بنك أسئلة الكيمياء – الصف الحادي عشر – الفصل الأول

الفصل الأول: الأفلاك الجزيئية · الفصل الثاني: الأفلاك المهجّنة. الأهداف: يستنبط نظرية رابطة التكافؤ · يذكر نظرية الفلك الجزيئي · يستخلص مفهوم تكوين الرابطة سيجما σ والرابطة باي π · يستنتج عملية تهجين الأفلاك · يشرح كيفية تكوين الروابط التساهمية في بعض الجزيئات باستخدام الأفلاك المهجّنة. معالم الوحدة: اكتشف بنفسك (تشكيل نماذج الجزيئات الكيميائية)، علاقة الكيمياء بعلم الجغرافيا (خرائط الوصف التفصيلي للتضاريس).

باستخدام علبة نماذج ذرّات وجدول دوري: ١) ارسم الترتيب النقطي لجزيئي الماء (H₂O) وثاني أكسيد الكربون (CO₂). ٢) اصنع نموذجًا ثلاثي الأبعاد لكلّ منهما (كرة سوداء للكربون، بيضاء للهيدروجين، حمراء للأكسجين). ٣) ارسم الشكل الهندسي المتوقّع. ٤) كرّر مع H₂ وHCl وNH₃ وCH₄ واملأ جدولًا: الترتيب النقطي، الشكل الهندسي، عدد أزواج الإلكترونات المشاركة وغير المشاركة. ٥) ما طبيعة الجزيئات؟ ٦) هل تتشابه الجزيئات التي تحوي نفس عدد الذرّات؟

تعود فكرة الرابطة التساهمية إلى جيلبرت لويس الذي وصف الرابطة التساهمية بأنها مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرّات. يفترض نموذج لويس أنّ كلّ زوج من إلكترونات الرابط يقع بين الذرّتين المترابطتين. لكن لا يمكن تحديد مكان الإلكترون وسرعته بدقّة تامّة في الوقت نفسه؛ لأنّ الحركة الموجية للإلكترون ليس لها مكان محدّد. تُسمّى منطقة الفراغ المحيطة بنواة الذرّة والتي يتواجد فيها الإلكترون بالفلك الذرّي، ويُسمّى وصف الرابطة التساهمية من خلال الأفلاك الذرّية بنظرية رابطة التكافؤ.

كما تعلّمت في السنة السابقة، تتكوّن الرابطة التساهمية الأحادية عندما تتقاسم ذرّتان زوجًا واحدًا من الإلكترونات. وبما أنّ كلّ إلكترون ينتمي إلى فلك محدّد، يؤدّي تقاسم الإلكترونات إلى تداخل فلكين. نظرية رابطة التكافؤ Valence Bond Theory تفترض أنّ الإلكترونات تشغل الأفلاك الذرّية في الجزيئات، في حين أنّ نظرية الفلك الجزيئي تفترض تكوين فلك جزيئي من الأفلاك الذرّية يغطّي كلّ من الذرّتين المترابطتين وتُسمّى الفلك الجزيئي Molecular Orbital. ويمكن حدوث التداخل بين الأفلاك بطريقة محورية رأسًا لرأس أو جانبية، وفي كلّ حالة ينتج نوع مختلف من الروابط. وكان العالم الأمريكي روبرت موليكن Robert Mulliken (1896–1986) أول العلماء الذين عملوا على نظرية رابطة التكافؤ والتركيب الجزيئي، وقد حصل على جائزة نوبل في الكيمياء سنة 1966.

يُعتبر جزيء الهيدروجين من أبسط الجزيئات. تملك ذرّة الهيدروجين إلكترونًا في الفلك 1s كروي الشكل والذي يحيط بنواة الهيدروجين: ₁H : 1s¹. عندما تقترب ذرّتا هيدروجين من بعضهما لتكوين جزيء الهيدروجين H₂، يتداخل الفلكان 1s حيث تتواجد الإلكترونات رأسًا لرأس. ينتج عن هذا التداخل فلك جزيئي يحيط بنواتي ذرّتي الهيدروجين (شكل 2). تُسمّى الرابطة الناتجة رابطة سيجما σ.

الترتيب الإلكتروني: ₁H : 1s¹ · ₁₇Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. يشغل الإلكترون المنفرد في ذرّة الهيدروجين الفلك الذرّي s الكروي (1s)، فيما يشغل الإلكترون المنفرد في ذرّة الكلور الفلك الذرّي 3p_z (بيضاوي الشكل). عندما تتشارك ذرّتا الهيدروجين والكلور هذين الإلكترونين، يتداخل الفلك 1s والفلك 3p_z رأسًا لرأس لتكوين رابطة تساهمية سيجما σ على طول المحور p_z (شكل 3).

يشغل الإلكترون المنفرد في كلّ من ذرّتي الكلور الفلك 3p_z (بيضاوي الشكل). وعندما تتشارك ذرّتا الكلور الإلكترونين المنفردين، يتداخل الفلكان p_z رأسًا لرأس لتكوين رابطة تساهمية سيجما σ على طول المحور (p_z–p_z) (شكل 4).

يبيّن الترتيب الإلكتروني وجود إلكترون منفرد في كلّ من أفلاك 2p الثلاثة، وعندما تتشارك ذرّتا النيتروجين الإلكترونات الثلاثة، يتداخل فلك واحد فقط من كلّ ذرّة رأسًا لرأس (على المحور الواصل) لتكوين الرابطة σ. يتوازى فلكان على كلّ ذرّة مع فلكين من الذرّة الأخرى (2p_y و2p_x مثلًا)، ويحتوي كلّ فلك على إلكترون واحد (منفرد). عندما تشارك ذرّتا النيتروجين هذه الإلكترونات (زوجين من الإلكترونات)، تتداخل الأفلاك المتوازية جنبًا إلى جنب مكوّنة رابطتين تساهميتين من نوع باي π. أي يتكوّن جزيء النيتروجين من ثلاث روابط تساهمية: واحدة σ واثنتين π.

1. التداخل المحوري (رأسًا لرأس): تداخل فلكين ذريّين على المحور الواصل بين النواتين؛ تُسمّى الرابطة σ.
2. التداخل الجانبي (جنبًا إلى جنب): تداخل فلكين متوازيين؛ تُسمّى π.
3. تطبيق نظرية رابطة التكافؤ على PH₃ وF₂ وHF: HF: تداخل 1s من H مع 2p من F (σ، s–p)؛ F₂: تداخل 2p–2p رأسًا لرأس (σ)؛ PH₃: تداخل ثلاثة أفلاك 3p لـ P (إلكترون منفرد في كلّ منها) مع 1s من ثلاث ذرّات H (ثلاث روابط σ). (حلّ نموذجي)
4. عدد σ وπ: (أ) CO₂ (O=C=O): 2σ + 2π · (ب) NH₃: 3σ · (جـ) C₂H₂ (H–C≡C–H): 3σ + 2π. (حلّ نموذجي)

١) يصف عملية تهجين الأفلاك · ٢) يشرح كيفية تكوين الروابط التساهمية في بعض الجزيئات باستخدام الأفلاك المهجّنة. (مقدّمة الفصل: فهم الإدراك والتعلّم يعتمد على أشكال الجزيئات؛ فأشكال الجزيئات تحدّد الروائح والمذاقات وتأثير العقاقير وخواص المواد وذوبانيتها.)

ذرّة الكربون ₆C : 1s² 2s² 2p² لا تحتوي إلّا على إلكترونين منفردين، أي أنّها طبقًا لنظرية رابطة التكافؤ لا تستطيع تكوين إلّا رابطتين تساهميتين؛ في حين تُظهر التجربة العملية أنّ ذرّة الكربون تستطيع تكوين أربع روابط تساهمية كما في جزيء الميثان (شكل 7). لذا لا يمكن الاعتماد على نظرية رابطة التكافؤ لشرح الترابط في هذه الجزيئات ما استدعى التوصّل إلى نظرية أخرى بإمكانها تفسير هذا الترابط. تُسمّى هذه النظرية نظرية الأفلاك المهجّنة Hybrid Orbitals.

الترتيب الإلكتروني للكربون: ₆C : 1s² 2s² 2p² (فلك 2p_z فارغ). فإذا استُثمرت كمّية كافية من الطاقة لنقل إلكترون من الفلك 2s إلى الفلك 2p_z، ينتج فلك نصف ممتلئ، ويصبح الترتيب: ₆C : 2s¹2p³ (أربعة إلكترونات منفردة غير مزدوجة لا تملك كمّية الطاقة نفسها ويختلف شكل أفلاكها، لذلك تكون الروابط التي تنتج عنها مختلفة). فقد أظهرت التجربة العلمية أنّ الروابط الأربع التي تحيط بذرّة الكربون في جزيء الميثان متماثلة تمامًا. لذلك يُفسّر التهجين هذه الظاهرة. ولكي يستطيع الكربون أن يقدّم أربعة أفلاك تتداخل معها أفلاك 1s للهيدروجين، يجب أن نستخدم مجموعة من الأفلاك المهجّنة sp³: تمّ دمج فلك واحد 2s مع ثلاثة أفلاك 2p لتكوين أربعة أفلاك مهجّنة sp³، وهذه الأفلاك تشير في اتّجاه قمم رباعي السطوح، وتكون زاوية رباعي السطوح بين هذه الأفلاك تساوي 109.5°. تتداخل الأفلاك المهجّنة sp³ الأربعة لذرّة الكربون مع أفلاك 1s الأربعة لذرّات الهيدروجين الأربع، فتنتج 4 روابط σ (شكل 9: الرابطة الناتجة σ لا π). والشكل الفراغي للميثان رباعي الأوجه منتظم.

الإيثين جزيء هيدروكربوني بسيط يحتوي على رابطة ثنائية واحدة بين ذرّتي الكربون، وأربع روابط أحادية بين ذرّة الكربون وذرّة الهيدروجين. تستطيع ذرّة الكربون أن تكوّن روابط مع ثلاث ذرّات أخرى (ذرّتي هيدروجين وذرّة كربون) لذا يجب أن تُستخدم مجموعة أفلاك مهجّنة sp² (شكل 10): يندمج فلك 2s مع فلكين 2p فينتج ثلاثة أفلاك sp² وفلك p غير مهجّن (2p_z) يبقى فيه إلكترون منفرد. يتداخل اثنان من هذه الأفلاك sp² مع فلكَي 1s لذرّتي الهيدروجين (روابط C–H σ)، ويتداخل الفلك sp² الثالث مع فلك sp² مماثل على ذرّة الكربون الأخرى (رابطة C–C σ). يقترب الفلكان p غير المهجّنين، فيتداخلان جنبًا إلى جنب لتكوين رابطة π فوق وأسفل محور C–C. النتائج التجريبية تشير إلى أنّ زوايا H–C–H في الإيثين تساوي 120° تقريبًا (شكل 11). فتكون الروابط في الإيثين: 5σ + 1π (4 روابط C–H و1 C–C σ، وبالإضافة π واحدة).

النوع الثالث من الروابط التساهمية هو الرابطة الثلاثية كما في جزيء الإيثاين C₂H₂ (الأسيتيلين). ترتبط كلّ ذرّة كربون بذرّتين أخريين فقط هما ذرّة كربون وذرّة هيدروجين؛ لذلك يلزم فلكان لهذا الغرض، فيُستخدَم زوج من أفلاك sp المهجّنة: يُدمج الفلك 2s مع فلك واحد فقط من الأفلاك الثلاثة 2p الذرّية فيتكوّن فلكان sp مهجّنان وفلكان 2p غير مهجّنين (2p_y و2p_x في كلّ ذرّة). النتائج التجريبية تشير إلى أنّ زوايا الروابط H–C–C تساوي 180° تقريبًا (الجزيء خطّي). يتكوّن الفلك الجزيئي الترابطي سيجما من تداخل فلك واحد sp من كلّ ذرّة كربون، والفلك sp الآخر من كلّ ذرّة كربون مع فلك 1s لكلّ ذرّة هيدروجين (رابطة C–H σ). يتداخل زوجا الأفلاك p غير المهجّنة جانبيًّا لتكوين فلكين جزيئيين ترابطيين من النوع π. فيتكوّن الترابط في جزيء الإيثاين من ثلاث روابط سيجما σ ورابطتين π.

