الفرق بين المراجعتين لصفحة: «تفاعل كيميائي»

من موسوعة العلوم العربية
اذهب إلى التنقل اذهب إلى البحث
 
ط (مراجعة واحدة)
 
(مراجعتان متوسطتان بواسطة مستخدم واحد آخر غير معروضتين)
سطر 1: سطر 1:
'''التفاعلات الكيميائية''' هي عبارة عن تكسير روابط في [[مواد متفاعلة|المواد المتفاعلة]] لإنتاج روابط جديدة في المواد الناتجة مما يؤدي إلى تكوين مواد جديدة مختلفة في صفاتها الكيميائية والفيزيائية معاً.
'''التفاعلات الكيميائية''' هي عبارة عن تكسير روابط في [[مواد متفاعلة|المواد المتفاعلة]] لإنتاج روابط جديدة في المواد الناتجة مما يؤدي إلى تكوين مواد جديدة مختلفة في صفاتها الكيميائية والفيزيائية معاً.
[[ملف:ThermiteFe2O3.JPG|thumb|left|250px|[[تفاعل الثرميت]] يستخدم مسحوق أكسيد الحديد والألمونيوم. ]]


'''التفاعلات الكيميائية''' تشمل تغير ترتيب الذرات في الجزيئات الكيميائية ،و في مثل هذا التفاعل نشهد اتحاد بعض الجزيئات بطرق أخرى لتكوين شكل من مركب أكبر أو أعقد، أو تفكك المركبات لتكوين جزيئات أصغر، أو إعادة ترتيب الذرات في المركب. والتفاعلات الكيميائية تشمل عادة تكسر أو تكوين روابط كيميائية.
'''التفاعلات الكيميائية''' تشمل تغير ترتيب الذرات في الجزيئات الكيميائية ،و في مثل هذا التفاعل نشهد اتحاد بعض الجزيئات بطرق أخرى لتكوين شكل من مركب أكبر أو أعقد، أو تفكك المركبات لتكوين جزيئات أصغر، أو إعادة ترتيب الذرات في المركب. والتفاعلات الكيميائية تشمل عادة تكسر أو تكوين روابط كيميائية.


* [[تفاعلات أكسدة-اختزال|تفاعلات أكسدة-إختزال]]  
* [[تفاعلات أكسدة-اختزال]]
* [[تفاعل الاحتراق]].
* [[تفاعل الاحتراق]].


سطر 10: سطر 11:
يمكن تصنيف التفاعلات الكيميائية بطرق مختلفة تعتمد على ناحية معينة من نواحي التفاعل يتم التقسيم على أساسها، أو على أساس الفرع الكيميائي الذي تندرج ضمنه. بعض الأمثلة للمصطلحات المستخدمة لوصف الأنواع الشائعة من التفاعلات :
يمكن تصنيف التفاعلات الكيميائية بطرق مختلفة تعتمد على ناحية معينة من نواحي التفاعل يتم التقسيم على أساسها، أو على أساس الفرع الكيميائي الذي تندرج ضمنه. بعض الأمثلة للمصطلحات المستخدمة لوصف الأنواع الشائعة من التفاعلات :


* [[تزامر]] Isomerisation، وفيه يخضع المركب الكيميائي لإعادة ترتيب بنيوية بدون تغيير في تركيبه الذري : انظر [[تماكب فراغي|تزامر فراغي]] stereoisomerism.
* [[تزامر]] Isomerisation، وفيه يخضع المركب الكيميائي لإعادة ترتيب بنيته بدون تغيير في تركيبه الكيميائي ، أي أن جزيئ المادة يغير شكله فقط (انظر [[تماكب فراغي|تزامر فراغي]]) stereoisomerism.
* [[تفاعل اتحاد|اتحاد مباشر]] Combination reaction أو [[اصطناع كيميائي|اصطناع]] وفيه يتم انماج مركبين كيميائين أو أكثر ليشكلا مركبا كيميائيا واحدا معقدا.
 
:: 2H<sub>2</sub> (g) + O<sub>2</sub> (g) → 2H<sub>2</sub>O (l)
* [[تفاعل اتحاد|اتحاد مباشر]] Combination reaction أو [[اصطناع كيميائي|اصطناع]] وفيه يتم اندماج مركبين كيميائين أو أكثر ليشكلا مركبا كيميائيا واحدا معقدا.
* [[تفكك كيميائي]] : أو تحليل : وفيه يتم تفكيك المركب الكيميائي إلى مركبات أصغر أو عناصر كيميائية :
 
:: 2H<sub>2</sub>O (l) → 2H<sub>2</sub> (g) + O<sub>2</sub>(g)
::(2H<sub>2</sub> (gas) + O<sub>2</sub> (gas) → 2H<sub>2</sub>O (liq
* [[تفاعل استبدال أحادي]] Single displacement reaction : وفيه يتم استبدال عنصر من مركب كيميائي بعنصر آخر أكثر [[سلاسل الفعالية|فعالية]].
 
