان فنحصل على المعادلة النهائية .

مثال : لوزن المعادلة:                          H2S + HNO3  →  H2SO4 + NO2 + H2O

1 ـ اكتب المعادلة الأيونية      H2S + H+ + NO3−  →  2H+ + SO42− + NO2 + H2O     

مسألة نموذجية 8 ـ 1:اكتب المعادلة الموزونة لتفاعل بيرمنجنات البوتاسيوم مع كبريتات الحديد(II) وحمض الكبريتيك

لوزن المعادلات في الوسط القلوي : بدءأ من الخطوة 4 ولوزن الأكسجين نضيفOH−  للطرف الناقص في ذراتO وذلك بضعف عدد ذرات O الناقصة وللطرف الآخر ما يكفي من جزيئات الماء H2O لموازنة الهيدروجين ثم نكمل باقي الخطوات .

مثال :  زن المعادلة التالية بطريقة التفاعلات النصفية في وسط قلوي :

SnO22−  +  Bi3+    →    Bi    +   SnO32− 

الحل : نكتب نصفي المعادلة               نصف الاختزال                                                              نصف الأكسدة

                                         SnO22−      →    SnO32−                      ,                            Bi3+          →       Bi 

نضيف إلى الطرف الناقص في الأكسجين عدداً من مجموعات OH− يساوي ضعف عدد ذرات الأكسجين الناقصة

                                      SnO22−  + 2OH−      →    SnO32−                    ,                    Bi3+          →       Bi 

لوزن الهيدروجين نضيف إلى الطرف الآخر عدداً من جزيئات الماء ( يساوي ½ عدد مجموعات OH− المضافة ) 

                          SnO22−  + 2OH−      →    SnO32−  + H2O                  ,                    Bi3+          →       Bi

نعادل الشحنات بإضافة الإلكترونات اللازمة

                        SnO22−  + 2OH−      →    SnO32−  + H2O + 2e−           ,               Bi3+ + 3e−      →       Bi

نساوي عدد الإلكترونات في المعادلتين النصفيتين بضرب نصف تفاعل الأكسدة في 3 ، ونصف تفاعل الاختزال في 2 .

                  3SnO22−  + 6OH−      →   3 SnO32−  +   3H2O + 6e−             ,           2Bi3+ + 6e−      →     2Bi

نجمع المعادلتين النصفيتين

               3SnO22−  + 6OH−  +  2Bi3+      →   3 SnO32−  +   3H2O    + 2Bi          

هناك طريقة أسهل لوزن المعادلات في الوسط القلوي تعتمد على وزن المعادلة في الوسط الحمضي ثم استكمال الخطوات التالية :

1 – نضيف إلى طرفي المعادلة الموزونة عدداً من أنيونات OH− مساوياً لعدد H+ فيها .

2 – في الطرف المحتوي على H+ يتكون ماء ( من ارتباط OH− , H+  ) فيتم اختصار الماء في اطرفين .

مثال : المعادلة السابقة تكون موزونة في الوسط الحمضي كالتالي : 

3SnO22−  + 3H2O  +  2Bi3+      →   3 SnO32−  +   6H+    + 2Bi        

1 – نضيف 6OH− للطرفين      3SnO22−  + 3H2O  +  2Bi3+ + 6OH−    →   3 SnO32−  +   6H+    + 2Bi + 6OH− 

     تصبح   3SnO22−  + 3H2O  +  2Bi3+ + 6OH−    →   3 SnO32−  +   6H2O    + 2Bi   ويختصر الماء بين الطرفين

والمعادلة النهائية هي           3SnO22−  + 6OH− +  2Bi3+     →   3 SnO32−  +   3H2O    + 2Bi

مراجعة القسم 8 ـ 2

1 ـ ما الكميتان المحفوظتان في معادلات الأكسدة ـ اختزال ؟                                                                                                            ( الشحنة والكتلة )

2 ـ لماذا نضيف H+ و H2O إلى بعض التفاعلات النصفية ، ويضاف H2O , OH− إلى تفاعلات أخرى ؟       

( لأن هذه التفاعلات تحدث في المحلول المائي المحتوي على OH− , H+ ، وفي المحلول الحمضي يتوفر فائض من H+ وفي القاعدي يتوفر فائض من OH− )

3 ـ زن تفاعل الأكسدة ـ اختزال التالي  Na2SnO2 + Bi(OH)3  → Bi + Na2SnO3 + H2O  .

