بما أن HCl حمض قوي يتأين بالكامل، فإن [H⁺]=0.01 مول/لتر؛ pH=-log(0.01)=-(-2)=2.

في البداية، تكون سرعة التفاعل الأمامي عالية (تركيز المتفاعلات مرتفع) وسرعة التفاعل العكسي شبه معدومة (لا نواتج بعد)؛ ومع تقدم الزمن، يقل تركيز المتفاعلات (فتقل سرعة التفاعل الأمامي تدريجياً) بينما يزداد تركيز النواتج (فتزداد سرعة التفاعل العكسي تدريجياً)، حتى تتساوى السرعتان عند لحظة الوصول للاتزان.

لا يُتوقع أي انزياح ملحوظ في موضع الاتزان؛ لأن عدد المولات الغازية متساوٍ تماماً على جانبي المعادلة (2 مول لكل جانب)، فتغيّر الضغط لا يُفضّل أياً من الاتجاهين على الآخر.

محلول HCl يُتوقع أن يكون له pH أقل (أكثر حمضية)؛ لأنه يتأين بالكامل منتجاً تركيز H⁺ أعلى بكثير من حمض الإيثانويك الضعيف عند نفس التركيز الابتدائي، وارتفاع [H⁺] يعني قيمة pH أقل.

لأن العمليات البيولوجية (كعمل الإنزيمات) حساسة جداً لتغيّرات pH الصغيرة، وأي تغيّر كبير في pH الدم قد يكون خطيراً أو مميتاً؛ فالمحاليل المنظمة الطبيعية في الجسم (كنظام البيكربونات) تحافظ على استقرار pH الدم في نطاق ضيق جداً رغم الإنتاج المستمر لمواد حمضية أو قاعدية من العمليات الأيضية اليومية.

لأن الحمض القوي يتأين بالكامل تقريباً، فلا يبقى منه أي جزء غير متأين يمكنه معادلة أي قاعدة تُضاف لاحقاً؛ فبدون وجود زوج (حمض/قاعدة مرافقة) يمكنهما التبادل معاً لامتصاص الإضافات الصغيرة من H⁺ أو OH⁻، لا يستطيع النظام مقاومة التغيّر الكبير في pH.

ينزاح الاتزان نحو الخلف (تكوين المزيد من SO₂ وO₂)؛ لأن جانب المتفاعلات له 3 مول غاز (2+1)، بينما جانب النواتج له 2 مول غاز فقط؛ وتقليل الضغط يدفع الاتزان نحو الجانب ذي عدد المولات الغازية الأكبر، وهو جانب المتفاعلات هنا.

لأن Ka خاصية ثابتة للحمض نفسه عند درجة حرارة معينة (لا تعتمد على التركيز المُستخدم)؛ بينما قيمة pH لمحلول معين تعتمد على كل من قوة الحمض (Ka) والتركيز الفعلي المُستخدم معاً؛ فمقارنة قيم pH لمحلولين بتركيزين مختلفين لا تعكس بالضرورة الفرق الحقيقي في قوة الحمضين نفسيهما، بخلاف مقارنة قيم Ka مباشرة.

لأن القاعدة المرافقة الموجودة في المحلول المنظم (كـ CH₃COO⁻) تتفاعل مع أيونات H⁺ المُضافة من الحمض القوي وتستهلكها (تُكوّن المزيد من الحمض الضعيف غير المتأين)، مما يمنع ارتفاع [H⁺] بشكل كبير وملحوظ، فتبقى قيمة pH قريبة نسبياً من قيمتها الأصلية.

[H⁺]=10⁻⁷ مول/لتر؛ وبما أن pH+pOH=14، فpOH=7 أيضاً، وبالتالي [OH⁻]=10⁻⁷ مول/لتر أيضاً (متساويان في المحلول المتعادل).

ينزاح الاتزان نحو الأمام (تكوين المزيد من NH₃ لتعويض ما أُزيل)؛ لأن النظام يستجيب لنقصان تركيز أحد النواتج بمحاولة تعويض هذا النقصان، وهذا يحدث بدفع التفاعل الأمامي لإنتاج المزيد منه.