:: 2Na(cr) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + H<sub>2</sub> (g)
في هذا التفاعل يتفاعل [[الهيدروجين]] و[[الأكسجين]] فينتجا [[ماء]]. هذا التفاعل يكون شديدا إذا كانت نسبة الهيدروجين إلى الأكسجين 1:2 على التوالي ، ويسمى ذلك المخلوط [[مخلوط هيدروجين وأكسجين|مخلوط انفجاري]] ويكون مصحوبا بنشر حرارة كبيرة ([[تفاعل ناشر للحرارة]]). في نفس الوقت يسمى هذا النوع من التفاعل [[تفاعل عكوس|تفاعل غير عكوس]] لأنه يسير في اتجاه واحد فقط من اليسار إلى اليمين.
* [[تفاعل استبدال ثنائي]] Double displacement reaction أو استبدال مقترن coupling substitution، وفيه يقوم مركبين كيميائيين في محلول مائي (عادة يكونان بشكل [[أيون|شاردي]]) بتبادل عناصر أو أيونات من مركبات مختلفة.
 
:: NaCl (aq) + AgNO<sub>3</sub> (aq) → NaNO<sub>3</sub> (aq) + AgCl (s)
* [[تحلل كيميائي]] : أو تحليل : وفيه يتم تفكيك المركب الكيميائي إلى مركبات أصغر أو تفكيكه إلى [[عنصر كيميائي|العناصر]] المكون منها , لنفترض هنا حالة تحليل الماء :
* [[احتراق]] Combustion : وفيه تقوم مادة قابلة للاحتراق بالاتحاد مع عنصر مؤكسد لينتجا حرارة ومركب مؤكسد (بفتح السين)  
 
::(2H<sub>2</sub>O (liquid) → 2H<sub>2</sub> (gas) + O<sub>2</sub>(gas
 
رأينا أعلاه أن تفاعل الأكسجين والهيدروجين يكون عادة [[تفاعل غير عكوسي]] ويسير من اليسار إلى اليمين ويكون مصحوبا بنشر حرارة كبيرة نظرا لأنه [[تفاعل ناشر للحرارة]]. ولكن يمكننا أن نسيّر التفاعل في الاتجاه العكسي كما نرى في حالتنا هنا وهو تحلل الماء إلى عنصريه [[الأكسجين]] و[[الهيدروجين]] ، ويمكننا ذلك عن طريق إجراء [[عمل (ترموديناميك)|شغل]] من الخارج بواسطة [[مصدر كهربائي]]. تمد [[الطاقة الكهربائية]] الماء بكمية الطاقة المعادلة لما ينتجه تفاعل الأكسجين والهيدروجين أثناء اتحادهما لإنتاج الماء ، بذلك نتغلب على تماسك الماء ونُسيّر التفاعل في الاتجاه العكسي. في مثل تلك التفاعلات لا بد من إمداد النظام بطاقة أو حرارة من الخارج لكي يسير تفاعل في اتجاهه العكسي (طبقا ل[[القانون الثاني للديناميكا الحرارية]]).
 
* [[تفاعل استبدال أحادي]] Single displacement reaction : وفيه يتم استبدال عنصر من مركب كيميائي بعنصر آخر أكثر [[فاعلية كيميائية]]:
 
:: (2Na(cr) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + H<sub>2</sub> (gas
 
في هذا التفاعل ينفاعل [[الصوديوم]] (مادة صلبة) مع [[حمض الهيدروكلوريك]] (سائل) وينتج [[كلوريد الصوديوم]] ويتحرر غاز [[الهيدروجين]]. هذا التفاعل غير عكوسي بسبب انفصال غاز الهيدروجين بمجرد تكونه ويترك المحلول.
 
* [[تفاعل استبدال ثنائي]] Double displacement reaction أو استبدال مقترن coupling substitution، وفيه يقوم مركبين كيميائيين في محلول مائي (عادة يكونان بشكل [[أيون|شاردي]]) بتبادل عناصر أو أيونات من مركبات مختلفة:
 
::(NaCl (aq) + AgNO<sub>3</sub> (aq) → NaNO<sub>3</sub> (aq) + AgCl (s
 
في هذا التفاعل يستبدل الصوديوم [[ذرة]] الكلور بجزيئ النترات NO<sub>3</sub> ويصبح "ملح" [[نترات الصوديوم]] ، وفي نفس الوقت يتحد [[أيون]] [[الفضة]] مع أيون الكلور ليكون "ملح " كلوريد الفضة ".
 
* [[احتراق]] Combustion : وفيه تقوم مادة قابلة للاحتراق بالاتحاد مع عنصر مؤكسد لينتجا [[حرارة]] ومركب مؤكسد (بفتح السين) :
 
::C<sub>10</sub>H<sub>8</sub> (g) + 12O<sub>2</sub> (g) → 10CO<sub>2</sub> (g) + 4H<sub>2</sub>O (l)
::C<sub>10</sub>H<sub>8</sub> (g) + 12O<sub>2</sub> (g) → 10CO<sub>2</sub> (g) + 4H<sub>2</sub>O (l)
و تفاعل الاحتراق معهود لنا فنحن نعرف احتراق [[الخشب]] في ا[[لهواء]] أو احتراق [[غاز طبيعي|الغاز الطبيعي]] ، وفيهما يتحد [[الكربون]] مع [[الأكسجين]] فينتجا [[حرارة]] و[[ثاني أكسيد الكربون]].


