الاتحادات الكيمياوية (قوانين -)

الاتحادات الكيمياوية (قوانين -)

تتحد المواد اتحاداً كيمياوياً chemical combination فتتحوّل نتيجة لذلك إلى مواد أخرى جديدة ذات خواص مختلفة، ووجد أن هذه التفاعلات تخضع لسلسلة من القوانين تتعلق بكتل المواد المتفاعلة والناتجة وبحجومها. وتبيَّن فيما بعد أنه يمكن استنتاج هذه القوانين بسهولة من النظرية الذرية. وهذه القوانين هي:

قانون حفظ الكتلة

ويبيِّن أنه لا تخلق المادة ولا تفنى في أثناء التفاعل الكيمياوي، وبعبارة أخرى لا تحدث للكتلة خسارة ولا اكتساب وإنما يمكن تحويل المادة من شكل إلى آخر، وقد استنتج هذا القانون العالم الروسي م.ف.لومونوسف M.V Lomonosov. عام 1756 بعد إجراء الآلاف من التجارب المضنية. إلا أن الكيميائي الفرنسي لافوازيه Antoine Lavoisier [ر] هو الذي أقنع المجتمع العلمي عام 1783 بقبول مفهوم حفظ الكتلة الذي استنتجه، منفرداً، من تجاربه المتعلقة بالعلاقات الكمية بين الأكسجين والزئبق من جهة وبين الأكسيد الناتج من اتحادهما من جهة أخرى. فعند تسخين 100 غرام مثلاً من أكسيد الزئبق، كمادة متفاعلة، ينتج 92.6 غرام من الزئبق و7.4 غرام من الأكسجين، أي إن مجموع كتل المواد المتفاعلة يساوي مجموع كتل المواد الناتجة. إلا أن أوزان المتفاعلات والمنتجات غير متساوية بصورة مطلقة. ففي التفاعل الكيمياوي الناشر للحرارة يتحول قسم ضئيل جداً من المادة إلى طاقة، ويحدث العكس في التفاعل الماص للحرارة إذ إن الكتلة تتحول إلى طاقة وفق علاقة أيْنشتين المشهورة
E = mc2 حيث E هي الطاقة المنتشرة وm نقصان الكتلة وc سرعة الضوء في الخلاء. وفي الواقع فإن التغير الموافق في الكتلة في أمثال هذه التفاعلات غير النووية، وهو من رتبة 10^-8غرام، لا يمكن كشفه بأشد الموازين حساسية، وتفسِّر هذه المعادلة الطاقة الهائلة الناتجة عن نقصان المادة في التفاعلات النووية، فالطاقة الناتجة عن تحوّل مكروغرام (10^-6غرام) من المادة إلى طاقة هي 2.5×10 ⁹حريرة (كالوري).

قانون التركيب الثابت

ويطلق عليه اسم قانون النسب الثابتة أو قانون بروست J.L Proust الذي وضعه عام 1081. وهو يبيِّن أن نسبة كتل العناصر في المركب النقي ثابتة. وبعبارة أخرى، عندما يتعين تركيب مادة نقية، فمن المؤكد معرفة تركيب أية عينة نقية أخرى من هذه المادة نفسها بصرف النظر عن مصدر هذه العينة أو طريقة تحضيرها. فعلى سبيل المثال، يدل تحليل ملح الطعام، كلوريد الصوديوم، النقي على أنه يحوي 39.34 بالمئة وزناً من الصوديوم و60.66 بالمئة من الكلور. أي:

كتلة الصوديوم	=	39.34	=	ثابت
كتلة الكلور		60.66

ويستنتج من ذلك أن العناصر تتحد بنسب كتلية ثابتة لتكوين المركبات الكيمياوية.

وقد بقي قانون النسب الثابتة معمولاً به في القرن الثامن عشر على الرغم من الجدل الحاد الذي أثاره هذا القانون. وكان أكبر معارضيه الفرنسي برتوليه Berthollet [ر] الذي اعتمد على تجارب قام بها غيره في المختبر، وكان يعتقد أن تركيب المركب يتوقف على ظروف تحضيره. وقد دحض بروست أفكار برتوليه معتمداً على أمرين:

1- إن برتوليه لم يستعمل في تجاربه، في أكثر الأحيان، مواد نقية بل استعمل محاليل أو أشابات أو مزائج أخرى.