لأنه لو كان الاتزان ساكناً (تفاعلاً متوقفاً تماماً)، لما كان من المنطقي توقع أي استجابة ديناميكية من النظام لتغيّر الظروف؛ لكن بما أن التفاعلين الأمامي والعكسي مستمران فعلياً، فإن أي تغيّر في الظروف يمكن أن يُخل بالتوازن الدقيق بين معدلي التفاعلين، مما يدفع النظام لإعادة التوازن عند نقطة جديدة – وهذا بالضبط أساس مبدأ لوشاتلييه.

لأن تركيز المادة الصلبة النقية أو السائل النقي يبقى ثابتاً عملياً بغض النظر عن كميتها الموجودة (طالما أن جزءاً منها لا يزال موجوداً)، فيُدمج هذا التركيز الثابت داخل قيمة Kc نفسها بدلاً من ظهوره كمتغيّر منفصل في التعبير.

[Pb²⁺]=s (نسبة 1:1 مع الملح الأصلي)؛ [I⁻]=2s (نسبة 1:2 مع الملح الأصلي)؛ Ksp=[Pb²⁺][I⁻]²=(s)(2s)²=4s³.

Kc = [N₂O₄]/[NO₂]² = 0.08/(0.02)² = 0.08/0.0004 = 200.

Ka = [H⁺][A⁻]/[HA] = (10⁻³×10⁻³)/0.1 = 10⁻⁶/0.1 = 10⁻⁵.

[H⁺]=10⁻ᵖᴴ=10⁻³ مول/لتر.

لأن الصيغة الرياضية لـ Ksp تختلف جوهرياً بين النوعين بسبب اختلاف عدد الأيونات ومعاملاتها: للملح AB، Ksp=s² (أسّ 2)؛ بينما للملح AB₂، Ksp=4s³ (يتضمن معامل 4 وأسّ 3)؛ فالعلاقة بين Ksp والذوبانية المولية s ليست علاقة خطية بسيطة، بل تعتمد على الصيغة الكيميائية الدقيقة ونسب الأيونات في الملح.

الملح الثاني (Ksp=6.3×10⁻⁶) أكثر ذوبانية؛ لأن القيمة الأكبر لـ Ksp تدل على ذوبانية أكبر نسبياً للملح.

لأن هذا التقريب يفترض أن كمية الحمض المتأينة صغيرة جداً مقارنة بالتركيز الابتدائي الكلي C (بحيث يبقى [HA] عند الاتزان قريباً جداً من C نفسها)؛ وهذا الافتراض يكون دقيقاً فقط عندما تكون نسبة التأين صغيرة جداً فعلياً (عادة عندما Ka صغيرة جداً نسبياً)، بينما يصبح هذا التقريب غير دقيق إذا كانت نسبة التأين أعلى نسبياً.

[OH⁻]=10⁻ᵖᴼᴴ=10⁻⁵ مول/لتر.

Ksp=s²=9×10⁻⁶؛ s=√(9×10⁻⁶)=3×10⁻³ مول/لتر.

الحمض الأول (Ka=1.8×10⁻⁵) أقوى؛ لأن القيمة الأكبر لـ Ka تدل على تأين أكبر نسبياً، أي حمض أقوى.

Ksp=[A⁺][B⁻]=s×s=s²؛ s²=4×10⁻⁹؛ s=√(4×10⁻⁹)=2×10⁻⁴.5≈6.32×10⁻⁵ مول/لتر.

ينزاح الاتزان نحو الأمام (تكوين المزيد من NH₃)؛ لأن جانب النواتج له 2 مول غاز فقط، بينما جانب المتفاعلات له 4 مول غاز (1+3)؛ وزيادة الضغط تدفع الاتزان نحو الجانب ذي عدد المولات الغازية الأقل، وهو جانب النواتج هنا.