بعض فروع الكيمياء تعتبر أي تغيرات ضئيلة في [[تزامر تشكيلي|التشكيل الكيميائيchemical]] conformation بمثابة نوع من أنواع التفاعل، في حين يعتبره آخرون مجرد تغير فيزيائي.
بعض فروع الكيمياء تعتبر أي تغيرات ضئيلة في [[تزامر تشكيلي|التشكيل الكيميائيchemical]] conformation بمثابة نوع من أنواع التفاعل، في حين يعتبره آخرون مجرد تغير فيزيائي.


أنواع أخرى :
تصنيفات أخرى للتفاعل الكيميائي :


* [[تفاعل عضوي|تفاعلات عضوية]]
* [[تفاعل عضوي|تفاعلات عضوية]]
ا حسب تكافؤية العناصر التي تدخل في آليتها :
ا حسب تكافؤية العناصر التي تدخل في آليتها :


:) ~~ تفاعلات ~~:)
* تفاعل شاردي (أيوني)
* تفاعل شاردي (أيوني)
* تفاعل جذري ([[جذر كيميائي|جذور كيميائية]])
* تفاعل جذري ([[جذر كيميائي|جذور كيميائية]])
سطر 35: سطر 58:
* [[تفاعل تام|تفاعلات تامة]] (أي تتحول جميع المتفاعلات إلى نواتج بعد زمن معين طال أو قصر)
* [[تفاعل تام|تفاعلات تامة]] (أي تتحول جميع المتفاعلات إلى نواتج بعد زمن معين طال أو قصر)
* [[تفاعل عكوس|تفاعلات انعكاسية]] (لا تتم حتى نهايتها، ويتواجد جزء من المتفاعلات إلى جانب النواتج في اناء التفاعل مهما طال الوقت)
* [[تفاعل عكوس|تفاعلات انعكاسية]] (لا تتم حتى نهايتها، ويتواجد جزء من المتفاعلات إلى جانب النواتج في اناء التفاعل مهما طال الوقت)
== توازن كيميائي ==
{مقالة رئيسية : [[توازن كيميائي]]}
يمكن للتفاعل الكيميائي الذي يسير في وسط متجانس (سائل فقط، أو مادة صلبة فقط، أو [[حالة غازية]] فقط) أن يسبر في اتجاهين متعاكسين. فعندما تتفاعل مادتان مع بعضهما مكونة مركب ثالث ، فعادة يوجد هذا المركب الثالث في حالة مفككة مكونة من المادتين المتفاعلتين. يسير التفاعل عادة في الاتجاهين المتضادين وتحدث "منافسة" بين المواد الداخلة للتفاعل والمواد الناتجة ، ويتميز كل اتجاه [[معدل التفاعل|بمعدل تفاعل]] خاص به يعتمد على خواص المواد. ونظرا لأن معدلات التفاعل تعتمد أيضا على [[تركيز]] كل من المواد ، فعي تتغير أيضا بمرور الزمن. وتقترب بمرور الزمن سرعتي اتجاهي التفاعل متى تتساوى السرعتان أو المعدلان. عندئذ لا يتغير [[تركيز]] كل مادة من المواد في المخلوط ونصل إلى حالة توازن يسمى توازن كيميائي.
ويعتمد موقع التوازن على خواص المواد المتفاعلة ، كما تعتمد عل [[درجة الحرارة]] و[[الضغط]] ويحددها ما يسمى [[طاقة حرة|بالطاقة الحرة]]. وكثيرا أن نستخدم المشتق التفاضلي [[إنتالبي|للإنثالبي الحر]] أو تفاضل الإنثالبي الحر للتفاعل , والذي لا بد وأن يصبح مساويا للصفر عند التوازن الكيميائي.
وقد عبر العالم الكيميائي شاتلييه عن اعتماد سرعة التفاعل على [[الضغط]] بما يسمى [[مبدأ لو شاتيليه]] حيث يحاول نظام موضوع تحت ضغط عالي أن يجعل تأثير الضغط أقل ما يمكن.
في تلك الحالة تكون نواتج التفاعل قد وصلت إلى نهاية عظمى ، حيث أنه بزيادة إنتاج نواتج تزداد سرعة التفاعل العكسي وتتساوى سرعتي التفاعل في الاتجاهين عند بلوغ التوازن. ونستخدم في الكيمياء طريقة لزيادة إنتاج النواتج وذلك بسحب (أو جني) جزء منها من المخلوط المتفاعل حيث نغير بذلك وضع التوازن ، أو عن طريق زيادة الضغط على المواد المتفاعلة أو رفع [[درجة حرارة]] النظام.
== ترموديناميكا التفاعل الكيميائي ==
{مقالة رئيسية : [[ديناميكا حرارية]]}
يتعين سير التفاعل الكيميائي على قوانين [[ترموديناميك|الترموديناميكا]]. فهي تحدد إلى أي مدى يسير التفاعل مثلا من اليسار إلى اليمين حيث تتحد مواد داخلة في التفاعل مع بعضها البعض منتجة نواتجا للتفاعل. ولكي يسير التفاعل لا بد وأن ينخفض [[إنثالبي حر|الإنثالبي الحر]] أثناء التفاعل. ويتكون الإنثالبي الحر من [[دالة حالة|دالتي حالة]] مختلفتين هما [[إنثالبي|الإنثالبي]] و[[إنتروبيا|الإنتروبية]]. وترتبط القيمتان بعضهنا البعض في المعادلة العامة للإنثالبي الحر.