 ( يمكن وزن المعادلة بسهولة في وسط قلوي ( 3Na2SnO2 +2 Bi(OH)3  → 2Bi +3 Na2SnO3 + 3H2O )

( المعادلة الأيونيةSnO22− + Bi3+ → 2Bi + SnO32−  تجزأ ويضاف 2OH− للطرف الأيسر،H2O للطرف الأيمن في معادلة الأكسدة، والتكملة بنفس الخطوات)

اكتب بين القوسين الاسم أو المصطلح العلمي .        

     ( التميؤ ) تفاعل بين جزيئات الماء وأيونات الملح .

     ( تفاعل متجانس ) التفاعل الذي تكون متفاعلاته ونواتجه في حالة فيزيائية واحدة .

     ( المحلول المنظم ) المحلول الذي يقاوم تغيرات الرقم الهيدروجيني .

    ( الاتزان ) الحالة التي تكون فيها سرعة التفاعل الأمامي مساوية لسرعة التفاعل العكسي وتبقى فيها تراكيز النواتج والمتفاعلات ثابتة .

راتب تصاعدياً :

     تراكيز  محاليل حمض الأسيتيك حسب درجة توصيلها للكهرباء . 0.1 M    ,    0.005 M  ,   0.01 M 

        الترتيب هو : الأقل 0.1 M  ←  0.01 M  ←  0.00 M     الأكثر .

حل المسائل التالية :

    1 –  خلط   (350 mL)    من محلول   (4.4×10−3 M  Ca(NO3)2 )    مع    ( 150 mL)   من  (3.9×10−3 M  NaOH )  .

           بين حسابياً هل يتكون راسب أم لا ؟    (   Ksp Ca(OH)2  = 5.5 × 10−6  )

     الحل : الحجم الكلي   350 + 150 = 500 mL  0.5 L                                                                   

          عدد مولات Ca2+                         4.4 × 10−3 mol/L ×0.35 L = 1.54×10−3 mol                

          تركيزCa2+ بعد الخلط           [Ca2+] = [Ca(NO3)2] = 1.5 × 10−3  ÷ 0.5 L = 3.1×10−3 M   

          عدد مولات (OH−)                                       3.9×10−3 mol/L×0.15 L = 5.85×10−4 mol  

          تركيز (OH−) بعد الخلط     [OH−] = [NaOH] = 5.85×10−4 ÷ 0.5 L = 1.2×10−3 M           

          الحاصل الأيوني [Ca2+] [OH−]2 =   3.1×10−3 ×( 1.2×10−3 )2 = 4.24×10−9                        

الحاصل الأيوني أقل من قيمة ksp  . إذن لا يتكون راسب . 

     2 – عند درجة حرارة 4250C ، وجد أن خليط اتزان يتكون من  H2  (  1.83 × 10−3 M ) ، ( 3.13 × 10−3 M ) I2    ،

          و1.77 × 10−2 M )  HI     ) ، احسب ثابت الاتزان K  للتفاعل

H2(g)    +    I2(g)                 2HI(g)                                               

     3 – مزج محلول AgNO3 حجمه300. mL وتركيزه 2.0×10−5 M ،ومحلول BaCl2 حجمه200. mL  وتركيزه 2.0×10−5 M 

          وضح حسابياً هل يتشكل راسب أم لا علماً بأن ( Ksp BaSO4  = 1.1×10−10  ,  Ksp AgCl = 1.8×10−10 ) 

