عرض مصدر تفاعل كيميائي

[[ملف:ThermiteFe2O3.JPG|تصغير|يسار|250px|[[ثرميت|تفاعل الثرميت]] يستخدم مسحوق أكسيد الحديد والألومنيوم. ]]
'''التفاعلات الكيميائية''' هي تكسير [[رابطة كيميائية|الروابط الكيميائية]] الموجودة بين [[جزيء|جزيئات]] [[كاشف كيميائي|المواد المتفاعلة]]؛ لإنتاج روابطَ جديدة، بين [[جزيء|جزيئات]] المواد الناتجة من التفاعل، ما يؤدي إلى تكوين موادَّ جديدة مختلفة، في صفاتها [[كيمياء|الكيميائية]] و<nowiki/>[[فيزياء|الفيزيائية]] معًا.

'''التفاعلات الكيميائية''' تشمل تغير ترتيب [[ذرة|الذرات]] في الجزيئات الكيميائية، وفي هذا التفاعل نشهد اتحاد بعض الجزيئات بطرق أخرى لتكوين [[مركب كيميائي|مركَّب]] أكبر أو أعقد، أو تفكك المركبات لتكوين جزيئات أصغر، أو إعادة ترتيب الذرات في المركب. والتفاعلات الكيميائية تشمل عادة تكسير أو تكوين روابط كيميائية.

التفاعلات الكيميائية تؤدّي دورًا كبيرًا في [[أيض]] [[كائن حي|الكائنات الحية]]، وفي [[تركيب ضوئي|التمثيل الضوئي]] [[نبات|للنباتات]] التي تمدنا [[طعام|بالغذاء]] [[أكسجين|والأكسجين]]. و[[تنفس|التنفس]] تفاعل كيميائي. و[[احتراق|الاحتراق]] تفاعل كيميائي، بما فيه من [[أكسدة واختزال|تفاعلات أكسدة]] تتم في [[محرك احتراق داخلي|محرك الاحتراق الداخلي]] الذي يسيّر السيارات.

* [[أكسدة واختزال|تفاعلات أكسدة-اختزال]]
* [[احتراق|تفاعل الاحتراق]].

== أنماط التفاعلات ==

تُصنّف التفاعلات الكيميائية بطرق مختلفة، تعتمد على ناحية معينة من نواحي التفاعل، تُقسّم على أساسها، أو على أساس الفرع [[كيمياء|الكيميائي]] الذي تندرج ضمنه. بعض الأمثلة للمصطلحات المستخدمة، لوصف الأنواع الشائعة من التفاعلات:

* [[تصاوغ|تزامر]] Isomerisation، وفيه يخضع المركب الكيميائي لإعادة ترتيب بنيته بدون تغيير في تركيبه الكيميائي، أي أن جزيء المادة يغير شكله فقط (انظر [[تصاوغ فراغي|تزامر فراغي]]) stereoisomerism.
* [[تفاعل اتحاد|اتحاد مباشر]] Combination reaction أو [[اصطناع كيميائي|اصطناع]] وفيه يندمج مركبان كيميائيان أو أكثر ليُكوّنا مركبًا كيميائيًا واحدًا معقدًا.

::(2H<sub>2</sub> (gas) + O<sub>2</sub> (gas) → 2H<sub>2</sub>O (liq

في هذا التفاعل يتفاعل [[هيدروجين|الهيدروجين]] و[[أكسجين|الأكسجين]] فينتجا [[ماء]]. هذا التفاعل يكون شديداً إذا كانت نسبة الهيدروجين إلى الأكسجين 1:2 على التوالي، ويسمى ذلك المخلوط [[مخلوط هيدروجين وأكسجين|مخلوط انفجاري]] ويكون مصحوبا بنشر حرارة كبيرة ([[تفاعل طارد للحرارة|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.