<ref>Peter W. Atkins, Julio de Paula: ''Physikalische Chemie.'' 4. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31546-8, S.&nbsp;106–108.</ref>
:<math>\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S</math>
حيث :
:''G:'' الإنثالبي الحر ,
: ''H:'' الإنثالبي,
: ''T:'' [[درجة الحرارة]],
: ''S:'' [[إنتروبيا]],
: Δ: التغير في كل قيمة ، وتسمى "دلتا".
ويمكن أن يكون التفاعل الكيميائي [[تفاعل ناشر للحرارة]] ، وفيه تكون Δ''H'' سالبة الإشارة وتصبح طاقة حرة تطهر في صورة [[حرارة]] متولدة عن التفاعل. كما يمكن أن ينتج عن فقد الطاقة المتحررة من التفاعل أن يشكل الناتج [[بنية بلورية]] منتظمة يميزها أنتروبيا منخفضة. مثال على تفاعل ناشر للحرارة تنخفض فيه الانتروبيا تفاعلات ترسيب الأملاح وتفاعلات التبلور (تكوين [[بلورات]]) حيث تتكون فيها نواتجا منتظمة أو بلورية من تفاعل غازات أو سوائل لا تميزها بنايات منتظمة.
كما توجد [[تفاعل ماص للحرارة|تفاعلات ماصة للحرارة]] وهي تسير عن طريق امتصاصها للحرارة من الجو المحيط ، أو معمليا نزودها بالحرارة من الخارج بتسخينها. وتسير تلك التفاعلات عندما تزداد [[إنتروبيا|أنتروبيتها]]، والمقصود عنا إنتروبية النظام. وقد يكون يزايد انتروبية النظام عن طريق نواتج غازية ، حيث أن الغازات تمتلك إنتروبيا كبيرة.
ونظرا لأن الإنتروبيا تعتمد على [[درجة الحرارة]] وتزداد بارتفاعل درجة الحرارة ، تسير التفاعلات التي تحددها الإنتروبية مثل [[تفكك|التفكك]] بنشاط مع زيادة درجة الحرارة. أما التفاعلات الي تعتمد على [[الطاقة]] مثل [[التبلور]] فهي تنشط بخفض درجة الحرارة. ويمكن اختيار اتجاه التفاعل عن طريق تغيير درجة الحرارة.
'''مثال ''':
سندرس حالة توازن كيميائي يعرف [[توازن بودوارد|بتوازن بودوارد]] :
:<math>\mathrm{CO_2 + C \rightleftharpoons 2\ CO};\quad \Delta H = +172{,}45\ \mathrm{kJ \cdot mol}^{-1}</math>
هذا تفاعل [[ثاني أكسيد الكربون]] مه [[الكربون]] الذي ينتج [[أول أكسيد الكربون]] وهو تفاعل يمتص حرارة أي يحتاج إلى حرارة من الخارج لكي يسير. لهذا فتكون حالة التوازن الكيميائي للتفاعل عند درجة حرارة منخفضة على ناحية ثاني أكسيد الكربون. وبرفع درجة الحرارة إلى 800 درجة مئوية وأعلى من ذلك يبدأ إنتاج [[أول أكسيد الكربون]] متزايدا مع درجة الحرارة ، وذلك بسبب بسبب توايد الإنتروبية.
<ref>Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie.'' 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S.&nbsp;897.</ref>
كما يمكننا دراسة التفاعل الكيميائي من وجهة تغير [[الطاقة الداخلية]] للنظام. وتوصف الطاقة الداخلية لنظام بأنها دالة [[إنتروبيا|للإنتروبيا]] وتغير [[الحجم]] و[[كمون كيميائسي|الكمون الكيميائي]]. ويعتمد الكمون الكيميائي على [[فعالية كيميائية|الفعالية الكيميائية]] لجميع المواد المتفاعلة ، أي المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة من التفاعل.
<ref>Peter W. Atkins, Julio de Paula: ''Physikalische Chemie.'' 4. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31546-8, S.&nbsp;150.</ref>
:<math>\mathrm{d}U = T\,\mathrm{d}S - p\, \mathrm{d}V + \mu\, \mathrm{d}n \!</math>
حيث :
:''U:'' [[طاقة داخلية]],
: ''S:'' [[إنتروبيا]],
: ''p:'' [[الضغط]],
: ''μ:'' [[كمون كيميائي]] (أو الجهد الكيميائي) ,
: ''n:'' كمية المادة ,
:d: [[معامل التفاضل]].
المعادلة تعطي تغير [[دالة حالة|دوال الحالة]] للمواد قبل التفاعل وبعده.


== تقسيم التفاعلات الكيميائية حسب سرعتها ==
== تقسيم التفاعلات الكيميائية حسب سرعتها ==
# تفاعلات تتم في وقت قصير جدا  
 
مثل : عندما يخبو البريق الفلزي مكان القطع الحديث بسبب تفاعله مع أكسجين الهواء  
1. تفاعلات تتم في وقت قصير جدا ، تفاعل انفجاري ،
# تفاعلات ذات معدل بطيء نسبيا  
مثل : انفجار البارود ، وانفجار مخلوط [[الهيدروجين]] و[[الأكسجين]].
مثل : تفاعل الزيوت مع الصودا الكاوية.
 