يُعتبر البنزين أصل المركّبات الأروماتية. • الصيغة الجزيئية: C₆H₆. • ذرّات الكربون في شكل مستوي حلقي سداسي يصاحبه سحابة من تداخل الإلكترونات الرابطة π أعلى وأسفل الحلقة. • كلّ ذرّات الكربون الستّ متكافئة من حيث طول الرابطة بينها والزوايا بين الروابط. • الروابط الأحادية σ روابط قوية تبقي الحلقة متماسكة. • يحدث تداخل جنبًا إلى جنب للأفلاك الذرّية p_z يؤدّي إلى عدم تمركز تام في نظام الرابطة π ما يؤدّي إلى استقرار الجزيء. • ذرّات الهيدروجين موزّعة توزيعًا متكافئًا على الحلقة. • كلّ ذرّة كربون تقوم بعمل تهجين sp² والزوايا بين الروابط متساوية (120°).

1. ماذا تعني كلمة تهجين؟ ← اندماج أفلاك ذرّية مختلفة (مثل s وp) لتكوين أفلاك جديدة متماثلة (مهجّنة).
2. عرّف الأفلاك المهجّنة. ما الذي يحدّد عدد الأفلاك المهجّنة في ذرّة ما؟ ← أفلاك ذات خواص وسطية ناتجة عن اندماج أفلاك ذرّية؛ وعددها = عدد الأفلاك الذرّية المندمجة.
3. اشرح معنى تهجين sp³. ← اندماج فلك 2s مع ثلاثة أفلاك 2p لتكوين أربعة أفلاك متماثلة متجهة نحو قمم رباعي السطوح (109.5°).
4. نموذج التهجين عند اندماج: (أ) فلك s وفلك p ← sp · (ب) فلك s وفلكين p ← sp².

(1–1) الأفلاك الجزيئية: • ينتج عن التداخل المحوري رابطة تساهمية سيجما σ وعن التداخل الجانبي رابطة تساهمية باي π. • تتألّف الرابطة التساهمية الأحادية من رابطة σ. • تتألّف الثنائية من رابطة σ ورابطة π. • تتألّف الثلاثية من رابطة σ ورابطتين π.
(1–2) الأفلاك المهجّنة: • عندما يحصل الاندماج بين الأفلاك الذرّية بوجود طاقة كافية، تنتج أفلاك ذرّية مهجّنة ذات خواص وسطية بين الأفلاك المندمجة، وتُسمّى هذه العملية تهجين الأفلاك. • نحصل على وصف الشكل الجزيئي الذي يطابق تمامًا النتائج التجريبية بالاستعانة بالأفلاك الذرّية.

الأفلاك الجزيئية ← تداخل محوري ← الرابطة σ · تداخل جانبي ← الرابطة π · الأفلاك المهجّنة ← sp³ وsp² وsp · الأفلاك غير المهجّنة. (ترتيب مقترح للخريطة)

1. σ: تداخل محوري، أقوى، تتكوّن أولًا، كل رابطة أحادية؛ π: تداخل جانبي بأفلاك p غير مهجّنة، أضعف، لا تتكوّن قبل σ، في الثنائية والثلاثية.
2. تكوين π في البنزين: تتداخل أفلاك p_z غير المهجّنة في ذرّات الكربون الستّ جنبًا إلى جنب فوق وأسفل الحلقة فتتكوّن سحابة π غير متمركزة.
3. Br₂: ذرّتا بروم تتشاركان إلكترونًا واحدًا في الفلك 4p، فيتداخل فلكان p رأسًا لرأس: رابطة σ فقط.
4. الزاوية: (أ) sp ← 180° · (ب) sp² ← 120° · (جـ) sp³ ← 109.5°.
5. التهجين تحت الخط: (أ) C في CH₂Cl₂ ← sp³ · (ب) B في BCl₃ ← sp².
6. SiH₄: تهجين sp³ في الذرّة المركزية Si، شكل رباعي الأوجه، الزاوية 109.5°. (حلّ نموذجي)

1. حمض الأسيتيك CH₃COOH: (أ) ₁H: 1s¹ · ₆C: 1s²2s²2p² · ₈O: 1s²2s²2p⁴ (ب) لويس: H· و·C· (4 إلكترونات تكافؤ) و O (6). (جـ) CH₃–C(=O)–OH. (د) لا، الرابطتان بين C وكلّ ذرّتي O مختلفتان (C=O ثنائية، C–O أحادية). (هـ) كربون CH₃: sp³؛ كربون COOH: sp².
2. (أ) H=C=C=H خاطئ (H لا تكوّن رابطة ثنائية) ← H–C≡C–H · (ب) :H–O–F: ← يحتاج أزواجًا منفردة على O وF · (جـ) :I:::Cl: خاطئ ← رابطة أحادية واحدة I–Cl وثلاثة أزواج منفردة على كلّ ذرّة · (د) H–N⋮⋮N–H ← H–N=N–H. (حلّ نموذجي)
3. حمض الأوكساليك C₂H₂O₄: ذرّتا الكربون كلتاهما sp² (كل منهما ترتبط بـ C وO بالمزدوجة وOH).
4. BF₃ وBeF₂ (غاز سام): (أ) ₉F: 1s²2s²2p⁵ · ₅B: 1s²2s²2p¹ · ₄Be: 1s²2s²; أفلاك الذرّية للإلكترونات تكافؤ مبيّنة. (ب) BF₃ جزيء مستوٍ ثلاثي (B بثلاث روابط)، وBeF₂ خطّي. (جـ) BF₃ ← sp² (120°)، BeF₂ ← sp (180°). (د) لا تتبع قاعدة الثمانية: B محاط بـ 6 إلكترونات، وBe بـ 4. (حلّ نموذجي)
المشروع: استعن ببالونات ملوّنة لصنع نماذج من أنواع التهجين (sp³ وsp² وsp).

الفصل الأول: المحاليل المائية المتجانسة وغير المتجانسة (الدروس: 1-1 الماء كمذيب قوي · 1-2 المحاليل المائية · 1-3 الأنظمة المائية غير المتجانسة). الفصل الثاني: الخواص العامة للمحاليل المتجانسة. الأهداف: يصف الرابطة الهيدروجينية في جزيء الماء · يصف ظاهرة تندال · يكتب المعادلات الأيونية النهائية ويزنها · يعدّد العوامل المؤثّرة على معدّل ذوبانية مذاب ما · يحسب ذوبانية غاز في سائل تحت ظروف ضغط مختلفة · يصف كيفية تحضير المحاليل المخفّفة من المحاليل الأكثر تركيزًا والمعلوم مولاريتها · يحسب الكتلة المولية لمركّب جزيئي بمعرفة الانخفاض في درجة تجمّد المركّب أو الارتفاع في درجة غليانه.

يتوزّع الماء على الكرة الأرضية: 97% في المحيطات، أقلّ من 2.999% في الأنهار والآبار والمتجمّدات، و0.001% متبخّرة في الجوّ المحيط. الكتلة الإجمالية للماء ثابتة. تحتوي مياه البحار على 96.5% من الماء النقي و3.5% من موادّ أخرى (أملاح، غازات منحلّة، موادّ عضوية، جسيمات صلبة). الأرض الكوكب الأزرق، و0.3% فقط من مخزون الماء الإجمالي هي الصالحة للشرب (مهدّدة بالتلوّث). ويتميّز الماء عن المواد ذات التركيب المشابه (H₂S وH₂Se وH₂Te) بخواص هامّة: انصهاره 0°C وغليانه 100°C، بينما H₂S ينصهر −83 ويغلي −63، H₂Se (−65 و−45)، H₂Te (−49 و−2) (جدول الصفحة 29).

الأدوات: ورق مشمّع، مسطرة، كوب، ماء صنبور، سائل الجلي. ١) ضع ورقة مشمّعة مساحتها 51 cm² على سطح مستوٍ. ٢) ضع نقاطًا من الماء من ارتفاع حوالى 20 cm على وسط الورقة. ٣) أضف نقطة واحدة من سائل الجلي إلى نصف كوب ماء وحرّك. ٤) كرّر الخطوتين 1 و2 باستخدام المحلول المخفّف. ماذا تلاحظ عند سقوط الماء؟ وعند سقوط سائل الجلي؟ ← يتجمّع الماء في قطرات كرويّة بفعل التوتّر السطحي، وسائل الجلي يقلّل التوتّر السطحي فينتشر الماء.

الماء مركّب مميّز وفريد، فهو أساس جميع صور الحياة على الأرض، ولا يمكن أن توجد حياة نباتية أو حيوانية إلّا بوجود الماء. يغطّي الماء السائل في المحيطات والبحيرات والأنهار والبرك مساحة كبيرة من سطح الأرض، وتخزّن مستودعات الماء الأرضية الهائلة الماء تحت الأرض. يسود الثلج أو الماء المتجمّد المناطق القطبية القسيحة من الكرة الأرضية. ويظهر الماء في شكل جبال جليدية في المحيطات، ويغطّي المناطق المعتدلة بطبقة رقيقة من الثلج المتساقط. عندما رأى روّاد الفضاء في المركبة أبولو-8 كوكبهم (ديسمبر 1968) أطلقوا عليه اسم «الكرة أو اللؤلؤة الزرقاء». يغطّي الماء حوالى ثلاثة أرباع سطح الأرض.

يتكوّن جزيء الماء من ثلاث ذرّات مرتبطة بروابط تساهمية، بحيث تكون لكلّ رابطة تساهمية O–H خاصّية قطبية بدرجة كبيرة، لأنّ الأكسجين أكثر سالبية كهربائية من الهيدروجين. بالتالي يجذب زوج الإلكترونات المكوّن للرابطة التساهمية (O–H) وتكتسب ذرّة الأكسجين شحنة سالبة جزئيًّا (δ−)، في حين تكتسب ذرّات الهيدروجين الأقلّ سالبية شحنة موجبة جزئيًّا (δ+). فتساوي الزاوية بين رابطتي الهيدروجين والأكسجين 104.5°. وبسبب هذا الشكل الزاوي فإنّ قطبية كلّ من الرابطتين (H–O) لا تلغي بعضها الآخر، وبذلك فإنّ جزيء الماء ككلّ له خاصية قطبية.

يجذب الهيدروجين الموجب جزئيًّا في أحد الجزيئات الأكسجين السالب جزئيًّا في جزيء آخر مكوّنًا رابطة هيدروجينية. وعلى الرغم من ضعف هذه الرابطة، فإنها تؤدّي إلى تجمّع جزيئات الماء. يجب توفّر الهيدروجين والعنصر الأعلى سالبية (F وO وN) المرتبط به لتكوّن الرابطة الهيدروجينية. وتعود الخواص الهامّة للماء، مثل ارتفاع درجة الغليان وحرارة التبخير والتوتّر السطحي والسعة الحرارية النوعية وانخفاض الضغط البخاري عن المركّبات المشابهة له، إلى تجمّع الجزيئات القطبية وتكوين الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء.

للماء قدرة على الإذابة تُعزى إلى القيمة العالية لثابت العزل الخاصّة به، وإلى أنّ دقائق الماء القطبية تفصل الأيونات المختلفة الشحنة للمذاب وتجذبها بعيدًا الواحدة عن الأخرى. وقد يحدث أن تتّحد أيونات بدقائق الماء ويتبلّر ما يُسمّى بماء التبلّر، مثل كبريتات النحاس (II) الزرقاء CuSO₄·5H₂O والجبس CaSO₄·2H₂O. (فقرة إثرائية «ارتباط الماء بالصحة»: جسم الإنسان العادي يحتوي على 66% ماء. يفقد الرياضي أثناء مزاولة الرياضة 52 إلى 100 mL/h، وفي الرياضة العنيفة قد يصل إلى 2000 mL/h؛ ويُنصح بتناول ثمانية أكواب ماء يوميًّا على الأقل.)

1. تكوّن الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء: يجذب الهيدروجين (δ+) في جزيء الأكسجين (δ−) في جزيء آخر، وتشكّل شبكة من الروابط.
2. الخواص الهامة للماء: ارتفاع درجة الغليان، حرارة التبخير العالية، التوتّر السطحي، السعة الحرارية النوعية، انخفاض الضغط البخاري — تعود إلى الرابطة الهيدروجينية.
3. سبب تكوّن ماء التبلّر: اتّحاد دقائق الماء القطبية بأيونات المركّب (مثل CuSO₄·5H₂O).

١) يشرح الجملة: «الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض»، أي أنّ الموادّ المذابة تذوب مع المذيبات التي تجمعها خواص مشتركة · ٢) يميّز بين الإلكتروليتات القوية والإلكتروليتات الضعيفة والمحاليل غير الإلكتروليتية ويعدّد أمثلة مختلفة.

لا يوجد الماء كيميائيًّا في صورة نقية وصافية، لأنّه يذيب الكثير من الموادّ التي تتواجد معه (ماء الصنبور يحتوي كمّيات مختلفة من المعادن والغازات). الموادّ المنحلّة في عيّنات الماء تُسمّى المحاليل المائية، ويُسمّى الوسط المذيب في المحلول المذيب Solvent، فيما تُسمّى الدقائق المذابة المذاب Solute. فعندما يذوب كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) في الماء يُعتبر الماء مذيبًا وكلوريد الصوديوم مذابًا. في عصير الليمون: المذيب = الماء، المذاب = السكر والأحماض وغيرها.