* [[تحلل كيميائي]]: أو تحليل: وفيه يُفكّك المركب الكيميائي إلى مركبات أصغر أو إلى [[عنصر كيميائي|العناصر]] المكون منها، لنفترض هنا حالة تحليل الماء:

::(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 طارد للحرارة|تفاعل ناشر للحرارة]]. ولكن يمكننا أن نسيّر التفاعل في الاتجاه العكسي كما نرى في حالتنا هنا وهو تحلل الماء إلى عنصريه [[أكسجين|الأكسجين]] و[[هيدروجين|الهيدروجين]]، ويمكننا ذلك عن طريق إجراء [[شغل (ديناميكا حرارية)|شغل]] من الخارج بواسطة [[مصدر جهد كهربائي|مصدر كهربائي]]. تمد [[طاقة كهربائية|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 (كيمياء)|فاعلية كيميائية]]:

:: (2Na(cr) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + H<sub>2</sub> (gas

في هذا التفاعل ينفاعل [[صوديوم|الصوديوم]] (مادة صلبة) مع [[حمض الهيدروكلوريك]] (سائل) وينتج [[كلوريد الصوديوم]] ويتحرر غاز [[هيدروجين|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 بجزيء النترات NO<sub>3</sub> ويصبح "ملح" [[نترات الصوديوم]]، وفي نفس الوقت يتحد [[أيون]] [[فضة|الفضة]] مع أيون الكلور ليكون "ملح " كلوريد الفضة ".

* [[احتراق]] Combustion : وفيه تتحد مادة قابلة للاحتراق مع عنصر مؤكسِد لينتجا [[حرارة]] ومركب مُؤكْسَد:

::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 [[خشب|الخشب]] في ا[[لهواء]] أو احتراق [[غاز طبيعي|الغاز الطبيعي]]، وفيهما يتحد [[كربون|الكربون]] مع [[أكسجين|الأكسجين]] فينتجا [[حرارة]] و[[ثنائي أكسيد الكربون|ثاني أكسيد الكربون]].

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

تصنيفات أخرى للتفاعل الكيميائي:

* [[تفاعل عضوي|تفاعلات عضوية]]
* تفاعل شاردي (أيوني)
* تفاعل جذري ([[جذر كيميائي|جذور كيميائية]])
* تفاعل [[كربين|الكربين]]
تُصنّف التفاعلات أيضًا حَسَب اتجاه سير التفاعل:
* [[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)

== توازن كيميائي ==

{{مفصلة|توازن كيميائي}}

يمكن للتفاعل الكيميائي الذي يسير في وسط متجانس (سائل فقط، أو مادة صلبة فقط، أو [[غاز|حالة غازية]] فقط) أن يسير 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 (توضيح)|تركيز]] كل من المواد، فهي تتغير أيضا بمرور الزمن. وتقترب بمرور الزمن سرعتي اتجاهي التفاعل متى تتساوى السرعتان أو المعدلان. عندئذ لا يتغير [[تركيز (توضيح)|تركيز]] كل مادة من المواد في المخلوط ونصل إلى حالة توازن يسمى توازن كيميائي.

ويعتمد موقع التوازن على خواص المواد المتفاعلة، وتعتمد عل [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] و[[ضغط|الضغط]] ويحددها ما يسمى [[طاقة حرة (توضيح)|بالطاقة الحرة]]. وكثيرا أن نستخدم المشتق التفاضلي [[محتوى حراري|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 [[ضغط|الضغط]] بما يسمى [[مبدأ انزياح التوازن|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 إنه 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 ==

{{مفصلة|ديناميكا حرارية}}

يتعين سير التفاعل الكيميائي على قوانين [[ديناميكا حرارية|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 [[محتوى حراري|الإنثالبي]] و[[إنتروبيا|الإنتروبية]]. وترتبط القيمتان بعضهما 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 حرارة|درجة الحرارة]]،
: ''S:'' [[إنتروبيا]]،
: Δ: التغير في كل قيمة، وتسمى «دلتا».

ويمكن أن يكون التفاعل الكيميائي [[تفاعل طارد للحرارة|تفاعل ناشر للحرارة]]، وفيه تكون Δ''H'' سالبة الإشارة وتصبح طاقة حرة تطهر في صورة [[حرارة]] متولدة عن التفاعل. ويمكن أن يُنتِج فقد الطاقة المتحررة من التفاعل [[بنية بلورية]] منتظمة يميزها أنتروبيا منخفضة. مثال على تفاعل ناشر للحرارة تنخفض فيه الانتروبيا تفاعلات ترسيب الأملاح وتفاعلات التبلور (تكوين [[بلورة|بلورات]]) حيث تتكون فيها نواتج منتظمة أو بلورية من تفاعل غازات أو سوائل لا تميزها بنايات منتظمة.