# تفاعلات بطيئة جدا تحتاج لآلاف السنوات  
2. تفاعلات تتم في وقت قصير
مثل : تكوين النفط  
مثل : عند تكون الصدأ على [[الحديد]] بسبب تفاعله مع أكسجين الهواء.
3. تفاعلات ذات معدل بطيء نسبيا  
مثل : تفاعل [[الزيوت]] مع الصودا الكاوية.
 
4. تفاعلات بطيئة جدا تحتاج لآلاف السنوات  
مثل : تكوين [[النفط]]
   
   
=== العوامــل المؤثرة في سرعـة التفاعــل ===
=== العوامــل المؤثرة في سرعـة التفاعــل ===
1عوامل اساسية (تحتاجها كل التحولات):
1عوامل أساسية (تحتاجها كل التحولات):
   -تاثير درجة الحرارة  
   -تاثير درجة الحرارة  
   -تاثير سطح التلامس  
   -تاثير سطح التلامس  
سطر 52: سطر 140:
   -الضغط  
   -الضغط  
   -الوسيط
   -الوسيط
   -الضوء
   -الض
 
==اعتماد سرعة التفاعل على درجة الحرارة==
 
1* في عام 1884 صاغ الكيميائي الهولندى قاعدة تقريبية لاعتماد سرعة التفاعل الكيميائي على [[درجة الحرارة]] ، وتسمي [[قاعدة فانت هوف]].
 
2* وفي عام 1888 صاغ الكيميائي السويدي أرينيوس معادلته المسماة [[معادلة أرينيوس]] لاعتماد سرعة تفاعل كيميائي عل درجة الحرارة. ومعادلة أرينيوس أكثر دقة من قاعدة فانت هوف ، حيث أنها تأخذ [[طاقة تنشيط|طاقة التنشيط]] في الحسبان.
 
== اقرأ أيضا ==
* [[معادلة أرينيوس]]
* [[تفاعل ناشر للحرارة]]
* [[تفاعل يمتص الحرارة]]
* [[تفاعل عكوس]]
* [[نتاج (كيمياء)]]
* [[تفاعل الثرميت]]
* [[تفاعل أكسدة-اختزال]]
* [[اختزال]]
* [[قاعدة فانت هوف]]
* [[مخطط أرهينيوس]]
* [[تفاعل نووي]]
 
==المراجع==
{{مراجع}}


== وصلات خارجية ==
== وصلات خارجية ==
* [http://www.purchon.com/chemistry/rates.htm#surface سرعة التفاعل]
* [http://www.purchon.com/chemistry/rates.htm#surface سرعة التفاعل]
* [http://www.safetec.net التحكم الكيميائي]
* [http://www.safetec.net التحكم الكيميائي]
* [http://www.gcsescience.com/rc24.htm GCSE التفاعلات]


[[تصنيف:كيمياء]]
[[تصنيف:كيمياء]]
[[تصنيف:تفاعلات كيميائية|*]]
[[تصنيف:تفاعلات كيميائية|*]]


[[az:Kimyəvi reaksiya]]
{{وصلة مقالة مختارة|de}}
[[be:Хімічная рэакцыя]]
{{وصلة مقالة مختارة|mk}}
[[be-x-old:Хімічная рэакцыя]]
[[bg:Химична реакция]]
[[bs:Hemijska reakcija]]
[[ca:Reacció química]]
[[ckb:کارلێکی کیمیایی]]
[[cs:Chemická reakce]]
[[cy:Adwaith cemegol]]
[[da:Kemisk reaktion]]
[[de:Chemische Reaktion]]
[[el:Χημική αντίδραση]]
[[en:Chemical reaction]]
[[eo:Kemia reakcio]]
[[es:Reacción química]]
[[et:Keemiline reaktsioon]]
[[eu:Erreakzio kimiko]]
[[fa:واکنش شیمیایی]]
[[fi:Kemiallinen reaktio]]
[[fiu-vro:Aadomidõ ümbreistmine]]
[[fr:Réaction chimique]]
[[gl:Reacción química]]
[[he:תגובה כימית]]
[[hi:रासायनिक अभिक्रिया]]
[[hr:Kemijska reakcija]]
[[ht:Reyaksyon chimik]]
[[hu:Kémiai reakció]]
[[id:Reaksi kimia]]
[[io:Kemiala reakto]]
[[is:Efnahvarf]]
[[it:Reazione chimica]]
[[ja:化学反応]]
[[ka:ქიმიური რეაქცია]]
[[ko:화학 반응]]
[[lmo:Reaziun chimiga]]
[[lt:Cheminė reakcija]]
[[lv:Ķīmiskā reakcija]]
[[mk:Хемиска реакција]]
[[mr:रासायनिक प्रतिक्रिया]]
[[ms:Tindak balas kimia]]
[[nds:Cheemsch Reakschoon]]
[[nl:Chemische reactie]]
[[nn:Kjemisk reaksjon]]
[[no:Kjemisk reaksjon]]
[[oc:Reaccion quimica]]
[[pl:Reakcja chemiczna]]
[[pt:Reação química]]
[[qu:Ruranakuy]]
[[ro:Reacție chimică]]
[[ru:Химические реакции]]
[[sh:Hemijska reakcija]]
[[si:රසායනික ප්‍රතික්‍රියා]]
[[simple:Chemical reaction]]
[[sk:Chemická reakcia]]
[[sl:Kemijska reakcija]]
[[so:Kimikal dibusocod]]
[[sq:Reaksioni kimik]]
[[sr:Хемијска реакција]]
[[su:Réaksi kimiawi]]
[[sv:Kemisk reaktion]]
[[ta:வேதியியற் தாக்கம்]]
[[th:ปฏิกิริยาเคมี]]
[[tl:Reaksyong kimikal]]
[[tr:Kimyasal tepkime]]
[[ug:خىمىيىلىك رېئاكسىيە]]
[[uk:Хімічна реакція]]
[[ur:کیمیائی تعامل]]
[[vi:Phản ứng hóa học]]
[[yo:Ìdarapọ̀mọ́ra kẹ́míkà]]
[[zh:化学反应]]
[[zh-yue:化學反應]]