المحاليل مخاليط متجانسة وثابتة؛ لا ينفصل كلوريد الصوديوم في محلوله ولا يُرسّب في القاع إذا تُرك المحلول لفترة بعد تحضيره بسبب ثبات الشروط مثل درجة الحرارة. يمكن أن تكون جسيمات المذاب أيونية أو دقيقة حيث يكون متوسّط أقطارها أقلّ من واحد نانومتر (1 nm = 10⁻⁹ m). لذلك لا تحجز ورقة الترشيح أيًّا من المذيب أو المذاب (شكل 20). أمثلة: هواء/غاز طبيعي (غاز في غاز)، خلّ + ماء (سائل في سائل)، سبائك صلب (صلب في صلب)، مياه البحر (صلب في سائل)، مياه غازية (غاز في سائل)، هيدروجين في البلاتين (غاز في صلب).

جزيئات الماء في حركة مستمرّة وذلك بسبب طاقتها الحركية. عند وضع بلّورة من كلوريد الصوديوم (المذاب) في الماء (المذيب) تصطدم جزيئات الماء بالبلّورة وتجذب جزيئات المذيب أيونات المذاب (Na⁺, Cl⁻) إليها. تبدأ عملية إذابة كلوريد الصوديوم بمجرّد انفصال كاتيونات الصوديوم وأنيونات الكلور بعيدًا عن البلّورة. الإذابة Solvation هي عملية تحدث عندما يذوب المذاب وتتمّ إماهة الكاتيونات والأنيونات بالمذيب، أي تُحيط جزيئات المذيب بكلّ منها. تتّجه الأطراف السالبة (O) نحو الكاتيونات والأطراف الموجبة (H) نحو الأنيونات.

في بعض المركّبات الأيونية يكون التجاذب بين الأيونات في بلّورات تلك المركّبات أقوى من التجاذب الذي تُحدثه جزيئات الماء لهذه الأيونات؛ وبالتالي لا تحدث عملية إماهة أيونات هذه المركّبات بدرجة واضحة، أي أنّها لا تذوب في الماء. أمثلة: كبريتات الباريوم BaSO₄ وكربونات الكالسيوم CaCO₃ لا تذوب في الماء تقريبًا.

الزيت يتكوّن من جزيئات غير قطبية، وعندما يتمّ خلطها بالبنزين (غير قطبي) تكوّن محلولًا، ليس بسبب تجاذب كلّ من المذيب والمذاب بل بسبب انعدام قوى التنافر بينهما. قاعدة: المذيبات القطبية تذيب المركّبات الأيونية والجزيئات القطبية، والمذيبات غير القطبية تذيب المركّبات غير القطبية. «الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض»، أي أنّ الموادّ المذابة تذوب في المذيبات التي تجمعها خواص مشتركة. لذلك لا يختلط الماء والزيت (شكل 22). وتتضمّن الموادّ التي تذوب بسهولة في الماء: مركّبات أيونية وجزيئات تساهمية قطبية؛ والجزيئات التساهمية غير القطبية مثل الميثان والشحم والدهن والبنزين لا تذوب في الماء.

تختلف الإلكتروليتات في قوّة توصيلها للتيار الكهربائي بالاختلاف درجة تفكّكها (تأيّنها)، ويمكن توضيح ذلك باستخدام جهاز اختبار درجة التأيّن. عند غمر الإلكترودين في محلول كلوريد الصوديوم يضيء المصباح بشدّة (إلكتروليت قوي)؛ وفي محلول كلوريد الزئبق (II) يكون ضوء المصباح خافتًا وضعيفًا (إلكتروليت ضعيف)؛ وفي محلول الجلوكوز لا يضيء المصباح (غير إلكتروليتي). الإلكتروليت القوي يتفكّك كاملًا إلى أيونات (يوجد منه جزء كبير على شكل أيونات منفصلة)؛ الإلكتروليت الضعيف يتواجد جزء ضئيل منه على شكل أيونات، ويتواجد جزء كبير على هيئة جزيئات غير متأيّنة (مثل HgCl₂).

1. «الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض»: أي أنّ المذيبات القطبية تذيب المذابات القطبية والأيونية، وغير القطبية تذيب غير القطبية.
2. الإلكتروليت يوصل التيار في المحلول المائي أو المنصهر؛ غير الإلكتروليت لا يوصله. القوي يتأيّن كاملًا (NaCl, HCl)؛ الضعيف جزئيًّا (CH₃COOH, NH₃).
3. في الخل: المذيب = الماء، والمذاب = حمض الأسيتيك.

١) يقارن بين بعض محاليل الموادّ المعلّقة والموادّ الغروية · ٢) يصف ظاهرة تندال. (مثال: الجيلاتين نوع من المخاليط يسمى المحلول الغروي.)

الموادّ المعلّقة Suspensions مخاليط غير متجانسة إذا تُركت لفترة زمنية قصيرة ترسّب جسيمات المادّة المكوّنة منها في قاع الإناء (بخلاف المحاليل الحقيقية فجسيماتها لا ترسّب مهما طال الزمن). مثال: وضع مادة صلبة مثل الدقيق أو الطحين في الماء ورجّ المحلول؛ تُرى جسيمات المادّة المعلّقة بالعين المجرّدة أو بالمجهر. تُسمّى مثل هذا بـ«المعلّق» كالبنّ مع الماء. يختلف المعلّق عن المحلول الحقيقي لأنّ الجسيمات المكوّنة له أكبر بكثير من جسيمات المحلول الحقيقي؛ فقطر كلّ جسيم من جسيمات المعلّق أكبر من 1000 nm، أمّا في المحلول الحقيقي فقطر الجسيم يساوي عادة حوالى 1 nm أو أقل. وتُحجز جسيمات المعلّق بورقة الترشيح، في حين يسرّ الماء الصافي من خلالها.

الغرويات Colloids مخاليط تحتوي على جسيمات، ويتراوح قطر كلّ جسيم منها بين قطر جسيم المحلول الحقيقي وقطر جسيم المعلّق، أي بين 1 nm و1000 nm. المادة التي تكوّن الجسيمات الغروية تُسمّى الصنف المنتشر، في حين يُسمّى الوسط الذي توجد فيه الجسيمات الغروية وسط الانتشار (صلب أو سائل أو غاز). كان الغراء من أوّل الغرويات التي تمّ التعرّف إليها. لا يمكن حجز جسيمات الغرويات بورقة الترشيح، وإذا تُركت لمدّة محدّدة بدون رجّ لا ترسّب في قاع المحلول مثل المعلّقات.

تعمل جسيمات الغرويات على تشتيت الضوء المرئي في جميع الاتّجاهات، وتُسمّى هذه الظاهرة ظاهرة تندال (شكل 28). يمكنك أن ترى شعاعًا من الضوء ماثلًا خلال محلول غروي مثلما نرى شعاع الشمس في غرفة فيها غبار. جسيمات المحلول الغروي تشتّت الضوء بالطريقة نفسها التي تشتّت بها جسيمات الغبار ضوء الشمس. وتتبع المعلّقات أيضًا ظاهرة تندال، في حين أنّ المحاليل الحقيقية لا تتبعها وذلك لصغر الجسيمات المكوّنة لها. وتُستخدم ظاهرة تندال للتمييز بين المحلول الحقيقي وكلّ من المحلول الغروي والمعلّق.

بالنظر إلى المحلول الغروي المضاء بواسطة المجهر، تظهر الجسيمات الغروية في حركة دائمة غير منتظمة وبشكل متعرّج. تُسمّى هذه الحركة الحركة البراونية Brownian Motion نسبة إلى مكتشفها العالم روبرت براون Robert Brown (1858–1772). تُلخَّص الحركة البراونية باصطدام جزيئات السائل المتحرّكة بالجسيم الغروي، فتعمل على حركتها، وبالتالي تمنع هذه الاصطدامات جسيمات الغروي من الترسّب في قاع الإناء. تحمل الجسيمات الغروية المحبّة للماء (مثل البروتين) شحنة بامتصاصها أيونات الوسط، وتحمل الجسيمات الغروية نظامًا غروياتٍ معيّنًا شحنة من نوع واحد، أي أنّ جميع الجسيمات الغروية الموجودة في المحلول تكون مشحونة بالشحنة نفسها وبالتالي تتنافر مع بعضها بعضًا (قوى التنافر الإلكتروستاتيكية). لذلك لا يمكن أن تتجمّع هذه الأخيرة لتكوّن جزيئات أكبر، فيبقى حجمها ثابتًا أي أنّها لا ترسّب وتبقى منتشرة خلال المحلول. وعند إضافة أيونات تختلف شحنتها عن شحنة النظام الغروي، تعمل هذه الأيونات على معادلة شحنات الغروي، فتتجمّع جسيماته لتكوّن جسيمات أكبر ترسّب في القاع. (الغرويات الكارهة للماء غير ثابتة وتنكسر جزيئاتها وتتجمّع معًا؛ ويمكن جعلها أكثر ثباتًا بإضافة محلول إلكتروليتي.)

1. الأُسس التي يمكن بواسطتها التمييز بين المحاليل والغرويات والمعلّقات: حجم الجسيمات، تأثير الضوء (تندال)، تأثير الجاذبية (الترسّب)، الترشيح، التجانس (جدول 4).
2. ظاهرة تندال: تشتّت الغرويات والمعلّقات (لا المحاليل) الضوء في جميع الاتّجاهات.
3. الحركة البراونية: حركة عشوائية متعرّجة دائمة للجسيمات الغروية بفعل اصطدام جزيئات الوسط بها.
إثراء (ظاهرة النينيو El Niño): ترتفع حرارة مياه المحيط الهادئ الاستوائية فيبقى الماء الدافئ أعلى، ويمنع صعود الماء البارد الغني بالغذاء ويقلّ الغذاء للنباتات والحيوانات الدقيقة فتقلّ الأسماك.

الدروس: 2-1 التفاعلات في المحاليل المائية · 2-2 العوامل المؤثّرة على الذوبانية في المحاليل · 2-3 تركيب المحاليل · 2-4 الحسابات المتعلّقة بالخواص المجمّعة للمحاليل. يتناول الفصل سبب ذوبانية المذاب وتوقّع ذوبانيته من خلال قواعد الذوبانية، وتوقّع الرواسب في تفاعل المحلولين وكتابة المعادلة الأيونية النهائية، ثم طرائق حساب التركيز (النسبة المئوية الكتلية والحجمية، الكسر المولي، المولارية، المولالية)، وحساب التغيّر بدرجة غليان المحلول ودرجة تجمّده.

يعدّد الأسباب المؤدّية إلى حدوث تفاعل · يعدّد قواعد ذوبانية المركّبات الأيونية · يكتب المعادلات الأيونية النهائية ويزنها · يستنتج اسم وصيغة المادة المترسّبة من المعادلة الكيميائية الموزونة. (مقدّمة: الصواعد والهوابط في الكهوف والترسّبات تنتج عن تفاعلات كيميائية في المحاليل المائية. وهناك أربعة أنواع من التفاعلات في المحاليل المائية؛ يتناول الدرس نوعًا واحدًا هو التفاعلات المؤدية إلى ترسّب. مؤشّرات حدوث التفاعل: تكوّن راسب، تكوّن ماء، انبعاث حرارة، تكوّن غاز.)

محلول كلوريد الصوديوم NaCl_(aq) حالة تحدث عند إضافة كمّية من كلوريد الصوديوم الصلب إلى وعاء يحتوي على ماء، فيذوب المكوّن (المذاب) في الماء، فيتجزّأ المركّب الأيوني إلى أيونات Na⁺_(aq) وCl⁻_(aq) تسبح بحرّية في المحلول: NaCl(s) →(H₂O) Na⁺(aq) + Cl⁻(aq). تختلف ذوبانية المركّبات الأيونية في الماء، فمنها ما هو ذو ذوبانية عالية ومنها ما هو قليل الذوبانية ومنها مركّبات لا تذوب أبدًا. وتُكتب في المعادلات الكيميائية المركّبات الصلبة التي لا تذوب حتى لو كانت في المحلول.

