تكافؤ

التكافؤ عملية كسب الاكترون في فهم الكيمياء على أنه قوة الذرة الخاصة بأى عنصر على الاتحاد مع الذرات الأخرى ويتم قياس ذلك بعدد الإلكترونات التي ستقوم الذرة بإعطائها أوأخذها أومشاركتها لعمل رابطة كيميائية. وهذا راجع لعدد الفراغات الموجودة في غلاف تكافؤ الذرة. كما يتم وصف حالة الذرة بإرقام لاتينية (مونو، باى/داى، تراى، تيترا إلى غير ذلك وذلك للتكافؤ 1 ، 2 ، ثلاثة ، 4) فمثلا عنصر المجموعة الرئيسي الذيقد يكون فلز له تكافؤ 1, وهذا يساوى عدد اللإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ للذرة. الفلزات الانتنطقية غالبا ماقد يكون لها أكثر من تكافؤ (راجع القائمة بالأسفل) مع سيادة التكافؤ الأصغر في أغلب الأحوال.

ولا يستخدم مصطلح التكافؤ بكثرة هذه الأيام (حتى حتى بعض الخط لا تذكره من الأصل) حيث ان المصطلح الأكثر دقة هوحالة التأكسد ويفضل استخدامه. وللمركبات الأيونية البسيطة تكون حالة التأكسد للفزات مساوية لتكافئها. وعموما فإنه للمركبات التساهمية التي تتضمن اللا فلزات غالبا ماقد يكون هناك فرق.

وحيد التكافؤ

يتم استخدام المصطلح وحيد التكافؤ أوأحادى التكافؤ لوصف الذرات التي لها إلكترون تكافؤ وحيد، أى تكافؤها يساوي 1. وتلك هي ذرات لها إلكترون واحد في مدارها الخارجي. أمثلة على ذلك الهيدروجين ، والليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم (لاحظ الترتيب في الجدول الدوري للعناصر، جميع تلك العناصر تتبع المجموعة الأولى (العمود 1)). كل العناصر في المجموعة الأولى (المجموعة IA) مثال لهذا فمثلا الهيدروجين والصوديوم. وهذه العناصر تكون نشطة ويندر حتى تكون في الطبيعة بشكل منفرد، بل تتحد بربط الإلكترون الموجود في المدار العلوي مع أنيون عنصر آخر أوجزيئ. مثال على ذلك ملح الطعام NaCl (كلوريد الصوديوم).

تكافؤ العناصر بالنسبة إلى الهيدروجين

تتبع عناصر المجموعات الأساسية من I إلى VII نظامين للتكافؤ :

التكافؤ الذي يساوي رقم المجموعة.
التكافؤ الذي يساوي الفرق بينثمانية ورقم المجموعة.

وغالبا حتى يتخذ التكافؤ التكافؤ الأصغر في حالة وجود عدة إمكانيات. ولا تعامل عناصر المجموعة الأساسية VIII ، حيث أنها الغازات الخاملة ولا تتفاعل مع عناصر أخرى.

ثنائي التكافؤ

بناء على القاعدة السابقة سنأخذ مثال جزيئ الماء:

I, تكافؤ الهيدروجين حيث حتى الهيدروجين في المجموعة الأولى.
تكافؤ الأكسجين:
VIII − VI = II, حيث حتى الأكسجين ينتمي إلى المجموعة VI.
أي حتى ذرتين من الهيدروجين تتحدان مع ذرة من الأكسجين ويتكون جزيئ الماء

{\displaystyle \mathrm {H_{2 O\

.

وبالتالي يتفاعل 2 مول من الهيدروجين مع 1 مول من الأكسجين ويكوّنا 1 مول ماء.

هذا معناه حتى 2. 2 جرام هيدروجين (غاز) يتحدوا مع 2. 16 جرام أكسجين فيتكون 18 جرام ماء. 1 مولماء = 18 جرام.

بناء على ذلك تكون عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري وكذلك عناصر المجموعةستة ثنائية التكافؤ.

تكافؤ عناصر المجموعة الثانوية

سيمثل التكافؤ بالأعداد الرومانية في الأمثلة الآتية:

أكسيد النحاس(I) أوأكسيد النحاس : Cu₂O
أكسيد الحديد(III) أوأكسيد الحديد (ثلاثي التكافؤ) : Fe₂O₃
أكسيد السيريوم (رباعي التكافؤ) : CeO₂ (أوثاني أكسيد السيريوم) وهويذكرنا ب ثاني أكسيد الكربون CO₂.

حساب التكافؤ في المركبات الكيميائية

مركب عنصرين

لتعيين تكافؤ مركب يتكون من عنصرين نقوم بحساب تكافؤ جميع من العنصرين وكذلك المضاعف المشهجر الأصغر. وبعد الحصول على تلك القيمتين يمكننا تعيين عدد ذرات جميع عنصر في جزيئ المركب وذلك بقسمة المضاعف المشهجر الأصغر على تكافؤ كلا من العنصرين. يرمز للمضاعف المشهجر الأصغر بالرمز الإنجليزي LCM اختصارا Least Common Multiple.

مثال 1 : حساب الصيغة الكيميائية ل أكسيد الألمونيوم

تكافؤ الألمونيوم :
III, حيث أنه في المجموعة III;.
تكافؤ الأكسجين :
VIII − VI = II, حيث أنه من المجموعة VI.
المضاعف المشهجر الأصغر LCM:
${\displaystyle 3\cdot 2=6$ .
عدد ذرات الأكسجين في الجزيئ:
${\displaystyle {\frac {LCM {{\text{valence _{\rm {oxygen ={\frac {6 {2 =3$ .
عدد ذرات الألمونيوم في الجزيئ :
${\displaystyle {\frac {LCM {{\text{valence _{\rm {Aluminium ={\frac {6 {3 =2$ .
الصيغة الكيميائية :
${\displaystyle \mathrm {Al_{2 O_{3 \$ .

مثال 2 : حساب الصيغة الكيميائية ل الأمونيا

تكافؤ النيتروجين:
VIII − V = III,حيث أنه ينتمي إلى المجموعة V.
تكافؤ الهيدروجين:
I, حيث أنه ينتمي إلى المجموعة I.
المضاعف المشهجر الأصغر LCM:
${\displaystyle 3\cdot 1=3$ .
عدد ذرات الهيدروجين في الجزيئ:
${\displaystyle {\frac {LCM {{\text{valence _{\rm {hydrogen ={\frac {3 {1 =3$ .
عدد ذرات النيتروجين في الجزيئ :
${\displaystyle {\frac {LCM {{\text{valence _{\rm {nitrogen ={\frac {3 {3 =1$ .
الصيغة الكيميائية للجزيئ:

${\displaystyle \mathrm {N_{1 H_{3 \$ ,

ونظرا لأننا لا نخط الواحد في الصيغة بجانب N تصبح الصيغة للأمونيا :

${\displaystyle \mathrm {NH_{3 \$ .

مراجع

^ Partington, J.R. (1989). A Short History of Chemistry. Dover Publications, Inc. ISBN .
^ Frankland, E. (1870). (الطبعة 2d). J. Van Voorst. صفحة 21. مؤرشف من الأصل فيخمسة فبراير 2020.
^ valence نسخة محفوظة 19 يناير 2017 على مسقط واي باك مشين.