تعريف التفاعل
يُعرف التفاعل (بالإنجليزية: Reaction) بأنه تأثير ناتج عن تداخل مادتين معًا، مما يؤدي إلى تأثير كل منهما على الأخرى. تُقسم التفاعلات إلى نوعين رئيسيين هما: التفاعلات الفيزيائية والتفاعلات الكيميائية. وتشير التفاعلات الفيزيائية إلى تلك التي تؤدي إلى تغيير في حالة المادة فقط دون أن تؤثر على خصائصها الأصلية أو تنتج مواد جديدة. على سبيل المثال، يتمثل ذلك في تحول الماء من حالة إلى أخرى. بينما تعرف التفاعلات الكيميائية بأنها العمليات التي تغير الخصائص الأصلية للمادة وتؤدي إلى إنتاج مواد جديدة تختلف عن المواد الأصلية، مثل حرق الكربون مع الأكسجين لإنتاج غاز ثاني أكسيد الكربون، أو احتراق شريط المغنيسيوم في الهواء.
أنواع التفاعلات الكيميائية
تُقسم التفاعلات الكيميائية إلى عدة أنواع، وهي كالتالي:
- تفاعلات الاتحاد (بالإنجليزية: Combination Reactions): هي التفاعلات التي تحدث بين مادتين أو أكثر لتكوين مادة جديدة. الصيغة العامة لهذا التفاعل هي:
A+B→AB
- تفاعلات التحلل (بالإنجليزية: Decomposition Reactions): هي التفاعلات التي تتحلل فيها المادة الكيميائية إلى مادتين أو أكثر حسب نوع التفاعل. الصيغة العامة لهذا التفاعل على النحو التالي:
AB→A+B
- تفاعلات الإحلال (بالإنجليزية: Displacement Reactions): هي التفاعلات التي يتساوى فيها عدد المواد المتفاعلة مع عدد المواد الناتجة. تشمل تفاعلات الإحلال ما يلي:
- تفاعل الإحلال الأحادي (بالإنجليزية: Single Displacement Reactions): هو التفاعل الكيميائي الذي يتم فيه إحلال عنصر مكان عنصر آخر، وتكون الصيغة العامة لهذا التفاعل على النحو الآتي:
AB+X→XB+A
- تفاعل الإحلال المزدوج (بالإنجليزية: Double Displacement Reactions): هو التفاعل الكيميائي الذي يتم فيه إحلال أيون أو جزيء أو عنصر مكان آخر. الصيغة العامة لهذا التفاعل كالتالي:
AB+XY→AY+XB
تشمل تفاعلات الإحلال المزدوج ثلاثة أنواع، هي:
- تفاعلات الترسيب (بالإنجليزية: Precipitation Reactions): وهي التفاعلات الناتجة عن خلط محلولين أيونيين، مما يؤدي إلى نشوء مركب غير ذائب يترسب في القاع.
- تفاعلات التعادل (بالإنجليزية: Neutralization Reactions): تفاعلات تحدث بين الأحماض والقواعد، حيث تُظهر المعادلة الأيونية لهذا التفاعل:
H⁺ + OH⁻ → H₂O
- تفاعلات تطلق الغازات (بالإنجليزية: Gas Forming Reactions): وهي التفاعلات التي تُنتج غازات خلال حدوثها.
تفاعلات الترسيب
تحدث تفاعلات الترسيب في المحاليل المائية، حيث يتكون راسب غير ذائب. يمكن التنبؤ بنوعية الراسب المتكون في المحلول من خلال دراسة ذائبية المركبات المختلفة. تُعرف الذائبية بأنها أكبر كمية من المادة المذابة التي يمكن إذابتها في كمية محددة من المذيب. إليكم القواعد الأساسية لمعرفة ذائبية المركبات الأيونية في الماء عند درجة حرارة 25 درجة مئوية:
- معظم أملاح النترات (-NO3) تكون ذائبة في الماء.
- الأملاح التي تحتوي على أيونات المعادن القلوية، مثل: (+Li+, Na+, Cs+, K+, Rb)، تكون أيضًا ذائبة في الماء.
- أيون الأمونيوم (+NH4) يذوب في الماء.