أولًا: المركّبات الأيونية (الأملاح) التي تذوب في الماء:
• الأملاح التي يكون أحد كاتيوناتها (NH₄⁺, K⁺, Na⁺) أو أحد أنيوناتها (ClO₃⁻, NO₃⁻, CH₃COO⁻, ClO₄⁻) — تذوب دائمًا.
• الأملاح التي يكون أحد أنيوناتها (Cl⁻, Br⁻, I⁻) تذوب، إلّا إذا ارتبط بأحد الكاتيونات التالية (Pb²⁺, Ag⁺, Hg₂²⁺) عندئذ يتكوّن ملح لا يذوب ويترسّب على شكل صلب. مثال: كلوريد الفضة AgCl الأبيض (شكل 32).
• الأملاح التي يكون أحد أنيوناتها (F⁻) تذوب، إلّا إذا ارتبط بأحد الكاتيونات (Ca²⁺, Sr²⁺, Mg²⁺, Pb²⁺, Ba²⁺) عندئذ يتكوّن ملح لا يذوب.
• الأملاح التي يكون أحد أنيوناتها (SO₄²⁻) تذوب، إلّا إذا ارتبط بأحد الكاتيونات (Ag⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺, Ca²⁺).

١) كتابة صيغ مركّبات المحلولين: BaCl₂ و Na₂CrO₄. ٢) كتابة الأيونات والكاتيونات لكلّ من المحلولين: BaCl₂ → Ba²⁺ + 2Cl⁻ وNa₂CrO₄ → 2Na⁺ + CrO₄²⁻. ٣) كتابة صيغ المركّبات المحتملة بعد مزج المحلولين، مستبعدين ارتباط الأيونات والكاتيونات بعضها مع بعض: تكون صيغ النواتج المتوقّعة BaCrO₄ و NaCl. ٤) استخدام قواعد الذوبانية لتوقّع أيّ من الناتجين مركّب لا يذوب (الراسب) وأيّهما يذوب في الماء. في هذه الحالة الراسب هو BaCrO₄ ذو اللون الأصفر؛ أمّا Na⁺ وCl⁻ فيبقيان ذائبين في المحلول (أيونات متفرّجة). ٥) كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة: BaCl₂(aq) + Na₂CrO₄(aq) → BaCrO₄(s)↓ + 2NaCl(aq).

١) كتابة صيغ مركّبات المتفاعلات. ٢) توقّع صيغ مركّبات النواتج. ٣) توقّع المركّب الذي سيترسّب جرّاء التفاعل والذي سيبقى بحالة سائلة في المحلول النهائي. ٤) كتابة صيغ المتفاعلات وحالاتها، بالإضافة إلى النواتج داخل معادلة كيميائية موزونة. ٥) إعادة كتابة الصيغ المائية على شكل أيونات. ٦) حذف الأيونات المتشابهة بين المتفاعلات والنواتج (الأيونات المتفرّجة)؛ بعد ذلك تستطيع كتابة المعادلة الأيونية النهائية التي تشير إلى الجزيئات التي شاركت في التفاعل.
BaCl₂(aq) + Na₂CrO₄(aq) → BaCrO₄(s) + 2NaCl(aq)
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + CrO₄²⁻ → BaCrO₄(s) + 2Na⁺ + 2Cl⁻
المعادلة الأيونية النهائية: Ba²⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → BaCrO₄(s)↓

المتفاعلات: Pb(NO₃)₂ و NaI · النواتج المتوقّعة: PbI₂ و NaNO₃ · الراسب حسب قواعد الذوبانية (يوديد + Pb²⁺): PbI₂. المعادلة الموزونة: Pb(NO₃)₂(aq) + 2NaI(aq) → PbI₂(s)↓ + 2NaNO₃(aq). الأيونات المتفرّجة: Na⁺ وNO₃⁻. المعادلة الأيونية النهائية: Pb²⁺(aq) + 2I⁻(aq) → PbI₂(s)↓. قيّم: يرتبط كاتيون Pb²⁺ بأنيون I⁻ لينتج الراسب الصلب PbI₂، أمّا كاتيون Na⁺ وأنيون NO₃⁻ فلا يتغيّران قبل التفاعل أو بعده.

1. NH₄Cl(aq) + Pb(NO₃)₂(aq) → الراسب PbCl₂: Pb²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq) → PbCl₂(s)↓
2. نيترات الحديد (III) + هيدروكسيد الصوديوم: Fe³⁺(aq) + 3OH⁻(aq) → Fe(OH)₃(s)↓ (الأيونات المتفرّجة: Na⁺ وNO₃⁻).

1. المعادلات الأيونية النهائية الموزونة: (أ) Pb²⁺ + SO₄²⁻ → PbSO₄(s) · (ب) Fe³⁺ + PO₄³⁻ → FePO₄(s) · (جـ) Co²⁺ + S²⁻ → CoS(s).
2. (أ) KCl + AgNO₃: Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl(s) · (ب) Na₃PO₄ + CrCl₃: Cr³⁺ + PO₄³⁻ → CrPO₄(s).
3. الأيونات المتفرّجة: (أ) K⁺ وNO₃⁻ · (ب) Na⁺ وCl⁻.
4. الراسب: (أ) Li₂SO₄ + BaCl₂ ← BaSO₄ · (ب) Al₂(SO₄)₃ + NH₄OH ← Al(OH)₃ · (جـ) AgNO₃ + H₂S ← Ag₂S · (د) CaCl₂ + Pb(NO₃)₂ ← PbCl₂ · (هـ) Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ ← CaCO₃. (حلّ نموذجي مستنتج من قواعد الذوبانية)

يعدّد العوامل المؤثّرة في معدّل ذوبان المذاب · يحسب ذوبانية غاز في سائل تحت ضغوط مختلفة. (مقدّمة: ماء المعادن يحتوي على أملاح مذابة، وخليط الثلج والماء والملح، والسكر يذوب أسرع في الشاي الساخن أو عند التحريك.)

إذا أُضيف 36 g من كلوريد الصوديوم إلى 100 g من الماء عند 25 °C فسيذوب كلّ كمّية الملح، وإذا أُضيفت كمّية أخرى لن يذوب سوى 0.2 g تقريبًا مهما طالت مدّة التحريك. الكمّية المتبقية تبقى صلبة لأنه يحدث اتزان ديناميكي: يذوب عدد من الجزيئات الجديدة ويترسّب عدد مساوٍ من أيونات المحلول (سرعة الذوبان = سرعة التبلور)، فلا يتغيّر النظام ككل.
المحلول المشبع: هو المحلول الذي يحتوي على أكبر كمّية من المذاب عند درجة حرارة ثابتة. مثال: عند إضافة 36.2 g من NaCl إلى 100 g ماء عند 25 °C يتكوّن محلول مشبع.
الذوبانية Solubility: كتلة المادّة التي تذوب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة معيّنة لتكوّن محلولًا مشبعًا.

يمتزج سائلان إذا ذاب أحدهما في الآخر مهما كانت كمّية كلّ منهما (الماء والإيثانول) ويُعرف المزيج بأنه يمتزج كلّيًّا Miscible. بعض السوائل شحيحة الذوبان كالماء والإيثر فهما يمتزجان جزئيًّا، وسوائل أخرى لا يذوب أحدها في الآخر وتُعرف بأنها عديمة الامتزاج Immiscible كالزيت والخلّ أو الزيت والماء. ملاحظة: الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض، أي أن المواد المذابة تذوب في المذيبات التي تجمعها بها خواص مشتركة.

أحد أكثر الطرائق شيوعًا لتسريع عملية الذوبان هي التحريك؛ مثل إضافة ملعقة صغيرة من السكّر في كوب الشاي وتحريكها بشكل دائري، فيذوب السكّر ويختفي في المحلول.

الطريقة الفضلى لإذابة مذاب موجود على شكل أحجار صغيرة أو كبيرة هي من خلال الطحن بواسطة الأدوات الموضّحة في الشكل (37) (الهاون والمدقّة). الطحن يحوّل المذاب إلى جسيمات صغيرة، ما يوسّع مساحة السطح المشتركة بين المذيب والمذاب، وبذلك تُسرَّع عملية الإذابة.

في كثير من الأحيان يبقى قسم من المذاب غير ذائب رغم الخلط. ولتسريع عملية الإذابة يُسخَّن المحلول؛ فعند التسخين يذوب ما تبقّى من المذاب في المذيب لأن طاقة حركة جزيئات الماء تزداد عند درجة الحرارة المرتفعة ما يزيد من احتمالات قوّة تصادم جزيئات الماء بسطح البلورات فيساعد على سرعة ذوبانه. المحلول الذي لا يزال يستطيع إذابة مذاب يُسمّى المحلول غير المشبع، أمّا المحلول الذي أُضيف إليه مذاب ووُحّرك وبقي بعد التحريك قسم من المذاب غير ذائب فيُسمّى المحلول المشبع (شكل 38).
ذوبانية معظم المواد الصلبة تزداد بارتفاع درجة الحرارة (NaNO₃ وKNO₃ بشكل ملحوظ، KCl وNaCl بشكل طفيف)، أمّا بعض الأملاح مثل Ce₂(SO₄)₃ فتقلّ ذوبانيتها بارتفاع الحرارة.

ذوبانية الغازات الموضّحة في الجدول (6) تكون أكبر في الماء البارد منه في الماء الساخن (عكس معظم المواد الصلبة). فقاعات الهواء التي تتكوّن عند تسخين الماء قبل الغليان هي غازات هواء ذائبة تتصاعد من المحلول لأن جزيئات الغاز تكتسب طاقة حركية وتتحوّل إلى الحالة الغازية. المكوّنان الأساسيان للهواء الجوّي هما الأكسجين والنيتروجين، وتقلّ ذوبانيتهما في الماء كلّما ارتفعت درجة الحرارة (شكل 39). لذلك عندما يأخذ أحد المصانع الماء البارد من نهر ويعيده إليه ساخنًا فهو يسبّب تلوّثًا حراريًّا، لأن ارتفاع حرارة مياه النهر يؤدّي إلى تقليل تركيز الأكسجين المذاب، ما يؤثّر سلبًا على الحياة النباتية والحيوانية المائية.

تتأثّر ذوبانية الغازات بالضغط أيضًا؛ فتزداد ذوبانية الغاز كلّما ازداد الضغط الجزيئي له على سطح المحلول. مثال: المشروبات الغازية تحتوي على غاز ثاني أكسيد الكربون CO₂ الذائب في الماء، وهو الذي يسبّب فوران المشروب وتكوّن الفقاعات عند فتح الزجاجة. تُعبّأ الزجاجات تحت ضغط عالٍ من CO₂ لدفع كمّيات كبيرة من الغاز إلى المشروب، وعند فتحها يقلّ الضغط الجزيئي فيقلّ تركيز الغاز على سطح المشروب مباشرة فتتسرّب فقاعات CO₂ (شكل 40). وإذا تُركت الزجاجة مفتوحة يتغيّر طعم المشروب لفقدانه CO₂.

المعلوم: P₁ = 3.5 atm، S₁ = 0.77 g/L، P₂ = 1.0 atm · المجهول: S₂. بقانون هنري: S₂ = S₁ × P₂ / P₁ = (0.77 g/L × 1.0 atm) / 3.5 atm = 0.22 g/L. قيّم: انخفض الضغط من 3.5 atm إلى 1.0 atm لذلك يجب أن تنخفض ذوبانية الغاز، والضغط الجديد حوالي 1/3 الضغط الأصلي فالذوبانية الجديدة حوالي 1/3 الأصلية — النتيجة منطقية.

عندما ترفع درجة حرارة محلول مُشبَّع يحتوي على زيادة قليلة من المادة الصلبة فإن جزءًا من الزائدة منها أو كلّها يذوب في المحلول. وإذا تُرك هذا المحلول يبرد ببطء وصولًا إلى درجة حرارته الأصلية فلا تتبلور دائمًا الكمّية الزائدة من المادة المذابة فورًا بالمحلول (أي لا تخرج من المحلول وترسب). ويُعرف المحلول الذي يحتوي على كمّية من المذاب زائدة على الكمّية المسموح بها نظريًّا والتي تكفي لتشبّعه (تركيز المذاب في المحلول أكبر ممّا يجب أن يكون عليه عند التشبّع) عند درجة معيّنة بـالمحلول فوق المشبّع (مع ملاحظة أن الكمّية الزائدة من المذاب لا ترسب عند درجة حرارة منخفضة).
مثال على التبلور: إنتاج سكّر النبات؛ إذ توضع بلّورات بدء التبلور في محلول فوق مشبّع للسكّر فيتبلّور السكّر على شكل سلسلة من البلّورات (حلوى الأطفال).
الأمطار الاصطناعية (شكل 41): تُبذر السحب التي تحتوي على كتل من الهواء فوق المشبّع بالماء ببلّورات دقيقة (بلّورات بدء التبلور) من يوديد الفضّة (AgI) ← تنجذب جزيئات الماء إلى أيونات اليوديد مكوّنة قطرات مائية ← تعمل بدورها كبلّورات بدء التبلور لجزيئات ماء أخرى ← تكبر القطرات مع الوقت وتسقط على شكل أمطار. الخطوات: 1) تكوّن الغيوم من الهواء الجزيئي المتصاعد فوق الجبال، 2) إطلاق مولّد جزيئات من يوديد الفضّة، 3) تشكّل بلّورات الجليد حول الجزيئات، 4) تساقط بلّورات الجليد على شكل ثلج.

