التفاعلية (الكيمياء)

في الكيمياء ، التفاعلية هي الدافع الذي يجعل المادة الكيميائية تخضع لتفاعل كيميائي ، سواء بمفردها أو مع مواد أخرى، مع إطلاق إجمالي للطاقة . ^{[ 1 ]}

يشير التفاعل إلى:

• التفاعلات الكيميائية لمادة واحدة،
• التفاعلات الكيميائية بين مادتين أو أكثر تتفاعل مع بعضها البعض،
• الدراسة المنهجية لمجموعات التفاعلات من هذين النوعين،
• منهجية تُطبق على دراسة تفاعلية المواد الكيميائية بجميع أنواعها،
• الأساليب التجريبية المستخدمة لمراقبة هذه العمليات، و
• نظريات للتنبؤ بهذه العمليات وتفسيرها.

يشمل التفاعل الكيميائي لمادة واحدة (متفاعل) سلوكها الذي تقوم به بما يلي:

• يتحلل،
• تُشكّل مواد جديدة عن طريق إضافة ذرات من متفاعل آخر أو متفاعلات أخرى، و
• يتفاعل مع اثنين أو أكثر من المواد المتفاعلة الأخرى لتكوين اثنين أو أكثر من المنتجات.

يمكن أن تشير الفعالية الكيميائية لمادة ما إلى مجموعة متنوعة من الظروف (الشروط التي تشمل درجة الحرارة والضغط ووجود المحفزات) التي تتفاعل فيها، بالإضافة إلى:

• مجموعة متنوعة من المواد التي يتفاعل معها،
• نقطة اتزان التفاعل (أي مدى تفاعل جميع مكوناته)، و
• معدل التفاعل.

يرتبط مصطلح التفاعلية بمفاهيم الاستقرار الكيميائي والتوافق الكيميائي .

يُعدّ مفهوم "التفاعلية" مفهومًا غامضًا نوعًا ما في الكيمياء. فهو يشمل عوامل ديناميكية حرارية وعوامل حركية (أي ما إذا كانت المادة تتفاعل أم لا، وسرعة تفاعلها). في الواقع، يختلف هذان العاملان، وكلاهما يعتمد عادةً على درجة الحرارة. على سبيل المثال، يُقال عادةً إن تفاعلية الفلزات القلوية ( الصوديوم ، البوتاسيوم ، إلخ) تزداد كلما اتجهنا لأسفل المجموعة في الجدول الدوري، أو أن تفاعلية الهيدروجين تتجلى في تفاعله مع الأكسجين. في الحقيقة، لا يعتمد معدل تفاعل الفلزات القلوية (كما يتضح من تفاعلها مع الماء مثلاً) على موقعها داخل المجموعة فحسب، بل يعتمد أيضًا على حجم جسيماتها. لا يتفاعل الهيدروجين مع الأكسجين - على الرغم من أن ثابت الاتزان كبير جدًا - إلا إذا بدأ اللهب التفاعل الجذري، مما يؤدي إلى انفجار.

يؤدي حصر مصطلح "التفاعلية" في الإشارة إلى معدلات التفاعل إلى رؤية أكثر اتساقًا. تشير التفاعلية إذًا إلى معدل ميل المادة الكيميائية إلى الخضوع لتفاعل كيميائي مع مرور الوقت. في المركبات النقية ، تُنظَّم التفاعلية بواسطة الخصائص الفيزيائية للعينة. على سبيل المثال، يؤدي طحن العينة لزيادة مساحة سطحها النوعية إلى زيادة تفاعليتها. في المركبات غير النقية، تتأثر التفاعلية أيضًا بوجود الشوائب. في المركبات البلورية ، يمكن أن يؤثر الشكل البلوري أيضًا على التفاعلية. مع ذلك، في جميع الحالات، تُعزى التفاعلية في المقام الأول إلى الخصائص دون الذرية للمركب.

على الرغم من شيوع عبارة "المادة س نشطة كيميائياً"، إلا أن كل مادة تتفاعل مع مجموعة خاصة بها من الكواشف. فعلى سبيل المثال، تشير عبارة "معدن الصوديوم نشط كيميائياً" إلى أن الصوديوم يتفاعل مع العديد من الكواشف الشائعة (بما في ذلك الأكسجين النقي، والكلور، وحمض الهيدروكلوريك ، والماء)، سواء في درجة حرارة الغرفة أو عند استخدام موقد بنسن .

لا ينبغي الخلط بين مفهوم الاستقرار والتفاعلية. فعلى سبيل المثال، ينبعث الضوء تلقائيًا من جزيء معزول في حالة إثارة إلكترونية لجزيء الأكسجين بعد فترة زمنية محددة إحصائيًا. ^{[ 2 ]} يُعد عمر النصف لهذا النوع مظهرًا آخر من مظاهر استقراره، ولكن لا يمكن التأكد من تفاعليته إلا من خلال تفاعلاته مع أنواع أخرى.