2- إن النظرية الذرية التي وضعها دَلْتون John Daltin [ر] أيدت نتائج بروست التجريبية. وبقي قانون النسب الثابتة مقبولاً من دون نقاش مدة تزيد على القرن. ولكن من المعروف، في الوقت الحاضر، أن تركيب كثير من المواد الصلبة ليس ثابتاً بل يمكن أن يتغير ضمن مجال ضيق تبعاً لطريقة التحضير: ففي مركب كبريتيد الحديد مثلاً تراوح نسبة الحديد المئوية في التركيب بين 63.5 و60.1 ويعزى نقص الحديد في الجسم الصلب إلى الفراغات الشبكية في البلورات lattice vacancies وللغالبية العظمى من المركبات تركيب محدَّد، ويطلق على هذه المواد اسم الدَلْتونيدات daltonides نسبة إلى دَلْتون، ولبعض المركبات في الحالة الصلبة تركيب غير ثابت نوعاً ما، ولها أهمية خاصة وتدعى بروتوليدات berthollides نسبة إلى برتوليه.

قانون النسب المضاعفة

اكتشفه دَلْتون عام 1803 ويبين أنه عندما يتحد عنصران A وb في ظروف مختلفة لتكوين أكثر من مركب (AB وAB₂ مثلاً) فإن النسبة بين كتل أحد العناصر B التي تتحد مع كتلة ثابتة من العنصر الآخر A هي نسبة عددية بسيطة. فالكربون مثلاً يحترق بوجود زيادة من الأكسجين مكوِّناً غازاً كثيفاً غير سام لا يشتعل noncombustible ويكوّن، بوجود كمية محددة من الأكسجين، غازاً ساماً قابلاً للاشتعال. وتبيّن من تحليل هذين المركبين أن لكل من هذين الغازين تركيباً محدّداً. ففي الغاز الأول الذي يشتعل يتحد غرام واحد من الكربون مع 2.67 غرام من الأكسجين، أما في الغاز الثاني فيتحد غرام واحد من الكربون مع 1.33 غرام من الأكسجين، أي إن نسبة كتلتي الأكسجين الذي يتحد مع الكتلة نفسها من الكربون هي:

2.67	=	2	وهي نسبة بسيطة
1.33		1

وتتحد المعادن metals، كالرصاص والحديد والنحاس مع الأكسجين مكوِّنة أكاسيد مختلفة. يبيِّن الجدول التالي بعضها مع بيان كتلة الأكسجين (مقدرة بالغرام) المتحدة مع 100 غرام من المعدن.

ويلاحظ من الجدول أن النسبة بين كتلتي الأكسجين المتحدتين مع كتلة ثابتة من العنصر المعدني نسبة عددية بسيطة.

قانون الأعداد المتناسبة أو قانون النسب المتكافئة.

وينسب إلى الكيمياوي الألماني رختر Jeremias Benjamin Richter (1762-1807). إذا تفاعلت المادتان A وB (عناصر أو مركبات) إحداهما مع الأخرى وأمكن أن تتفاعل كل منهما مع مادة ثالثة C، فكمية معينة من C ستتفاعل مع كميتين مختلفتين من A وB وتكون نسبة كمية A المتفاعلة مع C إلى كمية B المتفاعلة مع C عدداً ما لا يكون عادة عدداً صحيحاً، ولتكن هذه النسبة ب. ولتكن بَ نسبة كمية A إلى كمية B عندما تتفاعلان مباشرة. فقانون الأعداد المتناسبة أو قانون النسب المتكافئة equivalent proportions يبيّن أن بَ تساوي ب أو أنها مضاعف بسيط لها أو جزء بسيط منها، أي بَ = ع ب، حيث ع عدد بسيط أو هو نسبة عددين صحيحين. فالنتروجين (A) والأكسجين (B) يتحدان مع الهدروجين كل على حدة ويكوِّن أولهما النشادر (NH₃) ويكوِّن الثاني الماء (H₂O). ويتحد غرام واحد من الهيدروجين مع 4.66 غرام من النتروجين لتكوين النشادر، ومع 8.0 غرامات من الأكسجين لتكوين الماء.