1. ذوبانية غاز 0.16 g/L عند ضغط 104 kPa. ما ذوبانيته عند ضغط 288 kPa؟ الحلّ: 0.44 g/L.
2. ذوبانية غاز في الماء عند 0 °C هي 3.6 g/L عندما يكون الضغط 1 atm. ما الضغط اللازم للحصول على محلول يحتوي على 9.5 g/L من الغاز نفسه عند 0 °C؟ الحلّ: 2.6 atm.

1. ثلاثة عوامل تؤثّر على معدّل ذوبانية مذاب في المذيب: التحريك، الطحن (مساحة السطح)، ودرجة الحرارة (ويؤثّر الضغط في الغازات).
2. تُحسب ذوبانية غاز في سائل تحت ضغوط مختلفة بقانون هنري: S₁/P₁ = S₂/P₂.
3. كتلة NaCl التي يمكن إذابتها في 7.5×10² g ماء عند 20 °C: من الجدول الذوبانية 36.0 g/100 g فالكتلة = 36.0 × 7.5 ≈ 270 g. (حساب)
4. (أ) تحويل محلول مشبّع إلى غير مشبّع: إضافة مذيب (تخفيف) أو رفع درجة الحرارة (للصلب). (ب) تحويل غير مشبّع إلى مشبّع: إضافة مزيد من المذاب حتى يبقى جزء غير ذائب أو تبخير جزء من المذيب. (استنتاج)
5. العلاقة: تزداد ذوبانية معظم المواد الصلبة بارتفاع درجة الحرارة (علاقة طردية)، وتقلّ ذوبانية الغازات بارتفاعها (علاقة عكسية). (استنتاج من الجدول 6)

يشرح المقصود بالنسبة المئوية الحجمية والنسبة المئوية الكتلية في المحاليل · يستنتج كيفية استخدام المولارية لحساب عدد مولات المذاب · يحلّ المسائل التي تتضمّن مولارية المحلول في أجزائها · يصف كيفية تحضير المحاليل المخفّفة من المحاليل الأكثر تركيزًا والمعلوم مولاريتها. (مقدّمة: توفير مصدر مستمرّ من الماء النقي للاستخدام اليومي مطلب هام؛ وهناك جهات حكومية متخصّصة مثل وزارة الصحة والهيئة العامة للبيئة تدرس مدى مطابقة مياه الشرب للمعايير العالمية التي تحدّد الكمّية المسموح بتواجدها من الأملاح الفلزية والمبيدات الحشرية والبكتيريا وبقايا المواد المستخدمة في معالجة الماء — شكل 42.)

النسبة المئوية الكتلية Mass Percentage هي تحديد كمّية المذاب (g) الموجودة في مئة جرام من المحلول:
النسبة المئوية الكتلية = (كتلة المذاب ÷ كتلة المحلول) × 100
كتلة المحلول = كتلة المذاب + كتلة المذيب.

عندما يكون كلّ من المذاب والمذيب موادّ سائلة يسهل تحضير محاليل منها بقياس أحجام كلّ منها، وعندئذ يمكن التعبير عن تركيز المادة المذابة بالنسبة المئوية لحجمها في المحلول: النسبة المئوية الحجمية Volume Percentage. مثال: إذا خُفِّف 20 mL من الكحول النقي (الإيثانول) بالماء ليصل حجم المحلول الكلّي إلى 100 mL فإن تركيز الكحول بالحجم هو 20%، أي أن المحلول النهائي يحتوي على 20% كحول بالحجم.
النسبة المئوية الحجمية = (حجم المذاب ÷ حجم المحلول) × 100
ملاحظة: يجب ذكر الوحدات المستخدمة في عملية التركيز بالنسبة الكتلية والحجمية ((m/m) أو (V/V)) لأن هناك نوعين للنسب المئوية، وتوضّحهما الملصقات على المنتجات الغذائية (شكل 43).

%(V/V) = (85 mL × 100) / 250 mL = 34% (V/V). قيّم: حجم المذاب يساوي حوالي 1/3 حجم المحلول لذا النتيجة مقبولة.

1. خُفِّف 10 mL من الأسيتون النقي بالماء ليعطي محلولًا حجمه 200 mL. ما النسبة المئوية الحجمية للأسيتون؟ الحلّ: 5% (V/V).
2. يوضّح الملصق على زجاجة ماء الأكسجين (مُطهّر) أن تركيزه 3% (V/V) من H₂O₂. كم عدد المليلترات من H₂O₂ في زجاجة حجمها 400 mL؟ الحلّ: 12 mL.

المولارية Molarity (M) هي عدد مولات المذاب في 1 L من المحلول، وعندما تكون مصحوبة بقيم عددية تُقرأ «مولار» M، وتُعرف أيضًا بالتركيز المولاري Molar Concentration (ويُرمز إليه بالحرف C)، ووحدتها mol/L.
M = C = n (mol) / V (L) (عدد مولات المذاب ÷ حجم المحلول بالليتر).
n = m / M.wt (عدد المولات = كتلة المذاب ÷ الكتلة المولية للمذاب).
m(g) = M (mol/L) × M.wt (g/mol) × V (L).
يُلاحظ أن حجم المحلول هو الحجم الكلّي للمحلول الناتج (المذاب + المذيب) وليس حجم المذيب بمفرده. مثال: 2 mol جلوكوز في 5 L محلول ← 2/5 = 0.4 mol/L = 0.4 M. وإذا كان لدينا 2 L من محلول كلوريد الليثيوم مولاريته 2.5 M فعدد المولات: n = V × M = 2 L × 2.5 M = 5 mol.

المعلوم: تركيز المحلول 0.9 g/100 mL والكتلة المولية للـ NaCl (قيمة الكتاب 58.5 g/mol). المطلوب: M. الحلّ: (0.9 g NaCl / 100 mL) × (1 mol NaCl / 58.5 g NaCl) × (1000 mL / 1 L). ملاحظة: المكتوب في الكتاب 85.5 g/mol والناتج 0.105 M (يبدو خطأ مطبعيًّا)؛ بالقيمة الصحيحة 58.5 g/mol تكون المولارية ≈ 0.154 M. (حساب — يُراجع مع المعلّم) قيّم: يجب أن تكون الإجابة أقلّ من 1 M لأن تركيز 0.9 g/100 mL هو نفسه 9 g/1000 mL، وهي أقلّ من كتلة 1 mol NaCl.

1. مولارية محلول حجمه 2 L ويحتوي على 36 g جلوكوز (M.wt = 180 g/mol): 0.1 M.
2. مولارية محلول حجمه 250 mL ويحتوي على 0.70 mol NaCl (58.44 g/mol): 2.8 M.
3. عدد مولات نيترات الأمونيوم في 335 mL محلول تركيزه 0.4 M (M.wt NH₄NO₃ = 80 g/mol): 0.134 mol.
4. عدد مولات المذاب في 250 mL من محلول CaCl₂ تركيزه 2 M، وعدد جرامات CaCl₂ (M.wt = 111 g/mol): 0.50 mol ← 55.5 g CaCl₂.

تعتمد الخواص التجمّعية للمحاليل على تركيز نسبة عدد جسيمات المذاب إلى عدد جسيمات المذيب فحسب. توجد طريقتان للتعبير عن هذه النسبة: الأولى بالمولالية، والثانية بالكسر المولي. المولالية Molality (m) هي عدد مولات المذاب في 1 kg من المذيب، وتُعرف أيضًا بالتركيز المولالي.
m = n / kg solvent (mol/kg) ومنها m(g) = m × M.wt × kg solvent.
الفرق: المولالية تشير إلى عدد مولات المذاب في 1 kg من المذيب، بينما تشير المولارية إلى عدد مولات المذاب في 1 L من المحلول. وفي حال استخدام الماء كمذيب فإن 1 L أو 1000 mL من الماء تساوي كتلتها 1 kg أو 1000 g. مثال: لتحضير محلول تركيزه مولال واحد (1 m) من الجلوكوز تضيف مولًا واحدًا (180 g) من الجلوكوز إلى 1000 g من الماء.

المعلوم: كتلة الماء = 500 g، m = 0.06 m، M.wt = 166.1 g/mol. الخطوات: كتلة الماء ← مول KI ← جرام KI. (166.1 g KI / 1 mol KI) × (0.06 mol KI / 1000 g H₂O) × 500 g H₂O ≈ 5 g KI. قيّم: يُحضّر محلول 1 m KI بإذابة الكتلة المولية 166.1 g في 1000 g ماء، والتركيز المطلوب 0.06 m أي حوالي 1/20 تلك القيمة، فتتوقّع كتلة KI أقلّ من كتلته المولية.

الكسر المولي Mole Fraction هو نسبة عدد مولات المذاب أو المذيب في المحلول إلى عدد المولات الكلّي لكلّ من المذيب والمذاب. إذا احتوى المحلول على n_A مول من المذاب (A) وn_B مول من المذيب (B):
X_A = n_A / (n_A + n_B) ; X_B = n_B / (n_A + n_B)
ومجموع الكسر المولي لمكوّنات المحلول يساوي 1: X_A + X_B = 1 (لا وحدة له).

n_A (السكروز) = 5/342.8 = 0.0146 mol؛ n_B (الماء) = 100/18 = 5.56 mol. X_A = 0.0146 / 5.57 = 0.0026 ; X_B = 5.56 / 5.57 = 0.9974. قيّم: مجموعهما يساوي 1 فالقيمتان مقبولتان.

غالبًا ما تتوفّر في المختبرات الدراسية محاليل قياسية معلومة مولاريتها بدقّة، لكن نحتاج أحيانًا إلى تحضير محلول مخفّف بحيث يختلف تركيزه عن تركيز المحلول القياسي، وذلك بتخفيف المحلول القياسي بالمذيب. التخفيف يقلّل عدد مولات المذاب في وحدة الحجم، لكن العدد الكلّي لمولات المذاب في المحلول يبقى كما هو؛ لذلك يكون عدد مولات المذاب قبل التخفيف = عدد مولات المذاب بعد التخفيف.
بما أن C = n/V ⇐ n = C × V:
C₀ × V₀ = C₁ × V₁ (الحالة القياسية = الحالة الجديدة). المحلول المركّز يحتوي على مقدار أكبر نسبيًّا من المذاب في كمّية معيّنة من المحلول، والمخفّف على كمّية أصغر نسبيًّا؛ وعند إضافة المذيب تقلّ جسيمات المذاب لكلّ وحدة حجمية، لكن العدد الكلّي لمولات المذاب يبقى ثابتًا.

المعلوم: C₁ = 2 M، C₂ = 0.4 M، V₂ = 100 mL. بقانون التخفيف: V₁ = C₂ × V₂ / C₁ = (0.4 M × 100 mL) / 2 M = 20 mL. أي يؤخذ 20 mL من المحلول المركّز ويُخفَّف بكمّية كافية من الماء المقطّر ليصل الحجم إلى 100 mL. قيّم: التركيز الأصلي أكبر بمقدار خمسة أمثال التركيز المطلوب، فالحجم المأخوذ = 1/5 حجم المحلول النهائي.

المحلول القياسي مهم جدًّا في مختبر المدرسة إذ من خلاله نستطيع تحضير الكثير من المحاليل ذات التراكيز المختلفة، وهذا المحلول معروف تركيزه بدقّة. يُحضَّر بوزن كمّية من المذاب النقي ونقله إلى كأس زجاجي يحتوي على ماء وتحريكه حتى يذوب، ثم نقله إلى الدورق المستدير مسطّح القاعدة (الدورق الحجمي)، بعدها يُغسل الكأس الزجاجي فوق الدورق، ثم يُضاف المذيب إلى الدورق حتى يصل مستوى المحلول إلى العلامة على عنق الدورق.