المراجعة الحالية بتاريخ 14:15، 16 سبتمبر 2013

التفاعلات الكيميائية هي عبارة عن تكسير روابط في المواد المتفاعلة لإنتاج روابط جديدة في المواد الناتجة مما يؤدي إلى تكوين مواد جديدة مختلفة في صفاتها الكيميائية والفيزيائية معاً.

تفاعل الثرميت يستخدم مسحوق أكسيد الحديد والألمونيوم.

التفاعلات الكيميائية تشمل تغير ترتيب الذرات في الجزيئات الكيميائية ،و في مثل هذا التفاعل نشهد اتحاد بعض الجزيئات بطرق أخرى لتكوين شكل من مركب أكبر أو أعقد، أو تفكك المركبات لتكوين جزيئات أصغر، أو إعادة ترتيب الذرات في المركب. والتفاعلات الكيميائية تشمل عادة تكسر أو تكوين روابط كيميائية.

أنماط التفاعلات

يمكن تصنيف التفاعلات الكيميائية بطرق مختلفة تعتمد على ناحية معينة من نواحي التفاعل يتم التقسيم على أساسها، أو على أساس الفرع الكيميائي الذي تندرج ضمنه. بعض الأمثلة للمصطلحات المستخدمة لوصف الأنواع الشائعة من التفاعلات :

  • تزامر Isomerisation، وفيه يخضع المركب الكيميائي لإعادة ترتيب بنيته بدون تغيير في تركيبه الكيميائي ، أي أن جزيئ المادة يغير شكله فقط (انظر تزامر فراغي) stereoisomerism.
  • اتحاد مباشر Combination reaction أو اصطناع وفيه يتم اندماج مركبين كيميائين أو أكثر ليشكلا مركبا كيميائيا واحدا معقدا.
(2H2 (gas) + O2 (gas) → 2H2O (liq

في هذا التفاعل يتفاعل الهيدروجين والأكسجين فينتجا ماء. هذا التفاعل يكون شديدا إذا كانت نسبة الهيدروجين إلى الأكسجين 1:2 على التوالي ، ويسمى ذلك المخلوط مخلوط انفجاري ويكون مصحوبا بنشر حرارة كبيرة (تفاعل ناشر للحرارة). في نفس الوقت يسمى هذا النوع من التفاعل تفاعل غير عكوس لأنه يسير في اتجاه واحد فقط من اليسار إلى اليمين.

  • تحلل كيميائي : أو تحليل : وفيه يتم تفكيك المركب الكيميائي إلى مركبات أصغر أو تفكيكه إلى العناصر المكون منها , لنفترض هنا حالة تحليل الماء :
(2H2O (liquid) → 2H2 (gas) + O2(gas

رأينا أعلاه أن تفاعل الأكسجين والهيدروجين يكون عادة تفاعل غير عكوسي ويسير من اليسار إلى اليمين ويكون مصحوبا بنشر حرارة كبيرة نظرا لأنه تفاعل ناشر للحرارة. ولكن يمكننا أن نسيّر التفاعل في الاتجاه العكسي كما نرى في حالتنا هنا وهو تحلل الماء إلى عنصريه الأكسجين والهيدروجين ، ويمكننا ذلك عن طريق إجراء شغل من الخارج بواسطة مصدر كهربائي. تمد الطاقة الكهربائية الماء بكمية الطاقة المعادلة لما ينتجه تفاعل الأكسجين والهيدروجين أثناء اتحادهما لإنتاج الماء ، بذلك نتغلب على تماسك الماء ونُسيّر التفاعل في الاتجاه العكسي. في مثل تلك التفاعلات لا بد من إمداد النظام بطاقة أو حرارة من الخارج لكي يسير تفاعل في اتجاهه العكسي (طبقا لالقانون الثاني للديناميكا الحرارية).

(2Na(cr) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + H2 (gas

في هذا التفاعل ينفاعل الصوديوم (مادة صلبة) مع حمض الهيدروكلوريك (سائل) وينتج كلوريد الصوديوم ويتحرر غاز الهيدروجين. هذا التفاعل غير عكوسي بسبب انفصال غاز الهيدروجين بمجرد تكونه ويترك المحلول.