Kc = [HI]²/([H₂][I₂]) = (0.8)²/(0.1×0.1) = 0.64/0.01 = 64.

الحمض الأول (ذو Ka الأكبر)؛ لأن [H⁺]≈√(Ka×C)، وزيادة Ka (مع ثبات C) تزيد من [H⁺] المتوقع (وإن لم تكن الزيادة بنفس نسبة 100 مرة بالضبط، لأن العلاقة جذرية وليست خطية).

ينزاح الاتزان نحو الخلف (تكوين المزيد من CaCO₃)؛ لأن جانب النواتج يحتوي على مول واحد من الغاز (CO₂) بينما جانب المتفاعلات لا يحتوي على أي غاز (صفر مول غازي، لأن CaCO₃ صلب)؛ وزيادة الضغط تدفع الاتزان نحو الجانب ذي عدد المولات الغازية الأقل، وهو جانب المتفاعلات هنا (صفر مقابل واحد).

يتعارضان جزئياً: رفع درجة الحرارة يدفع الاتزان نحو الخلف (الاتجاه الماص للحرارة، أي تكوين المزيد من NO₂)؛ بينما زيادة الضغط تدفع الاتزان نحو الأمام (الجانب ذو عدد المولات الغازية الأقل، وهو N₂O₄ بمول واحد مقابل 2 مول لـNO₂)؛ فالاتجاه الصافي النهائي يعتمد على أي من هذين التأثيرين أقوى فعلياً في هذه الظروف المحددة.

نعم، يستمر التفاعل فعلياً (في الاتجاهين الأمامي والعكسي بنفس المعدل)، رغم عدم وجود تغيّر ظاهري ملحوظ في التراكيز أو الضغط أو أي خاصية قابلة للقياس من الخارج.

لا بالضرورة؛ فالاتزان يعني فقط أن كل تركيز (سواء للمتفاعلات أو النواتج) يبقى ثابتاً مع الزمن عند قيمته الخاصة به، وليس أن هذه القيم متساوية بالضرورة – فقد يكون تركيز النواتج أكبر بكثير من تركيز المتفاعلات عند الاتزان (أو العكس)، حسب طبيعة التفاعل المحدد.

“توقف التفاعل” (المفهوم الخاطئ) يعني أن كل نشاط كيميائي قد انتهى تماماً؛ بينما “الوصول لحالة الاتزان” (المعنى الصحيح) يعني أن التفاعلين الأمامي والعكسي لا يزالان مستمرين فعلياً، لكن بمعدلين متساويين تماماً، مما يجعل التراكيز الصافية تبدو ثابتة دون تغيّر ظاهري، رغم النشاط الكيميائي المستمر فعلياً على المستوى الجزيئي.

حمض الإيثانويك CH₃COOH مع إيثانويت الصوديوم CH₃COONa (كمصدر لأيون القاعدة المرافقة CH₃COO⁻).

يوحي هذا بأن التفاعل الأمامي (تكوين النواتج) هو الاتجاه المفضل أو الأكثر حدوثاً عند هذه الظروف المحددة، بمعنى أن غالبية المتفاعلات الأصلية تحوّلت فعلياً إلى نواتج قبل الوصول لحالة الاتزان، رغم استمرار التفاعل العكسي بمعدل مساوٍ للأمامي عند نقطة الاتزان نفسها.

[H⁺]≈√(Ka×C)=√(4×10⁻⁶×0.1)=√(4×10⁻⁷)=2×10⁻³.5≈6.3×10⁻⁴ مول/لتر تقريباً (أو بتبسيط: √(4×10⁻⁷)≈6.32×10⁻⁴).

لا؛ لأن مفهوم الاتزان الكيميائي الديناميكي يعتمد أساساً على وجود تفاعلين متزامنين (أمامي وعكسي) يتوازنان؛ والتفاعل التام يسير في اتجاه واحد فقط حتى اكتمال استهلاك أحد المتفاعلات، فلا يوجد تفاعل عكسي فعّال ليتوازن مع الأمامي.