1. تُحلّ مسائل المولارية باستخدام M = n/V وn = m/M.wt وبحساب الحجم الكلّي بالليتر.
2. تُحضَّر المحاليل المخفّفة من الأكثر تركيزًا بقانون التخفيف C₀V₀ = C₁V₁ (أخذ الحجم المحسوب من المركّز وإكماله بالمذيب في دورق حجمي).
3. النسبة المئوية الحجمية (V/V) = حجم المذاب ÷ حجم المحلول × 100 (للسوائل)؛ والنسبة المئوية الكتلية (m/m) = كتلة المذاب ÷ كتلة المحلول × 100.
4. (أ) CuSO₄: n = 400/159.62 = 2.506 mol ← M = 2.506/4 ≈ 0.63 M. (ب) NaHCO₃: M = 0.06 mol / 1.5 L = 0.04 M. (حساب)
5. الحجوم اللازمة (V₁ = C₂V₂/C₁): NaCl: 0.5×500/2 = 125 mL · KNO₃: 0.2×50/4 = 2.5 mL · MgSO₄: 0.2×2/0.5 = 0.8 L (800 mL). (حساب)

يحسب الكتلة المولية لمركّب جزيئي بمعرفة الانخفاض في درجة تجمّد المركّب أو الارتفاع في درجة غليانه. (مقدّمة: يتطلّب طهي وجبات كثيرة من الطعام إضافة كمّيات صغيرة من الملح للماء الذي يُستخدم في الطهي؛ ما التأثير الآخر للملح على عملية الطهي؟ في المناطق الباردة تضطرّ السلطات المحلية إلى رشّ الطرقات بالملح الصلب لمنع تكوّن الجليد عليها (شكل 45) للحدّ من حوادث الانزلاق، ويشتري سائق السيارات مادة مضادة للتجمّد (Anti-gel) ويفرغونها في مبرّد السيارة لتجنّب تجمّد المياه فيه.)

الضغط البخاري هو ضغط البخار على السائل عند حدوث حالة اتزان بين السائل وبخاره عند درجة حرارة معيّنة. لكلّ سائل نقي ضغط بخاري معيّن عند درجة حرارة معيّنة (شكل 46). عند إذابة مادة غير متطايرة وغير إلكتروليتية (مركّب تساهمي) في مذيب سائل يقلّ الضغط البخاري للمحلول عن الضغط البخاري للسائل النقي عند درجة الحرارة نفسها، ويرجع ذلك إلى أن بعض جسيمات المذاب تحلّ محلّ بعض جزيئات المذيب الموجودة على سطح المحلول وبالتالي يقلّ عدد جزيئات المذيب التي يمكنها الانطلاق إلى الحالة الغازية فيقلّ الضغط البخاري للمحلول عن الضغط البخاري للسائل النقي. يُلاحظ وجود علاقة طردية بين الضغط البخاري وكلّ من الارتفاع في درجة الغليان والانخفاض في درجة التجمّد. (شكل 46: ضغط بخار الإيثيل إيثر، الإيثانول، والماء؛ درجات الغليان: إيثر 34.6 °C، إيثانول 78.5 °C، ماء 100 °C.)

ترتفع درجة غليان المذيب بإضافة مادة مذابة غير متطايرة، ويتناسب مقدار الارتفاع في درجة الغليان ΔT_bp تناسبًا طرديًّا مع التركيز المولالي (m) باعتبار أن المذاب مركّب جزيئي وغير أيوني. التغيّر في درجة الغليان (ΔT_bp) هو عبارة عن الارتفاع في درجة غليان المذيب، وتساوي الفرق بين درجة غليان المحلول ودرجة غليان المذيب النقي (شكل 47)، والمقدار (m) هو التركيز المولالي للمحلول. وعند حذف علامة التناسب ووضع مقدار ثابت K_bp:
ΔT_bp = K_bp × m
يُعرف المقدار الثابت K_bp بـثابت الغليان المولالي Molal Boiling-Point Elevation Constant، وهو يساوي التغيّر في درجة غليان محلول تركيزه مولال واحد لمذاب جزيئي وغير متطاير؛ ويعتمد على نوع المذيب ووحدته °C/m.

المعلوم: m = 1.5 m، K_bp للماء = 0.512 °C/m. ΔT_bp = K_bp × m = 0.512 × 1.5 = 0.77 °C. درجة غليان المحلول = 100 + 0.77 = 100.77 °C. قيّم: تزداد درجة الغليان بمقدار 0.5 °C تقريبًا لكلّ مولال من المحلول، وبالتالي فإن التغيّر الحاصل مقبول.

1. درجة غليان محلول C₂H₄(OH)₂ 1.25 mol في 1400 g من الماء (K_bp = 0.512 °C/m): 100.45 °C.
2. كتلة السكروز (C₁₂H₂₂O₁₁، M.wt = 342 g/mol) اللازمة للذوبان في 1500 g من الماء لرفع درجة الغليان بمقدار 0.2 °C: 200 g سكروز.

يمكنك أيضًا حساب الانخفاض في درجة تجمّد محلول باستخدام المعادلة: ΔT_fp = K_fp × m. يمثّل التغيّر في درجة التجمّد (ΔT_fp) الانخفاض في درجة تجمّد المذيب، ويساوي الفرق بين درجة تجمّد المحلول ودرجة تجمّد المذيب. والمقدار (m) هو التركيز المولالي للمحلول. ويُعرف المقدار الثابت K_fp بـثابت التجمّد المولالي (الجزيئي) Molal Freezing-Point Depression Constant، وهو يساوي التغيّر في درجة تجمّد محلول تركيزه مولال واحد لمذاب جزيئي وغير متطاير. ووحدة الثابت K_fp هي °C/m.

1. تنخفض درجة تجمّد الماء إلى −0.390 °C عندما يُذاب 3.9 g من مذاب جزيئي وغير متطاير في 475 g من الماء. احسب الكتلة المولية للمذاب. الحلّ: 39.2 g/mol.
2. محلول يحتوي على 16.9 g من مركّب جزيئي وغير متطاير في 250 g من الماء، ودرجة تجمّده −0.744 °C. ما الكتلة المولية للمذاب؟ الحلّ: 169 g/mol.

1. أُذيب 49.63 g من مركّب غير إلكتروليتي في 1 kg من الماء ودرجة تجمّد المحلول −0.27 °C (K_fp = 1.86). m = 0.27/1.86 = 0.145 mol/kg ← الكتلة المولية = 49.63/0.145 ≈ 342 g/mol. (حساب)
2. ترتبط التغيّرات (ارتفاع الغليان وانخفاض التجمّد) بالمولالية طرديًّا: ΔT = K × m، أي كلّما زاد تركيز المذاب المولالي زاد الارتفاع في الغليان والانخفاض في التجمّد، لأن الخواص المجمّعة تعتمد على عدد جسيمات المذاب.
3. درجة تجمّد محلول 12 g CCl₄ (M.wt = 154) في 750 g بنزين (درجة تجمّده 5.48 °C، K_fp = 5.12): n = 12/154 = 0.0779 mol ← m = 0.0779/0.75 = 0.104 m ← ΔT_fp = 5.12 × 0.104 ≈ 0.53 °C ← درجة التجمّد ≈ 4.95 °C. (حساب)

امتزاج Miscible · عدم الامتزاج Immiscible · ذوبانية Solubility · قواعد الذوبانية Laws of Solubility · قانون هنري Henry's Law · الكسر المولي Mole Fraction · المولارية Molarity (M) · المولالية Molality (m) · النسبة المئوية الكتلية Mass Percentage · النسبة المئوية الحجمية Volume Percentage · محلول مشبع Saturated · غير مشبع · فوق مشبع Supersaturated · مخفّف Diluted · مركّز Concentrated · محلول متجانس Homogeneous · غير متجانس Heterogeneous · محلول معلّق Suspension · محلول غروي Colloid · مذاب Solute · مذيب Solvent · إلكتروليتات Electrolytes · غير إلكتروليتية Non-electrolytes · معادلة أيونية نهائية Net Ionic Equation · معادلة نهائية لتفاعل الترسيب · الخاصية المجمّعة Colligative Property · ثابت العلبان المولالي Molal Boiling-Point Elevation Constant · ثابت التجمّد المولالي Molal Freezing-Point Depression Constant.

(1-1) الماء كمذيب قوي: جزيء الماء مكوّن من رابطة تساهمية بين الأكسجين والهيدروجين وله خاصية قطبية، ما يعزّز قدرته على الإذابة.
(2-1) المحاليل المائية: يتأثّر معدّل ذوبان المذاب بعدّة عوامل منها درجة حرارة الماء وحجم جسيمات المذاب ورجّ المحلول · يمتزج سائلان إذا ذاب أحدهما في الآخر ولا يمتزجان إذا لم يذب أحدهما في الآخر · تؤثّر تغيّرات الحرارة والضغط على ذوبانية المادّة المذابة · المركّبات الإلكتروليتية توصل التيار الكهربائي في المحلول المائي أو في الحالة المنصهرة؛ أمّا غير الإلكتروليتية فلا توصله في أيّ من الحالتين.
(3-1) الأنظمة المائية غير المتجانسة: المواد المعلّقة هي جسيمات في خليط غير متجانس ترسّب في قاع الإناء إذا تُركت لفترة من الزمن · الغرويات جسيمات يتراوح قطرها بين 1 nm و1000 nm ولا ترسّب إذا تُركت لفترة طويلة · ظاهرة تندال: ظاهرة تقوم فيها جسيمات الغرويات بتشتيت الضوء المرئي في جميع الاتجاهات.
(1-2) التفاعلات في المحاليل المائية: عند مزج محلولين مائيين يمكن توقّع تكوّن راسب من خلال المعادلة الكيميائية، وتُستعمل قواعد الذوبانية لتوقّع معرفة راسب.
(2-2) العوامل المؤثّرة على الذوبانية: عدّة عوامل تؤثّر على ذوبانية بعض المركّبات منها: الخلط، الطحن، درجة الحرارة والضغط.
(3-2) تركيب المحاليل: يُعبّر عن الكمّيات النسبية للمذاب والمذيب في المحلول بالتركيز المولاري والنسبة المئوية للمكوّنات والتركيز المولالي والكسر المولي · تتناسب كلّ خاصية مرتبطة تناسبًا طرديًّا مع عدد الجزيئات أو الأيونات المتواجدة في المحلول · المولالية هي عدد مولات المذاب لكلّ كيلوجرام من المذيب. الكسر المولي لمادّة في محلول يساوي عدد مولات المادّة مقسومًا على العدد الكلّي لمولات جميع المواد في المحلول.
(4-2) الحسابات المتعلّقة بالخواص المجمّعة للمحاليل: التغيّر في درجة الغليان ΔT_bp = K_bp × m، والتغيّر في درجة التجمّد ΔT_fp = K_fp × m، حيث m هو التركيز المولالي للمحلول.

1. المكوّنان: المذاب (الأقلّ كمّية) والمذيب (الأكثر كمّية).
2. لا يستقرّ المكوّن الذائب في قاع المحلول لأن جسيمات المذاب صغيرة جدًّا وتتوزّع بين جزيئات المذيب (محلول متجانس مستقرّ).
3. الامتزاج: ذوبان سائل في آخر بأيّ نسبة (ماء/إيثانول)؛ وعدم الامتزاج: عدم ذوبان أحدهما في الآخر (زيت/ماء).
4. الذوبانية: كتلة المذاب التي تذوب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة معيّنة لتكوّن محلولًا مشبعًا · المشبع: يحتوي أكبر كمّية من المذاب عند درجة حرارة ثابتة · غير المشبع: يستطيع إذابة مزيد.
5. كتلة AgNO₃ في 250 g ماء عند 20 °C (216 g/100 g) = 216 × 2.5 = 540 g. (حساب)
6. عند تبريد محلول مشبع من نيترات الصوديوم تقلّ الذوبانية فتترسّب بلّورات من الملح. (استنتاج)
7. يمكن اعتباره فوق مشبّع إذا بقي المحلول صافيًا رغم احتوائه على مذاب فوق السعة، وتترسّب الزيادة بمجرّد إضافة بلّورة بدء التبلور.
8. ذوبانية الميثان عند 0.6 atm: S₂ = 0.026 × 0.6 / 1 = 0.0156 g/L ≈ 0.016 g/L. (حساب)