  • تفاعل استبدال ثنائي Double displacement reaction أو استبدال مقترن coupling substitution، وفيه يقوم مركبين كيميائيين في محلول مائي (عادة يكونان بشكل شاردي) بتبادل عناصر أو أيونات من مركبات مختلفة:
(NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s

في هذا التفاعل يستبدل الصوديوم ذرة الكلور بجزيئ النترات NO3 ويصبح "ملح" نترات الصوديوم ، وفي نفس الوقت يتحد أيون الفضة مع أيون الكلور ليكون "ملح " كلوريد الفضة ".

  • احتراق Combustion : وفيه تقوم مادة قابلة للاحتراق بالاتحاد مع عنصر مؤكسد لينتجا حرارة ومركب مؤكسد (بفتح السين) :
C10H8 (g) + 12O2 (g) → 10CO2 (g) + 4H2O (l)

و تفاعل الاحتراق معهود لنا فنحن نعرف احتراق الخشب في الهواء أو احتراق الغاز الطبيعي ، وفيهما يتحد الكربون مع الأكسجين فينتجا حرارة وثاني أكسيد الكربون.

بعض فروع الكيمياء تعتبر أي تغيرات ضئيلة في التشكيل الكيميائيchemical conformation بمثابة نوع من أنواع التفاعل، في حين يعتبره آخرون مجرد تغير فيزيائي.

تصنيفات أخرى للتفاعل الكيميائي :

ا حسب تكافؤية العناصر التي تدخل في آليتها :

) ~~ تفاعلات ~~:)

يمكن تصنيف التفاعلات أيضا حسب اتجاه سير التفاعل:

  • تفاعلات تامة (أي تتحول جميع المتفاعلات إلى نواتج بعد زمن معين طال أو قصر)
  • تفاعلات انعكاسية (لا تتم حتى نهايتها، ويتواجد جزء من المتفاعلات إلى جانب النواتج في اناء التفاعل مهما طال الوقت)

توازن كيميائي

{مقالة رئيسية : توازن كيميائي}

يمكن للتفاعل الكيميائي الذي يسير في وسط متجانس (سائل فقط، أو مادة صلبة فقط، أو حالة غازية فقط) أن يسبر في اتجاهين متعاكسين. فعندما تتفاعل مادتان مع بعضهما مكونة مركب ثالث ، فعادة يوجد هذا المركب الثالث في حالة مفككة مكونة من المادتين المتفاعلتين. يسير التفاعل عادة في الاتجاهين المتضادين وتحدث "منافسة" بين المواد الداخلة للتفاعل والمواد الناتجة ، ويتميز كل اتجاه بمعدل تفاعل خاص به يعتمد على خواص المواد. ونظرا لأن معدلات التفاعل تعتمد أيضا على تركيز كل من المواد ، فعي تتغير أيضا بمرور الزمن. وتقترب بمرور الزمن سرعتي اتجاهي التفاعل متى تتساوى السرعتان أو المعدلان. عندئذ لا يتغير تركيز كل مادة من المواد في المخلوط ونصل إلى حالة توازن يسمى توازن كيميائي.

ويعتمد موقع التوازن على خواص المواد المتفاعلة ، كما تعتمد عل درجة الحرارة والضغط ويحددها ما يسمى بالطاقة الحرة. وكثيرا أن نستخدم المشتق التفاضلي للإنثالبي الحر أو تفاضل الإنثالبي الحر للتفاعل , والذي لا بد وأن يصبح مساويا للصفر عند التوازن الكيميائي.

وقد عبر العالم الكيميائي شاتلييه عن اعتماد سرعة التفاعل على الضغط بما يسمى مبدأ لو شاتيليه حيث يحاول نظام موضوع تحت ضغط عالي أن يجعل تأثير الضغط أقل ما يمكن.

في تلك الحالة تكون نواتج التفاعل قد وصلت إلى نهاية عظمى ، حيث أنه بزيادة إنتاج نواتج تزداد سرعة التفاعل العكسي وتتساوى سرعتي التفاعل في الاتجاهين عند بلوغ التوازن. ونستخدم في الكيمياء طريقة لزيادة إنتاج النواتج وذلك بسحب (أو جني) جزء منها من المخلوط المتفاعل حيث نغير بذلك وضع التوازن ، أو عن طريق زيادة الضغط على المواد المتفاعلة أو رفع درجة حرارة النظام.

ترموديناميكا التفاعل الكيميائي

{مقالة رئيسية : ديناميكا حرارية}

يتعين سير التفاعل الكيميائي على قوانين الترموديناميكا. فهي تحدد إلى أي مدى يسير التفاعل مثلا من اليسار إلى اليمين حيث تتحد مواد داخلة في التفاعل مع بعضها البعض منتجة نواتجا للتفاعل. ولكي يسير التفاعل لا بد وأن ينخفض الإنثالبي الحر أثناء التفاعل. ويتكون الإنثالبي الحر من دالتي حالة مختلفتين هما الإنثالبي والإنتروبية. وترتبط القيمتان بعضهنا البعض في المعادلة العامة للإنثالبي الحر. [1]

حيث :

G: الإنثالبي الحر ,
H: الإنثالبي,
T: درجة الحرارة,
S: إنتروبيا,
Δ: التغير في كل قيمة ، وتسمى "دلتا".

