التفاعلات الكيميائية

التغير الفيزيائي لا يُنتج مادة جديدة. تتغير المادة فقط في حالتها أو شكلها، وعادة ما يمكن عكس التغيير. ذوبان الثلج وذوبان السكر هما تغيرات فيزيائية.

التغير الكيميائي (التفاعل الكيميائي) يُنتج مادةً واحدةً أو أكثر جديدة وعادة ما يكون صعب العكس. من علامات التغير الكيميائي: تغير اللون، خروج غاز، تغير في الطاقة، أو تكون راسب (صلب).

معدل التفاعل يخبرك بمدى سرعة تحول المتفاعلات إلى نواتج.

نظرية التصادم

نظرية التصادم تشرح ما يحدد المعدل. لكي يحدث التفاعل، يجب أن تتصادم الجسيمات، ويجب أن تتصادم بطاقة كافية. أقل طاقة تحتاجها هي طاقة التنشيط ($E_a$). يحدث معدل أسرع عندما تتصادم الجسيمات بنجاح بشكل متكرر.

ما الذي يغير المعدل

العوامل الحفازة

العامل الحفاز يسرع التفاعل ولا يُستهلك — يبقى دون تغيير في النهاية. يعمل عن طريق خفض طاقة التنشيط. الإنزيمات هي عوامل حفازة بيولوجية (عوامل حفازة تعمل في الكائنات الحية).

قياس المعدل

يمكنك تتبع التفاعل عبر الزمن بهذه الطرق:

• التغير في الكتلة: ضع القارورة على الميزان. إذا خرج غاز، تقل الكتلة. سجّل الكتلة على فترات منتظمة.
• حجم الغاز: اجمع الغاز في حقنة غاز واقرأ حجمه على فترات منتظمة.
• تكون راسب: في تفاعل يصبح عتماً، قِس الوقت المستغرق لاختفاء علامة تحت القارورة.

في رسم بياني للناتج مقابل الزمن، يكون الخط الأكثر انحداراً في البداية (أسرع معدل)، ويصبح أقل انحداراً مع استهلاك المتفاعلات، ويصبح أفقياً عند انتهاء التفاعل.

بعض التفاعلات عكوسة: يمكن للنواتج أن تتفاعل لتكوين المتفاعلات مرة أخرى. نوضح ذلك بالرمز $\rightleftharpoons$.

تغيير الاتجاه

مثال واضح يستخدم مركبات هيدرات وغير هیدرات:

• كبريتات النحاس الثنائية الهیدرات الزرقاء، عند تسخينها، تفقد ماءها لتصبح كبريتات النحاس الثنائية غیر هیدرات البيضاء. إضافة الماء تعيدها زرقاء مرة أخرى.
• كلوريد الكوبالت الثنائي الهیدرات الوردي يفقد الماء عند التسخين ليصبح كلوريد الكوبالت الثنائي غیر هیدرات الأزرق. إضافة الماء تعيده وردياً مرة أخرى.

إضافة الماء إلى المادة الصلبة غير الهیدرات (ورؤية عودة اللون) تستخدم كاختبار للماء.

التوازن

في نظام مغلق (حيث لا يدخل شيء ولا يخرج)، يصل التفاعل العكوس إلى التوازن عندما:

• معدل التفاعل الأمامي يساوي معدل التفاعل العكسي، و
• تركيزات المتفاعلات والنواتج لم تعد تتغير.

تغيير موضع التوازن

موضع التوازن يخبرك عما إذا كانت هناك متفاعلات أكثر أو نواتج أكثر. يمكنك تحريكه:

• درجة الحرارة: التسخين يحرك التوازن في الاتجاه الذي يمتص الحرارة (الاتجاه الممتص); التبريد يحركه في الاتجاه الذي يطلق الحرارة (الاتجاه المطلق).
• الضغط (للغازات): الضغط الأعلى يحرك التوازن نحو الجانب الأقل في عدد جزيئات الغاز.
• التركيز: إضافة المزيد من مادة ما يحرك التوازن نحو الجانب الآخر لاستهلاكها.
• العامل الحفاز لا يحرك موضع التوازن. يساعد فقط التفاعل على الوصول للتوازن بسرعة.

عملية هابر

عملية هابر تصنع الأمونيا:

• يأتي الهيدروجين من الميثان (الغاز الطبيعي)؛ يأتي النيتروجين من الهواء.
• الظروف النموذجية: درجة حرارة $450\,{}^{\circ}\text{C}$، ضغط حوالي $200$ atm ($20\,000$ kPa)، وعامل حفاز من الحديد.