9. (أ) 1 mol KCl في 750 mL: 1.33 M · (ب) 0.5 mol MgCl₂ في 1.5 L: 0.33 M.
10. (أ) 1 L من NaCl 0.5 M: 0.5 mol = 29.2 g · (ب) 5×10² mL من KNO₃ 0.2 M: 0.1 mol = 10.1 g · (جـ) 250 mL من CaCl₂ 0.1 M: 0.025 mol = 2.8 g.
11. (أ) 0.5 mol جلوكوز في 1000 g ماء: ΔT = 0.256 ← 100.26 °C · (ب) 1.5 mol: ΔT = 0.768 ← 100.77 °C.
12. لتحضير ميثانول (CH₃OH) كسره المولي 0.4: يؤخذ 0.4 mol ميثانول (12.8 g) مع 0.6 mol ماء (10.8 g).
13. محلول 1 M: 1 mol في 1 L من المحلول؛ ومحلول 1 m: 1 mol في 1 kg من المذيب.
14. (أ) 1.4 mol من C₄H₁₀O في 1750 g ماء: m = 0.8 ← ΔT_fp = 1.49 ← −1.49 °C · (ب) 0.6 mol من C₂H₆O₂ في 100 g ماء: m = 6 ← ΔT = 11.16 ← −11.16 °C.
15. نفتالين C₁₀H₈ (128 g/mol): 12 g = 0.094 mol في 50 g بنزين ← m = 1.875: ΔT_bp = 2.53 × 1.875 ≈ 4.74 °C وΔT_fp = 5.12 × 1.875 = 9.6 °C.
16. NaHCO₃ (84 g/mol): 9.6 g/100 g ماء ← 0.114 mol؛ ماء 5.56 mol ← الكسر المولي للمذاب ≈ 0.020، والمولالية ≈ 1.14 m.
17. محلول NaCl 0.15 m: n(ماء) = 55.56 mol ← X_مذاب ≈ 0.0027، X_مذيب ≈ 0.9973.
18. 50 g KCl في 130 g ماء عند 20 °C (34 g/100 g): يذوب 44.2 g ← (أ) الباقي ذائبًا 44.2 g · (ب) الراسب ≈ 5.8 g.
19. جدول الجلوكوز يُكمل بقانون M = n/V وn = m/180.
20. 26.5 g NaCl في 75 mL (= 75 g) عند 20 °C (36 g/100 g): تذوب 27 g ← المحلول غير مشبع.
21. ΔT_fp = 0.46 ← m = 0.0898 ← n = 0.0674 mol في 750 g بنزين ← M.wt = 5.76 / 0.0674 ≈ 85.5 g/mol.
22. (أ) NH₄Cl وNa₂SO₄ أيّ مركّبات أيونية تتأيّن (تتفكّك) في الماء، (ب) Cu(NO₃)₂ و(هـ) HgCl₂ تتفكّك/تتأيّن، (جـ) HNO₃ حمض يتأيّن في الماء. (استنتاج)
23. لأن HCl مركّب قطبي والمذيب القطبي (الماء) يذيب المذاب القطبي («الشبيه يذيب الشبيه»)، أمّا البنزين غير قطبي.
24. طريقتان للتمييز بين المعلّق والغروي: ظاهرة تندال (الغروي يشتّت الضوء) وعدم الترسّب مع الوقت (المعلّق يترسّب).
25. (أ) السكروز: يذوب في الماء · (ب) الميثان (CH₄): يذوب في البنزين · (جـ) كبريتات الصوديوم Na₂SO₄: تذوب في الماء. (استنتاج: القطبي/الأيوني في الماء وغير القطبي في البنزين)

1. 3.94 g نحاس (63.5 g/mol) = 0.062 mol ← HNO₃ = 8/3 × 0.062 = 0.165 mol ← V = 0.165 / 1.5 ≈ 0.11 L = 110 mL. (حساب)
2. رسم منحنى ذوبانية KNO₃ (المحور السيني درجة الحرارة والصادي mol/kg H₂O) ثم القراءة منه: ذوبانية KNO₃ عند 33 °C و76 °C تُقرأ من المنحنى (≈ 3.5 و ≈ 14 mol/kg) · درجة حرارة الذوبانية 17.6 mol/kg ≈ 62 °C تقريبًا · 4.24 mol/kg ≈ 30 °C تقريبًا. (استنتاج تقريبي من الجدول، يُرسم المنحنى للتأكّد)
3. BaSO₄ المترسّب 5.28 g (233.4 g/mol) = 0.0226 mol = mol Na₂SO₄ ← M = 0.0226 / 0.25 ≈ 0.09 M. (حساب)
4. ثلاث وسائل تساعد على إذابة بلورة كبيرة من ملح الطعام بسرعة: الطحن (زيادة مساحة السطح)، التحريك، التسخين.
مشاريع الوحدة: (1) تصميم تجربة لتعيين ذوبانية السكّر في الماء على درجة حرارة الغرفة · (2) تجربة لقياس الانخفاض في درجة تجمّد محلول كلوريد الصوديوم بتراكيز مختلفة · (3) حساب مولارية السكروز في ثلاثة عصائر · (4) بحث عن جليكول الإثيلين كمادّة مضادّة للتجمّد · (5) بحث عن مشاكل رشّ الملح على الطرقات واقتراح بدائل.

الفصل الأول: الكيمياء الحرارية — الدرس الأول: التغيّرات الحرارية. الأهداف: يطبّق قانون «هس» للجمع الحراري لإيجاد التغيّرات الحرارية للعمليات الكيميائية والفيزيائية · يحسب التغيّرات الحرارية باستخدام الحرارات القياسية للتكوين. معالم الوحدة: «اكتشف بنفسك» — ملاحظة تدفّق الحرارة. (مقدّمة: تُعتبر الشمس المصدر المطلق للطاقة التي نستخدمها على الأرض، وتسبّب أشعّتها تفاعلات في طبقات الجو العليا لتعطينا الحرارة، وبخاصة التفاعلات المسؤولة عن التركيب الضوئي في النباتات الخضراء. تُخزَّن هذه الطاقة بشكل فاعل لتُستخدم لاحقًا، وأحيانًا بعد آلاف السنين مثل الوقود الأحفوري. وتُستهلك أحيانًا آنيًّا مثل الطاقة التي تنتج عن استهلاكك الطعام. سنرى كيف يمكن تتبّع تغيّرات الطاقة التي ترافق التفاعلات الفيزيائية والكيميائية. مقدّمة الفصل: يشكّل الوقود الأحفوري جزءًا كبيرًا من الوقود الذي نستخدمه اليوم كالغاز الطبيعي والفحم الحجري والمواد المستخرجة من البترول، ولا يتجدّد الوقود الأحفوري.)

1) ثبّت طرفَي الشريط المطّاطي بإصبعَي السبّابة وضعه على شفة الفم العليا، لاحظ حرارة الشريط. 2) أبعد الشريط عن جسمك مع شدّه ومطّه بسرعة ثم دعه يلامس جهة الرأس، لاحظ التغيّر في الحرارة. 3) شدّ الشريط المطّاطي أقصى ما يمكن ثم دعه يعود إلى حجمه الأصلي، ضعه على جبهة الرأس ولاحظ أيّ تغيّر في الحرارة. 4) هل تشعر ببرودة أم بحرارة بعد شدّ الشريط؟ ثم عند عودته؟ فكّر في التغيّرات الحرارية: ما هي الحرارة؟ في أيّ اتجاه تدفّق الحرارة؟

يطبّق قانون «هس» للجمع الحراري لإيجاد التغيّرات الحرارية للعمليات الكيميائية والفيزيائية · يحسب التغيّرات الحرارية باستخدام الحرارات القياسية للتكوين. الزمرّد حجر كريم جميل يتكوّن من الكروم والألمنيوم والسيليكون والأكسجين والبريليوم؛ ولدراسة التغيّرات الحرارية التي تحدث للزمرّد عند تدمير هذا الحجر وتحوّله للعناصر المكوّنة له وتلفه لقياس التغيّرات الحرارية بطريقة مباشرة إلّا أن هذه الطريقة غير محبّذة على الإطلاق. هل هناك طريقة لتعيين حرارة التفاعل دون القيام بتفاعل حقيقي؟

بشكل عام يشكّل النظام System جزءًا معيّنًا من المحيط الفيزيائي الذي هو موضوع الدراسة. ويشكّل النظام أيضًا مجموعة أجسام مادّية تتفاعل في ما بينها بطريقة تعكس نمطًا معيّنًا في بنية العالم المادّي. بالنسبة إلى الكيميائيين يمكن أن يكون النظام مادة نقية أو خليط، وممكن أن يكون في الحالة الصلبة أو السائلة أو الغازية. في هذه الحالة يتألّف النظام من المواد المتفاعلة ومن نواتج التفاعل، ويكون المحيط أيّ شيء آخر يحيط بالنظام (شكل 49: النظام والمحيط يشكّلان معًا الفضاء).

يشكّل المحيط Surroundings ما تبقّى من الفضاء الذي يحيط بالنظام. النظام والمحيط يشكّلان معًا الفضاء: الفضاء = النظام + المحيط. يتمّ اختيار حجم مناسب للنظام للتمكّن من التعامل معه بسهولة في المختبر. يمكن للنظام أن يتواجد في أنبوب اختبار أو دورق أو وعاء (شكل 49).

هي الطاقة التي تتدفّق داخل النظام أو خارجه بسبب وجود اختلاف في درجة الحرارة بين النظام ومحيطه.

عندما يذوب هيدروكسيد الصوديوم في الماء، تنتج طاقة حرارية يمتصّها المحيط خارج النظام. يُسمّى هذا التفاعل تفاعلًا طاردًا للحرارة Exothermic Reaction. أمثلة: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) + 890 kJ · HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l) + 57 kJ.

يتفاعل الكربون والهيدروجين في الظروف القياسية لتكوين غاز الإيثاين ويمتصّ النظام الحرارة من محيطه: 2C(s) + H₂(g) + 227 kJ → C₂H₂(g). يُسمّى هذا التفاعل تفاعلًا ماصًّا للحرارة Endothermic Reaction. مثال آخر: CO₂(g) + 395 kJ → C(s, graphite) + O₂(g).

عندما يتفاعل حمض الأستيك مع الإيثانول ينتج الإستر مع الماء. تتعادل كمّية الحرارة اللازمة لتفكيك الروابط في جزيئات المتفاعلات مع كمّية الحرارة اللازمة لتكوين الروابط في جزيئات النواتج، فتكون ΔH = 0 للتفاعل. ويُسمّى هذا التفاعل تفاعلًا لاحراريًّا Athermic Reaction: CH₃COOH(l) + C₂H₅OH(l) → CH₃COOC₂H₅(l) + H₂O(l).

ΔH_r > 0 ← تفاعل ماصّ للحرارة · ΔH_r < 0 ← تفاعل طارد للحرارة · ΔH_r = 0 ← لاحراري.
مثالان: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔH = −483.6 kJ (طارد) و2H₂O(g) → 2H₂(g) + O₂(g) ΔH = +483.6 kJ (ماصّ). التفاعل الذي ينتج عنه H₂O (الماء) له إنثالبي ΔH سالبة (ΔH < 0)، فهو طارد للحرارة. أمّا المثال الآخر حيث يتفكّك جزيء الماء لإنتاج غاز الهيدروجين وغاز الأكسجين فله إنثالبي موجبة (ΔH > 0) فهو ماصّ للحرارة.

حرارة التفاعل هي كمّية الحرارة التي تُطلق أو تُمتصّ عندما يتفاعل عدد من المولات للموادّ المتفاعلة بعضها مع بعض خلال تفاعل كيميائي لتكوّن موادّ ناتجة. وهي أيضًا محصّلة تغيّرات الطاقة الناتجة عن تحطّم الروابط الكيميائية في المواد المتفاعلة وتكوين روابط جديدة في المواد الناتجة. حرارة التفاعل تدلّ على التغيّر في الإنثالبي لتفاعل كيميائي ما:
ΔH_(reaction) = ΔH_(products) − ΔH_(reactants) (التغيّر في الإنثالبي لتفاعل ما = التغيّر في الإنثالبي للمواد الناتجة − التغيّر في الإنثالبي للمواد المتفاعلة).
أنواعها: حرارة التكوين · حرارة الاحتراق · حرارة التعادل · حرارة الانصهار · حرارة التبخير ... وغيرها.

يُشترط لحرارة التكوين القياسية أن: • تُحتسب لكلّ مول من المركّب الناتج من اتحاد عناصره الأولية في حالتها القياسية. • تُعتبر مساوية للمحتوى الحراري للمركّب في الظروف القياسية. • تُعتبر مساوية لصفر في الحالة العنصرية.
عند حساب حرارة التفاعل القياسية، نعتبر أن قيمة ΔH°_f لعنصر ما في حالته الحرّة (الطبيعية) عند 25 °C وضغط 101.3 kPa (ظروف قياسية) تساوي صفرًا. فمثلًا تُساوي ΔH° صفرًا للجزيئات ثنائية الذرّة التالية: H₂(g)، N₂(g)، F₂(g)، Cl₂(g)، Br₂(l)، I₂(s)، وتُساوي قيمة ΔH°_f صفرًا أيضًا للجرافيت C (graphite). (ويحتوي الجدول (11) قيم ΔH° على بعض المواد الشائعة والمعروفة.)