فالنسبة ب تساوي	4.66	=	0.583
	8.00

أما النتروجين فيتحد مع الأكسدين ويكوِّن عدة أكاسيد، منها N0 على سبيل المثال، وتكون قيمة بَ وهي نسبة كتلة النتروجين في هذا الناتج إلى كتلة الأكسجين مساوية.

28	=	0.875
32

وينتج وفق قانون الأعداد المتناسبة أن: 0.875 = 0.583ع حيث (ع) عدد صحيح أو نسبة عددين صحيحين، وتكون قيمة (ع) في هذه الحالة:

0.875	=	3
0.583	=	2

أما من أجل مركبات الأكسجين الأخرى مع النتروجين، فتكون قيم (ع) مختلفة ولكنها جمعيها تساوي نسبة عددين صحيحين.

المعدن	الأكاسيد	كتلة الأكسجين (غرام)	النسبة بين كتلتي الأكسجين	تحويل النسبة إلى نسبة أصغر عددين صحيحين
الرصاص Pb	PbO	1.80	1.00	1
الرصاص Pb	PbO₂	3.60	2.00	2
الحديد Fe	FeO	29.6	1.00	2
الحديد Fe	Fe₂O₃	44.2	1.50	3
النحاس Cu	Cu₂O	12.6	0.500	1
النحاس Cu	CuO	25.2	1.00	2

قانون غاي - لوساك Gay - Laussac أو قانون الحجوم المتحدة

وقد وُضع عام 1808، وهو يبين أن حجوم الغازات المتفاعلة أو الناتجة من هذا التفاعل تؤلف فيما بينها نسباً عددية بسيطة، على أن تقاس هذه الحجوم في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط. فعلى سبيل المثال، يتفاعل حجمان من الهدروجين مع حجم واحد من الأكسجين لتكوين الماء، وعندما يتفاعل حجم واحد من H₂ مع حجم واحد من Cl₂ ينتج حجمان من غاز كلوريد الهدروجين HCl ويتفاعل ثلاثة حجوم من الهدروجين مع حجم واحد من النتروجين لتكوين حجمين من غاز النشادر NH₃.

وقد بيَّن هذا القانون بكل وضوح أن الغازات تتبع نظاماً خاصاً في اتحادها أو تفككها. ولم يمكن تفسير هذا السلوك إلا بالفرضية التي وضعها الفيزيائي الإيطالي أفوغدرو [ر] Amadeo Avogadro عام 1811 إذ افترض أن حجوماً متساوية (في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط) تحوي العدد نفسه من الجزيئات، وأن جزيئات العناصر الغازية قد تحوي أكثر من ذرة واحدة. وقد أمكن التأكد من صحة هذه الفرضية بإجراء كثير من التجارب، وتعرف الفرضية اليوم بقانون أفوغدرو الذي أمكن به تفسير تجارب غاي - لوساك.

وبناء على قانون أفوغدرو فإن المول (الجزيء الغرامي ) mole الواحد من أي غاز يشغل الحجم نفسه في ضغط ودرجة حرارة محددين، وهذا الحجم يساوي 22.4 لتر في الظروف المعيارية من الضغط ودرجة الحرارة (ضغط جوي واحد ودرجة حرارة صفر سلسيوس) ويسمى الحجم المولي (الجزيئي).

هيام بيرقدار

مراجع للاستزادة

ـ موفق شخاشيرو، الكيمياء العامة اللاعضوية (منشورات جامعة دمشق،المطبعة الجديدة 1981-1982)

- QUAGLIANO & VALLARINO, Chemistry, 3rd Edition (Prentice- Hall Inc.1969).

- HOLUM BRADY, Fundamentals of Chemistry (John Wiley & Sons Inc 1981).