ويمكن أن يكون التفاعل الكيميائي تفاعل ناشر للحرارة ، وفيه تكون ΔH سالبة الإشارة وتصبح طاقة حرة تطهر في صورة حرارة متولدة عن التفاعل. كما يمكن أن ينتج عن فقد الطاقة المتحررة من التفاعل أن يشكل الناتج بنية بلورية منتظمة يميزها أنتروبيا منخفضة. مثال على تفاعل ناشر للحرارة تنخفض فيه الانتروبيا تفاعلات ترسيب الأملاح وتفاعلات التبلور (تكوين بلورات) حيث تتكون فيها نواتجا منتظمة أو بلورية من تفاعل غازات أو سوائل لا تميزها بنايات منتظمة.

كما توجد تفاعلات ماصة للحرارة وهي تسير عن طريق امتصاصها للحرارة من الجو المحيط ، أو معمليا نزودها بالحرارة من الخارج بتسخينها. وتسير تلك التفاعلات عندما تزداد أنتروبيتها، والمقصود عنا إنتروبية النظام. وقد يكون يزايد انتروبية النظام عن طريق نواتج غازية ، حيث أن الغازات تمتلك إنتروبيا كبيرة.

ونظرا لأن الإنتروبيا تعتمد على درجة الحرارة وتزداد بارتفاعل درجة الحرارة ، تسير التفاعلات التي تحددها الإنتروبية مثل التفكك بنشاط مع زيادة درجة الحرارة. أما التفاعلات الي تعتمد على الطاقة مثل التبلور فهي تنشط بخفض درجة الحرارة. ويمكن اختيار اتجاه التفاعل عن طريق تغيير درجة الحرارة.

مثال :

سندرس حالة توازن كيميائي يعرف بتوازن بودوارد :

هذا تفاعل ثاني أكسيد الكربون مه الكربون الذي ينتج أول أكسيد الكربون وهو تفاعل يمتص حرارة أي يحتاج إلى حرارة من الخارج لكي يسير. لهذا فتكون حالة التوازن الكيميائي للتفاعل عند درجة حرارة منخفضة على ناحية ثاني أكسيد الكربون. وبرفع درجة الحرارة إلى 800 درجة مئوية وأعلى من ذلك يبدأ إنتاج أول أكسيد الكربون متزايدا مع درجة الحرارة ، وذلك بسبب بسبب توايد الإنتروبية. [2]

كما يمكننا دراسة التفاعل الكيميائي من وجهة تغير الطاقة الداخلية للنظام. وتوصف الطاقة الداخلية لنظام بأنها دالة للإنتروبيا وتغير الحجم والكمون الكيميائي. ويعتمد الكمون الكيميائي على الفعالية الكيميائية لجميع المواد المتفاعلة ، أي المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة من التفاعل. [3]

حيث :

U: طاقة داخلية,
S: إنتروبيا,
p: الضغط,
μ: كمون كيميائي (أو الجهد الكيميائي) ,
n: كمية المادة ,
d: معامل التفاضل.

المعادلة تعطي تغير دوال الحالة للمواد قبل التفاعل وبعده.

تقسيم التفاعلات الكيميائية حسب سرعتها

1. تفاعلات تتم في وقت قصير جدا ، تفاعل انفجاري ، مثل : انفجار البارود ، وانفجار مخلوط الهيدروجين والأكسجين.

2. تفاعلات تتم في وقت قصير مثل : عند تكون الصدأ على الحديد بسبب تفاعله مع أكسجين الهواء.

3. تفاعلات ذات معدل بطيء نسبيا مثل : تفاعل الزيوت مع الصودا الكاوية.

4. تفاعلات بطيئة جدا تحتاج لآلاف السنوات مثل : تكوين النفط

العوامــل المؤثرة في سرعـة التفاعــل

1عوامل أساسية (تحتاجها كل التحولات):

  -تاثير درجة الحرارة 
  -تاثير سطح التلامس 
  -تاثير التركيب المزيج 

2عوامل ثانوية (تحتاجها بعض التحولات):

  -الضغط 
  -الوسيط
  -الض

اعتماد سرعة التفاعل على درجة الحرارة

1* في عام 1884 صاغ الكيميائي الهولندى قاعدة تقريبية لاعتماد سرعة التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة ، وتسمي قاعدة فانت هوف.

2* وفي عام 1888 صاغ الكيميائي السويدي أرينيوس معادلته المسماة معادلة أرينيوس لاعتماد سرعة تفاعل كيميائي عل درجة الحرارة. ومعادلة أرينيوس أكثر دقة من قاعدة فانت هوف ، حيث أنها تأخذ طاقة التنشيط في الحسبان.

اقرأ أيضا

المراجع

  1. Peter W. Atkins, Julio de Paula: Physikalische Chemie. 4. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31546-8, S. 106–108.
  2. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 897.
  3. Peter W. Atkins, Julio de Paula: Physikalische Chemie. 4. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31546-8, S. 150.

وصلات خارجية