ΔH°_(reaction) = ΣΔH°_(products) − ΣΔH°_(reactants) أي حرارة التفاعل القياسية = مجموع حرارات التكوين القياسية للنواتج − مجموع حرارات التكوين القياسية للمتفاعلات (مع ضرب كلّ قيمة بعدد المولات في المعادلة الموزونة). مثال: ΔH°_f للماء السائل = −285.8 kJ/mol (تفاعل H₂ + ½O₂ → H₂O_(l)، شكل 50). معلومة: تُضاف دائرة صغيرة (°) أعلى ΔH للتأكيد على الحالة القياسية وتُقرأ «نوط»؛ والحالة القياسية 1 bar (≈ 1 atm، 1 bar = 10⁵ Pa).

الجرافيت أكثر ثباتًا من الألماس عند 25 °C فيُتوقّع حدوث التفاعل C(diamond) → C(graphite)، لكنّه بطيء للغاية فلا يمكن قياس ΔH مباشرةً؛ فنستعين بحرارتي الاحتراق:
1) C(diamond) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH° = −395.4 kJ
2) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH° = −393.5 kJ
3) (عكس 2) CO₂(g) → C(graphite) + O₂(g) ΔH° = +393.5 kJ
بجمع (1) و(3): C(diamond) → C(graphite) ΔH° = −1.9 kJ. إذًا يتحوّل الألماس إلى جرافيت في عملية طاردة للحرارة (شكل 51). قاعدة: عند عكس المعادلة تُعكس إشارة ΔH.

لا يمكن إجراء التفاعل C(graphite) + ½O₂(g) → CO(g) في المختبر بسهولة لأنه يتكوّن معه CO₂ (ناتج ثانوي)، فنستعين بالمعادلتين:
1) CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔH° = −283.0 kJ
2) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH° = −393.5 kJ
3) (عكس 1) CO₂(g) → CO(g) + ½O₂(g) ΔH° = +283.0 kJ
بجمع (2) و(3) وحذف الكمّيات المتماثلة (CO₂ و½O₂): C(graphite) + ½O₂(g) → CO(g) ΔH° = −110.5 kJ/mol.

المعلوم من الجدول (11): ΔH°_f(O₂) = 0، ΔH°_f(CO) = −110.5 kJ/mol، ΔH°_f(CO₂) = −393.5 kJ/mol. المعادلة الموزونة: 2CO(g) + O₂(g) → 2CO₂(g).
ΔH°_f(reactants) = 2 × (−110.5) + 1 × 0 = −221.0 kJ · ΔH°_f(products) = 2 × (−393.5) = −787.0 kJ.
ΔH° = (−787.0) − (−221.0) = −566.0 kJ. قيّم: قيمة ΔH° سالبة ولهذا فإن التفاعل طارد للحرارة (شكل 52–53)، وهذه النتيجة منطقية لأن أكسدة أوّل أكسيد الكربون هي تفاعل احتراق يؤدّي دائمًا إلى إنتاج حرارة.

1. استخدم حرارات التكوين القياسية لحساب حرارات التفاعل القياسية (ΔH°): (أ) Br₂(g) → Br₂(l) الحلّ: −30.91 kJ · (ب) CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) الحلّ: 178.4 kJ · (جـ) 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) الحلّ: −113 kJ.
2. حرارات التكوين للمواد التالية متماثلة ما عدا مادة واحدة (Na(s)، O₂(g)، Br₂(l)، CO(g)، Fe(s)، He(g))؛ حدّد هذه المادة: الحلّ: CO مركّب والمواد المتبقية عناصر (حرارة تكوين العنصر في حالته القياسية = 0).

1. للتفاعل 2Al(s) + Fe₂O₃(s) → 2Fe(s) + Al₂O₃(s) بدلالة ΔH°_f (Al₂O₃ = −1669.8، Fe₂O₃ = −822.1 kJ): ΔH = (−1669.8) − (−822.1) = −847.7 kJ. (حساب)
2. حرارة التفاعل القياسية (ΔH°) لتحلّل ماء الأكسجين 2H₂O₂(l) → 2H₂O(l) + O₂(g): ΔH = 2(−285.8) − 2(−187.8) = −196 kJ. (حساب من الجدول 11)
3. قانون هس: حرارة التفاعل الكيميائي قيمة ثابتة سواء تمّ التفاعل في خطوة واحدة أو عدّة خطوات، فنجمع المعادلات الحرارية الجزئية (مع حذف الكمّيات المتماثلة) لنحصل على حرارة التفاعل النهائية. أهمّيته: يتيح حساب ΔH للتفاعلات التي يصعب قياسها مباشرةً (بطيئة أو يتكوّن معها نواتج ثانوية).
4. عند كتابة التفاعل بطريقة عكسية تنعكس إشارة ΔH (القيمة نفسها بإشارة معاكسة) لأن المتفاعلات تصبح نواتج والعكس.
5. الأنواع: طارد للحرارة (ΔH < 0) · ماصّ للحرارة (ΔH > 0) · لاحراري (ΔH = 0).

إثالبي Enthalpy · التغيّر في الإثالبي Enthalpy (ΔH) · تفاعل طارد للحرارة Exothermic Reaction · تفاعل ماصّ للحرارة Endothermic Reaction · تفاعل لاحراري Athermic Reaction · المحيط Surrounding · الحرارة Heat · حرارة الاحتراق القياسية Standard Heat of Combustion · حرارة التفاعل Heat of Reaction · حرارة التكوين القياسية Standard Heat of Formation · الكيمياء الحرارية Thermochemistry · النظام System · قانون هس Hess's Law · قانون هس للجمع الحراري Hess's Law of Heat Summation.

• الحرارة هي الطاقة التي تتدفّق داخل النظام وخارجه بسبب وجود اختلاف في درجة الحرارة بين النظام ومحيطه.
• تُقسم التفاعلات الكيميائية إلى تفاعلات ماصّة للحرارة وتفاعلات طاردة للحرارة وتفاعلات لاحرارية بسبب التغيّرات الحرارية التي ترافقها.
• يساوي التغيّر في الإنثالبي ΔH كمّية الحرارة الممتصّة أو المنطلقة (الطاردة) خلال تفاعل كيميائي تحت ضغط ثابت.
• حرارة التفاعل هي كمّية الحرارة التي تنطلق أو تُمتصّ عندما يتفاعل مول واحد من المواد المتفاعلة خلال تفاعل كيميائي لتكوّن مواد ناتجة.
• تكون حرارة التفاعل محصّلة تغيّرات الطاقة الناتجة عن تفكّك الروابط الكيميائية في المواد المتفاعلة وتكوين روابط جديدة في المواد الناتجة.
• تساوي حرارة التكوين القياسية لمركّب ما التغيّر في المحتوى الحراري (الإنثالبي ΔH) المرافق لتكوين مول واحد من هذا المركّب انطلاقًا من عناصره، تحت الظروف القياسية التالية: T = 25 °C = 298 K وP = 1 atm = 101.3 kPa.
• يمكن معرفة قيمة تغيّر التفاعل بشكل غير مباشر باستخدام قانون «هس» للجمع الحراري.
• حرارة الاحتراق القياسية هي كمّية الحرارة المنطلقة عند احتراق 1 mol من مادة عنصرية أو مركّبة احتراقًا تامًّا عند ظروف قياسية.

1. تؤدّي الطاقة دور تحريك التفاعل: تنطلق أو تُمتصّ أثناءه وتعبّر عن تغيّر المحتوى الحراري للمواد.
2. يحدّد التغيّر في الطاقة لتفاعل كيميائي: الفرق بين طاقة المتفاعلات والنواتج (تكسير الروابط وتكوين روابط جديدة). الكيمياء الحرارية: فرع من الكيمياء الفيزيائية يدرس التغيّرات الحرارية المرافقة للتفاعلات.
3. المحتوى الحراري للنواتج أقلّ من المتفاعلات في الطارد (ΔH < 0)، وأكبر في الماصّ (ΔH > 0)، ومتساوٍ في اللاحراري (ΔH = 0).
4. التغيّر في المحتوى الحراري ΔH هو كمّية الحرارة الممتصّة أو المنطلقة في تفاعل تحت ضغط ثابت؛ والرمز Δ (دلتا) يعني «التغيّر في».
5. حرارة التكوين القياسية لمركّب: التغيّر في الإنثالبي عند تكوين مول واحد منه من عناصره الأولية في حالتها القياسية.
6. الظروف القياسية: 25 °C (298 K) وضغط 1 atm (101.3 kPa).
7. النظام: الجزء قيد الدراسة (المتفاعلات والنواتج)؛ المحيط: كلّ ما يحيط به.
8. الماصّة: يمتصّ النظام الحرارة من المحيط، ΔH موجبة؛ الطاردة: يطرد الحرارة إلى المحيط، ΔH سالبة.
9. الإنثالبي هو المحتوى الحراري للمادة؛ ويعتمد قانون هس على أنه خاصية حالة، أي لا تعتمد قيمة التغيّر فيه على المسار بل على الحالة الابتدائية والنهائية.
10. عند ازدياد درجة الحرارة تزداد حركة الجزيئات وطاقتها الحركية.
11. إذا امتصّ نظام الطاقة بشكل حرارة، تزداد حركة جزيئات المحيط (تتبرّد جزيئات المحيط) ← تنخفض حرارة المحيط. (استنتاج)
12. ينصّ قانون هس على أن حرارة التفاعل ثابتة سواء تمّ في خطوة واحدة أو عدّة خطوات. المبدآن: 1) عند عكس المعادلة تنعكس إشارة ΔH؛ 2) عند ضرب المعادلة بعدد تُضرب ΔH بالعدد نفسه (ثم تُجمع المعادلات وتُحذف الكمّيات المتماثلة).

1. (أ) C + O₂ → CO₂ + 393.5 kJ: ΔH = −393.5 kJ، طارد · (ب) 2SO₂ + O₂ → 2SO₃ + 198 kJ: ΔH = −198 kJ، طارد · (جـ) CaCO₃ + 176 kJ → CaO + CO₂: ΔH = +176 kJ، ماصّ · (د) CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O + 890 kJ: ΔH = −890 kJ، طارد · (هـ) H₂O(g) → H₂O(l) + 44 kJ: ΔH = −44 kJ، طارد (كما هو مكتوب في الكتاب).
2. (أ) 3CO + Fe₂O₃ → 2Fe + 3CO₂ ΔH = −24.7 kJ طارد · (ب) 2NO₂ → 2NO + O₂ ΔH = +114.2 kJ ماصّ · (جـ) C₂H₄ + 3O₂ → 2CO₂ + 2H₂O ΔH = −1411 kJ طارد · (د) N₂ + 2H₂ → N₂H₄(l) ΔH = +50.63 kJ ماصّ.

3. N₂ + 3H₂ → 2NH₃ ΔH = −91.8 kJ: 680 kg NH₃ = 680000/17 = 40000 mol ← الحرارة = (40000/2) × 91.8 ≈ 1.84 × 10⁶ kJ منطلقة. (حساب)
4. الميثان: (أ) CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O ΔH = −890 kJ/mol · (ب) 48 g = 3 mol ← 2670 kJ · (جـ) 2.5 mol ← 2225 kJ. (حساب)
5. الجلوكوز: (أ) ΔH° = [6(−393.5) + 6(−285.8)] − [−1268 + 0] = −2361 − 1714.8 + 1268 = −2807.8 kJ. (ب) كتلة الجلوكوز اللازمة لإنتاج 94 kJ: (94/2807.8) × 180 ≈ 6.0 g. (حساب)
6. C₃H₄ + 2H₂ → C₃H₈: ΔH = ΔH₂ + ΔH₁ − ΔH₃ = (−1943.7) + (−571) − (−2215.4) = −299.3 kJ ← طارد للحرارة. (حساب بقانون هس)
7. CO + 3H₂ → CH₄ + H₂O + X kJ: بالجمع: (أ)/2 + (ب)×1.5 − (جـ): 283 + 725.4 − 802.5 = X ≈ 205.9 kJ. (حساب)

1) بحث عن تاريخ دراسة الحرارة في العمليات الفيزيائية والكيميائية وكيف أدّت إلى اكتشاف قانون حفظ الطاقة. 2) تتبّع كمّية السعرات الحرارية التي تتناولها في طعامك ليومٍ واحد وتحويلها إلى جول (1 food Cal = 1000 cal = 4.18 kJ) ومقارنتها مع زملائك. 3) رصد عمليات تحدث في المدرسة أو البيت أو على الطريق وتحديد ما إذا كانت فيزيائية أو كيميائية وماصّة أو طاردة للحرارة. 4) زيارة متجر واختيار منتجات غذائية مفضّلة ومقارنة السعرات الحرارية لكلّ 100 g من المنتج وإعداد جدول بالمكوّنات والكمّية والسعرات.