- أيونات الهاليدات، الكلوريد (-Cl)، البروميد (-Br)، واليوديد (-I) تذوب في الماء، إلا أن أيونات الفضة (+Ag) والرصاص (Pb²⁺) والزئبق (Hg²⁺) تكون مستثناة من ذلك.
- معظم أملاح الكبريتات (SO₄²⁻) تذوب في الماء، باستثناء المركبات: (BaSO₄, PbSO₄, Hg₂SO₄, CaSO₄).
- تذوب الهيدروكسيدات بشكل جزئي في الماء، باستثناء هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وهيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) حيث يذوبان بالكامل في الماء، بينما يذوب كل من هيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)₂) وهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)₂) وهيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)₂) بشكل طفيف.
- تتميز معظم أملاح الكربونات (CO₃²⁻) والكبريتيدات (S²⁻) والكرومات (CrO₄²⁻) والفوسفات (PO₄³⁻) بكونها غير قابلة للذوبان في الماء، باستثناء المركبات التي تحتوي على الأيونات المدعومة في القاعدتين الثانية والثالثة.
أنواع تفاعلات الترسيب
تُقسم تفاعلات الترسيب وفقًا لنوعية الراسب المتكون إلى:
- تفاعلات يتكون فيها راسب بسيط، كما في راسب كلوريد الفضة الناتج من تفاعل كلوريد الصوديوم مع نترات الفضة، كما يلي:
NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl
- تفاعلات يتكون فيها أيون متراكب، مثل الأيون المعقد الناتج من تفاعل سيانيد الصوديوم مع نترات الفضة، كما يلي:
(Ag⁺ + 2CN⁻ → (Ag(CN)₂
الأدلة المستخدمة في تفاعلات الترسيب
يمكن تحديد نقطة النهاية في تفاعلات الترسيب باستخدام مركبات معينة تتفاعل مع مادة محددة تم إضافتها، مما يؤدي إلى تشكيل لون مميز يدل على الوصول لنقطة النهاية. تشمل الأدلة المستخدمة في تفاعلات الترسيب:
- الفلوريسين ثنائي الكلوريد.
- كرومات البوتاسيوم (K₂CrO₄).
- نترات الحديديك.
يتم استخدام كل من الفلوريسين ثنائي الكلوريد وكرومات البوتاسيوم عند استخدام نترات الفضة للمعايرة، بينما تُستخدم نترات الحديديك عند استخدام مادة ثيوسيانات البوتاسيوم للمعايرة.
الطرق المستخدمة في معايرات الترسيب
تتنوع طرق المعايرات حسب نوع الدليل المستخدم لتحديد نقطة التكافؤ، ومنها ما يلي:
- طريقة موهر (بالإنجليزية: Mhor’s Method): تعتمد هذه الطريقة على تكوين راسب بلون مميز عند نقطة التكافؤ، حيث يستخدم أيون الكرومات كدليل. تعد نقطة التكافؤ معروفة عندما يظهر راسب كرومات الفضة ذو اللون البرتقالي المحمر. تستخدم طريقة موهر لتحديد أيونات الكلوريد أو البروميد عبر معايرته بمحلول قياسي من نترات الفضة.
- طريقة فاجان (بالإنجليزية: Fajan’s Method): تعتمد هذه الطريقة على الادمصاص الذي يحدث أثناء المعايرة عند نقطة التكافؤ تحت ظروف معينة، وبذلك فإن ظهور اللون على سطح الراسب أو اختفاءه يدل على نقطة التكافؤ.
- طريقة فولهارد (بالإنجليزية: Volhard Method): في هذه الطريقة، يُستخدم أيون الحديد الثلاثي كدليل، مع محلول قياسي من ثيوسيانات البوتاسيوم لمعايرة أيون الفضة، حيث يتكون ثيوسانات الفضة، وهو راسب ذو لون أبيض، وبعد نقطة التكافؤ يتفاعل الزائد من الثيوسانات مع أيون الحديد الثلاثي، مكونًا معقدًا أحمر اللون. تتم المعايرة في وسط حمضي لمنع تميه أيونات الحديد، ويوصى بالرج الشديد والمستمر أثناء المعايرة للحصول على لون ثابت، وإلا فقد تظهر نقطة التكافؤ في وقت مبكر.