ينزاح الاتزان نحو الخلف (نحو تكوين المزيد من N₂ وH₂)؛ لأن رفع درجة الحرارة يدفع الاتزان نحو الاتجاه الماص للحرارة، وبما أن التفاعل الأمامي طارد للحرارة، فإن التفاعل العكسي هو الماص للحرارة.

Ksp = [Ba²⁺][SO₄²⁻]

Kc = [COCl₂]/([CO][Cl₂]) = 0.5/(0.05×0.05) = 0.5/0.0025 = 200.

لأن الحمض القوي يتأين بالكامل (بنسبة 100% تقريباً)، فتركيز H⁺ الناتج معروف مباشرة ويساوي التركيز الكلي للحمض (لحمض أحادي القاعدة)؛ بينما الحمض الضعيف يتأين جزئياً فقط بنسبة تعتمد على قوته النسبية (ممثلة بثابت التأين Ka)، فلا يمكن معرفة [H⁺] الفعلي دون معرفة مدى هذا التأين الجزئي.

لأن الحمض القوي يتأين بالكامل تقريباً (100%)، فيكون تركيز الحمض غير المتأين [HA] المتبقي عند الاتزان صغيراً جداً (يقترب من الصفر)؛ وبما أن Ka=[H⁺][A⁻]/[HA]، فإن قسمة بسط كبير نسبياً على مقام صغير جداً يُنتج قيمة Ka كبيرة جداً عملياً، مما يجعل هذا المفهوم أقل فائدة عملياً لوصف الأحماض القوية (التي تُعامل بشكل مختلف كما في الدرس السابق).

[H⁺]=10⁻⁴ مول/لتر (حمض قوي، تأين كامل)؛ pH=-log(10⁻⁴)=4.

بما أن Kc صغيرة جداً (أصغر بكثير من 1)، فهذا يدل على أن التفاعل يميل بشدة نحو بقاء المتفاعلات دون تحوّل كبير إلى نواتج عند الاتزان.

التفاعل الانعكاسي يسير في الاتجاهين الأمامي والعكسي معاً (يمكن للنواتج أن تتفاعل مرة أخرى لتكوين المتفاعلات الأصلية)، بينما التفاعل التام يسير في اتجاه واحد فقط عملياً حتى اكتمال استهلاك أحد المتفاعلات على الأقل.

يدل على أن كلا التفاعلين يصلان عند الاتزان إلى مزيج متوازن نسبياً بين المتفاعلات والنواتج (لا يميل بشدة نحو أي من الجانبين)، بخلاف حالة Kc كبيرة جداً (ميل شديد نحو النواتج) أو Kc صغيرة جداً (ميل شديد نحو المتفاعلات).

pOH=-log(10⁻²)=2؛ pH=14-pOH=14-2=12.

بما أن NaOH قاعدة قوية تتأين بالكامل، فإن [OH⁻]=0.001 مول/لتر؛ pOH=-log(0.001)=3؛ pH=14-3=11.

يقل تركيز Ag⁺ المتبقي في المحلول؛ لأن Ksp=[Ag⁺][Cl⁻] يجب أن يبقى ثابتاً (عند نفس درجة الحرارة)، فزيادة [Cl⁻] يجب أن يقابلها نقصان في [Ag⁺] (بترسيب المزيد من AgCl الصلب) للحفاظ على نفس قيمة حاصل الضرب.

لا، لا يُغيّر الحفّاز من قيمة Kc إطلاقاً؛ لأن الحفّاز يزيد من سرعتي التفاعلين الأمامي والعكسي بنفس النسبة تماماً، فيُسرّع فقط الوصول لنفس حالة الاتزان (نفس التراكيز النهائية ونفس Kc)، دون أن يُغيّر موضع الاتزان نفسه.

[H⁺]²=Ka×[HA]=2×10⁻⁴×0.05=1×10⁻⁵؛ [H⁺]=√(1×10⁻⁵)≈3.16×10⁻³ مول/لتر.