     الحل : الحجم الكلي للمحلول = 500.mL  = 200 mL + 300 mL

                                           [Ag+] = 2×[Ag2SO4] = 2×0.3L×2.0×10−5 M ÷ 0.5L = 2.4×10−5 M

         [SO42−] = [Ag2SO4] = 0.3L×2.0×10−5 M ÷ 0.5L = 1.2×10−5 M                                           

          [Cl−] = 2×[BaCl2] = 2×0.2L×2.0×10−5 M÷ 0.5 L = 1.6×10−6 M                                     

       [Ba2+] = [BaCl2] = 0.2L×2.0×10−5 M÷ 0.5 L = 8.0×10−5 M                                               

     الحاصل الأيوني AgCl = [Ag+].[Cl−] = 1.6×10−5 M ×2.4×10−5 M  = 3.8×10−10  أكبر من Ksp   يتكون راسب من AgCl

              الحاصل الأيوني BaSO4 = [Ba2+].[SO4] = 1.2×10−5M × 8.0×10−6 M  = 9.6×10−11 أقل من Ksp  لا يتكون راسب من BaSO4  .

     4 – يحدث الاتزان التالي عند درجة حرارة 5500c CoO(s)  + CO(g)    Co(s)  +  CO2(g)       فإذا كان ثابت الاتزان  

          K = 4.90×10  ، فاحسب تركيز أول أكسيد الكربون الذي يبقى في وعاء التفاعل إذا كان تركيز CO2 عند الاتزان (0.100  )

     الحل : 

                                                                                        [ CO ] = 2.04× 10− M

   5 – هل سيتكون راسب عند خلط 20.0 mL من محلول Pb(NO3)2  تركيزه ( 0.038 M ) مع 30.0 mL من محلول

( 0.018 M ) KCl            علماً بأن   Ksp = 1.6 × 10−5  .

     الحل :                                                 PbCl2(s)      Pb2+(aq)  +  2Cl(aq) 

                                                                Ksp = [Pb2+].[Cl−]2  =  1.6×10−5 

          عدد مولات Pb2+                                    Pb2+ = 0.020 L × 0.038 M = 7.6 ×10−4 mol  

          عدد مولات Cl−                                      Cl− = 0.030 L × 0.018 M = 5.4 ×10−4  mol 

          تركيز Pb2+ بعد الخلط                             [Pb2+] = 7.6 ×10−4 mol  ÷ 0.050 L = 1.5×10−2 M 

          تركيز Cl− بعد الخلط                                 1.1×10−2 M [Cl−] = 5.4 ×10−4 mol ÷ 0.050 L =  

           الحاصل الأيوني                                 [Pb2+] . [Cl−]2 = (1.5×10−2 ) . (1.1×10−2 )2 = 1.8×10−6  

بما أن الحاصل الأيوني أصغر من Ksp إذن لا يتشكل راسب 

  6 – يعد أكسيد النيتريك أحد ملوثات الهواء الجوي وهو ينتج من التفاعل التالي عند 20000C    N2(g)  +  O2(g)     2NO(g) 

     فإذا كانت التراكيز عند الاتزان [N2] = 0.036 M ,  [ O2]  = 0.0089 M :  احسب تركيز NO عند الاتزان ، K = 4.1×10−4

        الحل :  

                                                                     [NO] = 3.6 × 10−4 M

  7 – احسب كتلة كلوريد الرصاص PbCl2 المذابة في (100g H2O) علماً بأن  (Cl 35.5 , Pb = 207g/mol , Ksp = 1.6×10−5)

     الحل :                                                                 PbCl2    Pb2+ + 2Cl− 

                                                                                  Ksp = [Pb2+] . [Cl−]2       

                                          1.6×10−5 =  X .(2X)2 = 4X3   ,  X = 1.59×10−2 mol/L    

                                           X = 1.59×10−2 mol/L × 278 g/mol = 4.41 g/L        

                                                               100 g H2O  =100 mL H2O = 0.1 L     

          كتلة كلوريد الرصاص                                      4.41 g / L × 0.1 L = 0.44 g                                                     

   8 – احسب ثابت حاصل الإذابة Ksp لملح كلوريد الرصاص PbCl2 إذا كانت ذوبانيته ( 1.0 g / 100 g H2O) .