عملية التلامس

عملية التلامس تحول ثاني أكسيد الكبريت إلى ثلاثي أكسيد الكبريت:

• يأتي ثاني أكسيد الكبريت من حرق الكبريت (أو تحميص خامات الكبريتيد)؛ ويأتي الأكسجين من الهواء.
• الظروف النموذجية: درجة حرارة $450\,{}^{\circ}\text{C}$، ضغط حوالي $2$ atm ($200$ kPa)، ومحفز أكسيد الفاناديوم(V).

لماذا تُختار هذه الظروف

الظروف تمثل توفيقاً بين المصالح:

• الضغط الأعلى سينتج منتجاً أكثر، لكن الضغط العالي جداً خطير وغالي الثمن، لذا يُستخدم ضغط متوسط.
• درجة الحرارة الأقل سينتج منتجاً أكثر (كلا التفاعلين طارد للحرارة)، لكن التفاعل سيكون بطيئاً جداً، لذا تُستخدم درجة حرارة مرتفعة نسبياً للحفاظ على معدل تفاعل جيد.
• المحفز يسرع التفاعل دون تغيير موضع التوازن، مما يقلل التكلفة.

الأكسدة والاختزال يحدثان دائماً في نفس الوقت، فيما يسمى بـتفاعل الأكسدة والاختزال. (كلمة 'Redox' هي اختصار لـ reduction–oxidation.)

هناك ثلاث طرق لوصف الأكسدة والاختزال:

• الأكسجين: الأكسدة هي اكتساب الأكسجين؛ الاختزال هو فقدان الأكسجين.
• الإلكترونات: الأكسدة هي فقدان الإلكترونات؛ الاختزال هو اكتساب الإلكترونات.
• عدد الأكسدة: في الأكسدة يرتفع عدد الأكسدة؛ في الاختزال ينخفض.

قاعدة ذاكرة مفيدة هي OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain — من الإلكترونات.

قواعد عدد الأكسدة

يُرمز لعدد الأكسدة برقم روماني، كما في الحديد(II) والحديد(III). القواعد هي:

• العنصر الحر (غير المرتبط) له عدد أكسدة يساوي $0$.
• الأيون أحادي الذرة له عدد أكسدة مساوٍ لشحنته (أي $\text{Na}^{+}$ يساوي $+1$).
• مجموع أعداد الأكسدة في المركب يساوي $0$.
• مجموع أعداد الأكسدة في الأيون يساوي شحنة الأيون.

مثال محلول. أوجد عدد أكسدة المنجنيز في أيون البرمنغنات(VII)، $\text{MnO}_4^{-}$. كل ذرة أكسجين تحمل $-2$، وهناك أربعة منها، مما يعطي $4 \times (-2) = -8$. يجب أن مجموع أعداد الأكسدة في أي أيون يساوي شحنته، وهي هنا $-1$. لذا إذا كان المنجنيز يحمل $x$، فإن $x + (-8) = -1$، مما يعطي $x = +7$ - وهو بالضبط ما تخبرك به (VII) في الاسم. اجعل المجموع الكلي مساوياً لـ شحنة الأيون، وليس صفراً: الصفر يُستخدم فقط للمركبات المتعادلة.

العوامل المؤكسدة والمختزلة

• العامل المؤكسد يؤكسد مادة أخرى، ويُختزل هو نفسه.
• العامل المختزل يختزل مادة أخرى، ويتأكسد هو نفسه.

بعض تفاعلات الأكسدة والاختزال تظهر تغيرات لونية واضحة:

• برمنغنات البوتاسيوم(Mn(VII)) المُحمَّضة بنفسجية اللون. عند عملها كعامل مؤكسد، تُختزل وتختفي لونتها البنفسجية لتصبح عديمة اللون.
• يوديد البوتاسيوم عديم اللون. عند تأكسدها، يتكون اليود بلون أحمر بني.

• اشرح المعدل الأسرع بـ نظرية التصادم: التصادمات الناجحة تحدث بشكل متكرر. التركيز، الضغط، ومساحة السطح جميعها تزيد من تكرار تصادم الجسيمات؛ ودرجة الحرارة الأعلى تفعل ذلك وكذلك تمنح عدداً أكبر من الجسيمات طاقة كافية.
• المحفز يخفض طاقة التنشيط ويسرع التفاعل، لكن لا يُستهلك ولا يغير بشكل أساسي $\Delta H$ أو موضع التوازن.
• عند التوازن تكون معدلات التفاعل الأمامي والعكسي متساوية وتتوقف التركيزات عن التغير — وهذا لا يعني بالضرورة أن كميات المتفاعلات والمنتجات متساوية.
• استخدم مبدأ لوشاتيليه: رفع درجة الحرارة favorees الاتجاه الممتص للحرارة؛ رفع الضغط favorees الجانب الذي يحتوي على جزيئات غاز أقل؛ إضافة مادة تُزيح التوازن بعيداً عنها.
• الأكسدة والاختزال — OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain of electrons. يحدثان دائماً معاً، والعامل المؤكسد يُختزل هو نفسه.