يمكن تفسير المعنى الثاني للتفاعلية (أي ما إذا كانت المادة تتفاعل أم لا) على المستوى الذري والجزيئي باستخدام نظرية الرابطة التكافؤية الأقدم والأبسط، وكذلك نظرية المدارات الذرية والجزيئية. من الناحية الديناميكية الحرارية، يحدث التفاعل الكيميائي لأن النواتج (كمجموعة) تكون عند طاقة حرة أقل من المتفاعلات؛ وتُسمى حالة الطاقة الأقل بـ "الحالة الأكثر استقرارًا". يوفر علم الكيمياء الكمية فهمًا أعمق وأدق لسبب حدوث ذلك. عمومًا، توجد الإلكترونات في مدارات ناتجة عن حل معادلة شرودنغر لحالات محددة.

مع تساوي جميع الأشياء (قيم الأعداد الكمية n و m _l )، يكون ترتيب استقرار الإلكترونات في النظام من الأقل إلى الأكبر هو؛

• غير مزدوج، وبدون إلكترونات أخرى في مدارات مماثلة،
• غير مزدوج، وجميع المدارات المتدهورة نصف ممتلئة،
• (والأكثر استقرارًا هو) مجموعة مدارات ممتلئة.

لتحقيق أحد مستويات الاستقرار هذه، تتفاعل ذرة مع ذرة أخرى لتحقيق الاستقرار لكلتيهما. على سبيل المثال، تحتوي ذرة الهيدروجين المنفردة على إلكترون واحد في مدارها 1s. وتصبح أكثر استقرارًا بشكل ملحوظ (بمقدار يصل إلى 100 كيلوكالوري لكل مول ، أو 420 كيلوجول لكل مول ) عند تفاعلها لتكوين جزيء الهيدروجين (H₂ ₎ .

لهذا السبب تحديدًا، يُكوّن الكربون دائمًا أربع روابط تقريبًا. توزيع تكافؤه في الحالة الأرضية هو ^2s² 2p² ، ^أي نصف ممتلئ. مع ذلك، فإن طاقة التنشيط اللازمة للانتقال من مدارات p نصف الممتلئة إلى مدارات p الممتلئة تمامًا ضئيلة للغاية، ولذلك يُكوّن الكربون هذه الروابط بشكل فوري تقريبًا. في الوقت نفسه، تُطلق هذه العملية كمية كبيرة من الطاقة ( طاردة للحرارة ). يُطلق على هذا التوزيع الرباعي للروابط المتساوية اسم التهجين ^sp³ .

تُفسّر الفقرات الثلاث السابقة، وإن كان ذلك بشكل عام، تفاعلات بعض الأنواع الشائعة، ولا سيما الذرات. ومن بين الطرق المُعمّمة لما سبق نموذج إجهاد التنشيط ^{[ 3 ] [ 4 ] [ 5 ]} للتفاعلية الكيميائية، والذي يُقدّم علاقة سببية بين صلابة المواد المتفاعلة وبنيتها الإلكترونية، وارتفاع حاجز التفاعل.

معدل أي تفاعل معين:

${\displaystyle {\ce {المتفاعلات -> النواتج}}}$

يخضع لقانون المعدلات :

${\displaystyle {\text{المعدل}}=k\cdot [{\ce {A}}]}$

حيث يُمثل المعدل التغير في التركيز المولي خلال ثانية واحدة في الخطوة المحددة لمعدل التفاعل (الخطوة الأبطأ)، و [A] هو حاصل ضرب التركيز المولي لجميع المتفاعلات مرفوعًا إلى الرتبة الصحيحة (المعروفة برتبة التفاعل)، و k هو ثابت التفاعل، وهو ثابت لمجموعة معينة من الظروف (عادةً درجة الحرارة والضغط) ولا يعتمد على التركيز. تتناسب فعالية المركب طرديًا مع كل من قيمة k ومعدل التفاعل. على سبيل المثال، إذا

${\displaystyle {\ce {A + B -> C + D}}}$،

ثم

${\displaystyle {\text{Rate}}=k\cdot [{\ce {A}}]^{n}\cdot [{\ce {B}}]^{m}}$

حيث n هي رتبة تفاعل A ، و m هي رتبة تفاعل B ، و n + m هي رتبة تفاعل التفاعل الكامل، و k هو ثابت التفاعل.

• النشاط الديناميكي الحراري
• التحفيز
• سلسلة التفاعلية
• حركية ميكايليس-مينتين
• الكيمياء العضوية
• الحركية الكيميائية
• نظرية الحالة الانتقالية
• نظرية ماركوس
• معادلة كلوبمان-سالم