       الحل :   الذوبانية        mol / L = 1.0g / 100 g H2O  × 1 g/1 mL ×1000 mL /1 L × 1mol / 278 g = 0.036 M 

                                                         PbCl2     Pb2+  +  2Cl−   

                                                           Ksp = [Pb2+].[ Cl−]2 = (0.036).(2×0.036)2 = 1.9×10−4    

  9 – يعبر عن نظام متزن عند درجة حرارة معينة بالمعادلة :   4HCl(g)   +   O2(g)         2H2O(g)  +   2Cl2(g)    فإذا كانت

          مكونات النظام عند الاتزان هي :        [HCl] = (1.2×10–3 M )        ،         [O2] = (3.8×10–4 M )

                       [Cl2] = (5.2×10–2 M )        ,        [H2O] = (5.2×10–2 M )                                                        

          احسب قيمة ثابت الاتزان لهذا النظام .

       الحل :                              = 9.3×109                                                      

  10 – ما قيمة Ksp لهيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)2 إذا علمت أن 1.64 g منه تذوب في 2.00 L من الماء وأن الكتلة المولية تساوي

         74.0 g/mol   ؟

       الحل :               الذوبانية      =  0.111 M                                       ،   Ca(OH)2(aq)    Ca2+(aq)  +  2OH−(aq)  

                                                                       [Ca2+] =  0.111 M      ,     [OH−]  =  2× 0.111 = 0.222  M  

         حاصل الإذابة                      Ksp = [ Ca2+].[OH−]2 = (0.111).(0.222)2 = 5.47 × 10−3     

خامساً : اختر البديل غير المنسجم وبرر سبب ذلك :

          - إضافة محلول كلوريد الكالسيوم إلى المحاليل المشبعة للمركبات التالية .

       CaSO4                                PbS                                    CaCO3                               PbCl2 

          البديل :  ... PbS   التبرير : لا يوجد تأثير للأيون المشترك ، أما الباقي فيحدث لها تأثير أيون مشترك . 

         - إضافة محلول بروميد الباريوم إلى كل من المحاليل المشبعة للمركبات التالية :

        AgBr                                      PbCl2                              NaBr                                BaCO3  

         البديل : PbCl2   التبرير: لا يوجد تأثير للأيون المشترك ، بينما الباقي يوجد تأثير للأيون المشترك .

         -   (CH3COOH / CH3COONa) , (HCl / NaCl )  ,  (NH4Cl / NH4OH)  ,  (NaCN / HCN)                                     

         البديل هو : (HCl / NaCl )  التبرير : ليس محلول منظم والبقية محاليل منظمة .

سادساً : فسر ما يلي :

       محلول من حمض الأسيتيك وأسيتات الصوديوم يقاوم التغير في قيمةpH عند إضافة قليل من حمض إليه .

          تتفاعل أيونات الأسيتات مع معظم أيونات الهيدرونيوم المضافة لتكون جزيئات غير متأينة من حمض الأسيتيك ويبقى تركيز

         H3O+ و pH للمحلول ثابتين تقريباً CH3COO−  +  H3O+   →  Ch3COOH  +  H2O         

        محلول حمض الأسيتيك وهيدروكسيد الصوديوم تكون قيمة pH عند نقطة التكافؤ أكبر من 7 .

          ينتج عن المعايرة ملح أسيتات الصوديوم ذو التأثير القاعدي ، حيث يتميأ أيون الأسيتات ويتفاعل مع الماء منتجاً وفرة من أيونات

          الهيدروكسيد OH−  .

        بعض النظارات تبدو شفافة في الظل وقاتمة عندما تتعرض للضوء الساطع .

       هذه النظارات مصنوعة من زجاج يحتوي على بلورات صغيرة من كلوريد الفضة ، وعندماتكون في الشمس تصدم الأشعة فوق

        البنفسجية هذه البلورات يتفكك كلوريد الفضة إلى الفضة القاتمة والكلور ، وفي الظل ينعكس التفاعل ويتكون كلوريد الفضة ثانية.  

        زيادة الضغط لا تؤثر في موضع الاتزان للتفاعل  S(s)  +  O2(g)     SO2(g)         

         لأن عدد مولات الغاز على طرفي المعادلة متساوي فيتساوى تأثير الضغط على سرعتي التفاعل الأمامي والعكسي فلا تؤثر على

         الاتزان .