وتوجد [[تفاعل ماص للحرارة|تفاعلات ماصة للحرارة]] تسير بامتصاص الحرارة 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 إن الغازات تمتلك إنتروبيا كبيرة.

ونظرا لأن الإنتروبيا تعتمد على [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] وتزداد بارتفاعل درجة الحرارة، تسير التفاعلات التي تحددها الإنتروبية مثل [[تفكك|التفكك]] بنشاط مع زيادة درجة الحرارة. أما التفاعلات الي تعتمد على [[طاقة|الطاقة]] مثل [[تبلور|التبلور]] فهي تنشط بخفض درجة الحرارة. ويُحدد اتجاه التفاعل بتغيير 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 [[ثنائي أكسيد الكربون|ثاني أكسيد الكربون]] مه [[كربون|الكربون]] الذي ينتج [[أحادي أكسيد الكربون|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 [[أحادي أكسيد الكربون|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>

ويمكننا دراسة التفاعل الكيميائي من وجهة تغير [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] للنظام. وتوصف الطاقة الداخلية لنظام بأنها دالة [[إنتروبيا|للإنتروبيا]] وتغير [[حجم|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:'' [[ضغط|الضغط]]،
: ''μ:'' [[جهد كيميائي|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 ==

1. تفاعلات تتم في وقت قصير جدا، تفاعل انفجاري،
مثل: انفجار البارود، وانفجار مخلوط [[هيدروجين|الهيدروجين]] و[[أكسجين|الأكسجين]]..

2. تفاعلات ذات معدل بطيء نسبيا
مثل: تفاعل [[زيت|الزيوت]] مع الصودا الكاوية.

3.تفاعلات بطيئة جدا تحتاج لعدة شهور
مثل: تفاعل الهواء مع الحديد لتكوين صدأ الحديد

4. تفاعلات بطيئة جدا جدا تحتاج لآلاف أو ملايين السنين
مثل: تكوين [[نفط|النفط]] في باطن الأرض

=== 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
-الزمن

-التركيز

== اعتماد سرعة التفاعل على درجة الحرارة ==

1- في عام 1884 صاغ الكيميائي الهولندى قاعدة تقريبية لاعتماد سرعة التفاعل الكيميائي على [[درجة حرارة|درجة الحرارة]]، وتسمى [[قاعدة فانت هوف]].

2- وفي عام 1888 صاغ الكيميائي السويدي أرينيوس معادلته المسماة [[معادلة أرهنيوس|معادلة أرينيوس]] لاعتماد سرعة تفاعل كيميائي عل درجة الحرارة. ومعادلة أرينيوس أكثر دقة من قاعدة فانت هوف، حيث إنها تأخذ [[طاقة تنشيط|طاقة التنشيط]] في الحسبان.

== انظر أيضًا ==
* [[كاشف محدد]]
* [[مفاعل كيميائي]].
* [[معادلة أرهنيوس|معادلة أرينيوس]].
* [[تفاعل طارد للحرارة|تفاعل ناشر للحرارة]].
* [[تفاعل ماص للحرارة|تفاعل يمتص الحرارة]]
* [[تفاعل عكوس]].
* [[نتاج (كيمياء)]]
* [[ثرميت|تفاعل الثرميت]]
* [[أكسدة واختزال|تفاعل أكسدة-اختزال]]
* [[أكسدة واختزال|اختزال]].
* [[قاعدة فانت هوف]].
* [[مخطط أرهينيوس]].
* [[تفاعل نووي]]
* [[ثعبان الفرعون]]
* [[مبدأ المانح والمستقبل|مبدأ مانح-مستقبل]]

== مراجع ==
{{مراجع}}

== وصلات خارجية ==

* [http://www.safetec.net التحكم الكيميائي]
* [http://www.gcsescience.com/rc24.htm GCSE التفاعلات]
{{روابط شقيقة}}
{{معرفات مركب كيميائي}}
{{ضبط استنادي}}
{{شريط بوابات|علوم|كيمياء|طاقة}}

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