        محلول من الأمونيا وكلوريد الأمونيوم يقاوم التغير في قيمة Ph عند إضافة قليل من NaOH إليه موضحاً بالمعادلات .

         لأن أيونات الأمونيوم تمنح H+ إلى أيونات الهيدروكسيد المضافة ، ويتكون جزيئات غير متأينة فيزول تأثير القاعدة المضافة .

                                                                        NH4+(aq)  +  OH−(aq)   →   NH3(aq)  +  H2O(l)  

سابعاً : 1 -  الخطوة الأساسية في صناعة حمض الكبريتيك تمثل بالمعادلة : 2SO2(g)  +  O2(g)   2SO3(g)  , ΔH = − 100 kJ/mol   

     ما أثر زيادة الحرارة على قيمة ثابت الاتزان ؟ مع التبرير .

           تقل قيمة ثابت الاتزان . لأنه بزيادة الحرارة ينزاح الاتزان نحو المتفاعلات فيقل تركيز SO3 ويزداد تركيز كل من O2 , SO2 

          مما يؤدي إلى نقص قيمة K  .

         عند إدخال غاز خامل مثل He داخل وعاء التفاعل فإن الضغط يزداد . فما أثر ذلك على كمية SO3 الناتجة ؟ مع البرير .

          لا يؤثر ذلك على كمية SO3 الناتجة. لأنه لا يؤثر على وضعية الاتزان. فالضغوط الجزئية للغازات الموجودة في التفاعل لا تتغير 

    2 – تأمل النظام المتزن المغلق التالي وأجب عن الأسئلة التي تليه :     NH3(g)  +  HCl(g)       حرارة  NH4Cl(s)  +  

        اكتب تعبير ثابت الاتزان                                                                K = [NH3].[HCl]

        ما تأثير زيادة درجة الحرارة على قيمة ثابت الاتزان ؟                           تزيد من قيمة ثابت الاتزان

         ماذا يحدث لتركيز NH3  إذا زاد تركيز HCl في النظام المغلق ؟              يقل تركيز NH3

   3 – يحضر غاز الميثان في الصناعة بتفاعل الكربون مع الهيدروجين حسب المعادلة التالية: C(s) +  2H2(g)    CH4(g) + 75 Kj 

        ما أثر كل من :

         زيادة درجة الحرارة على قيمة kc  ؟                  تقل القيمة .

         زيادة الضغط على كمية غاز الميثان الناتج ؟        تزيد كمية غاز الميثان الناتج .

         نقصان تركيز الهيدروجين على إنتاج الأمونيا ؟    يقلل إنتاج الأمونيا .

  4 – تأمل النظام المتزن المغلق التالي :                   حرارة  H2O(g)  + C(S)      H2(g)  +  CO2(g)  +

         ثم توقع تأثير كل مما يأتي من حيث انزياح اتجاه الاتزان :

         إضافة كمية من غاز CO       إلى اليسار ( العكسي )

         إضافة حفاز                        لا يؤثر

         خفض درجة حرارة النظام      إلى اليمين ( الأمامي) .

         زيادة الضغط على النظام        إلى اليسار (العكسي ) .

ثامناً : ادرس الجدول التالي الذي يبين نتائج تجربة عملية التحليل لعينة من ماء صنبور ، وأجب عن الأسئلة التالية .

اختبار مجود     Fe3+  Ca2+

المحلول الكاشف           SCN−  C2O4−

الملاحظة          أحمر    صافٍ

         هل ماء الصنبور عسر أم لا ؟                                             لا ليس عسراً .  

         برر إجابتك .  وذلك لعدم تكون راسب بوجود أيونات C2O42− فالمحلةل لا يحتوي

                               على كاتيونات كالسيوم  (التي تكون راسب مع أيونات C2O42− )  

         اكتب صيغة المركب الذي أعطى اللون الأحمر .                         Fe(SCN)3

         أي الأيونات التالية ( SO42− ,  Na+  ,  Cd2+ )  يعتبر وجوده في الماء ساماً ؟   Cd2+