ما هي العناصر التي لها تكافؤ ثابت. التكافؤ

التكافؤ(فالنتيا اللاتينية - القوة) قدرة الذرة على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات أو مجموعات الذرات الأخرى.

لعقود عديدة، كان مفهوم التكافؤ أحد المفاهيم الأساسية والأساسية في الكيمياء. يجب على جميع طلاب الكيمياء أن يصادفوا هذا المفهوم. في البداية بدا لهم الأمر بسيطًا جدًا ولا لبس فيه: الهيدروجين أحادي التكافؤ، والأكسجين ثنائي التكافؤ، وما إلى ذلك. يقول أحد كتيبات المتقدمين ما يلي: "التكافؤ هو الكمية الروابط الكيميائيةتتكون من ذرة في مركب." ولكن ما هو إذن، وفقًا لهذا التعريف، تكافؤ الكربون في كربيد الحديد Fe 3 C، في كربونيل الحديد Fe 2 (CO) 9، في الأملاح المعروفة منذ زمن طويل K 3 Fe(CN) 6 وK 4 Fe( CN) 6؟ وحتى في كلوريد الصوديوم، ترتبط كل ذرة في بلورة NaCl بست ذرات أخرى! الكثير من التعريفات، حتى تلك المطبوعة في الكتب المدرسية، يجب أن تطبق بعناية فائقة.

في المنشورات الحديثةيمكنك العثور على تعريفات مختلفة، وغير متسقة في كثير من الأحيان. على سبيل المثال، هذا: "التكافؤ هو قدرة الذرات على تكوين عدد معين الروابط التساهمية" هذا التعريف واضح لا لبس فيه، ولكنه ينطبق فقط على المركبات ذات الروابط التساهمية. يتم تحديد تكافؤ الذرة من خلال العدد الإجمالي للإلكترونات المشاركة في تكوين الرابطة الكيميائية؛ وعدد أزواج الإلكترونات التي ترتبط بها ذرة معينة بالذرات الأخرى؛ وعدد إلكتروناتها غير المتزاوجة المشاركة في تكوين أزواج الإلكترونات المشتركة. هناك تعريف آخر متكرر للتكافؤ على أنه عدد الروابط الكيميائية التي ترتبط بها ذرة معينة بذرات أخرى، مما يسبب أيضًا صعوبات، لأنه ليس من الممكن دائمًا تحديد ماهية الرابطة الكيميائية بوضوح. بعد كل شيء، ليست كل المركبات لها روابط كيميائية تتكون من أزواج من الإلكترونات. وأبسط مثال على ذلك هو البلورات الأيونية، مثل كلوريد الصوديوم؛ وفيه تشكل كل ذرة صوديوم رابطة (أيونية) مع ست ذرات كلور، والعكس صحيح. هل ينبغي اعتبار الروابط الهيدروجينية روابط كيميائية (على سبيل المثال، في جزيئات الماء)؟

السؤال الذي يطرح نفسه هو ما الذي يمكن أن يساويه تكافؤ ذرة النيتروجين وفقًا لتعريفاتها المختلفة. إذا تم تحديد التكافؤ من خلال العدد الإجمالي للإلكترونات المشاركة في تكوين روابط كيميائية مع ذرات أخرى، فيجب اعتبار الحد الأقصى لتكافؤ ذرة النيتروجين مساويا لخمسة، حيث يمكن لذرة النيتروجين استخدام جميع إلكتروناتها الخارجية الخمسة - اثنان إلكترونات s وثلاثة إلكترونات p - عند تكوين روابط كيميائية. إذا تم تحديد التكافؤ بعدد أزواج الإلكترونات التي ترتبط بها ذرة معينة بأخرى، ففي هذه الحالة يكون الحد الأقصى لتكافؤ ذرة النيتروجين هو أربعة. في هذه الحالة، تشكل ثلاثة إلكترونات p ثلاث روابط تساهمية مع ذرات أخرى، وتتشكل رابطة أخرى بسبب إلكترونين 2s من النيتروجين. ومن الأمثلة على ذلك تفاعل الأمونيا مع الأحماض لتكوين كاتيون الأمونيوم، وأخيرًا، إذا تم تحديد التكافؤ فقط من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الذرة، فإن تكافؤ النيتروجين لا يمكن أن يكون أكثر من ثلاثة، لأن ذرة N لا يمكن أن تحتوي على أكثر من ذلك. أكثر من ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة (لا يمكن أن يحدث إثارة الإلكترون 2s إلا عند المستوى n = 3، وهو أمر غير مواتٍ للغاية من حيث الطاقة). وهكذا، في الهاليدات، يشكل النيتروجين ثلاث روابط تساهمية فقط، ولا توجد مركبات مثل NF 5 أو NCl 5 أو NBr 5 (على عكس PF 3 وPCl 3 وPBr 3) المستقرة تمامًا. لكن إذا نقلت ذرة النيتروجين أحد إلكتروناتها 2s إلى ذرة أخرى، فإن كاتيون N+ الناتج سيكون له أربعة إلكترونات غير متزاوجة، وسيكون تكافؤ هذا الكاتيون أربعة. ويحدث هذا، على سبيل المثال، في الجزيء حمض النيتريك. وبالتالي، فإن التعريفات المختلفة للتكافؤ تؤدي إلى نتائج مختلفةحتى في حالة الجزيئات البسيطة.

أي من هذه التعريفات "صحيح" وهل من الممكن حتى إعطاء تعريف لا لبس فيه للتكافؤ؟ للإجابة على هذه الأسئلة، من المفيد القيام برحلة إلى الماضي والنظر في كيفية تغير مفهوم "التكافؤ" مع تطور الكيمياء.

تم التعبير عن فكرة تكافؤ العناصر (التي لم يتم الاعتراف بها في ذلك الوقت) لأول مرة في منتصف القرن التاسع عشر. الكيميائي الإنجليزي إي. فرانكلاند: تحدث عن "قدرة تشبع" معينة للمعادن والأكسجين. بعد ذلك، بدأ فهم التكافؤ على أنه قدرة الذرة على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات (أو مجموعات الذرات) الأخرى لتشكيل رابطة كيميائية. أحد مبدعي النظرية التركيب الكيميائيكتب فريدريش أوغست كيكولي: "التكافؤ هو خاصية أساسية للذرة، خاصية ثابتة وغير قابلة للتغيير مثل الوزن الذري نفسه." اعتبر كيكولي تكافؤ العنصر قيمة ثابتة. بحلول نهاية خمسينيات القرن التاسع عشر، اعتقد معظم الكيميائيين أن التكافؤ (الذي كان يُسمى آنذاك "الذرية") للكربون كان 4، وتكافؤ الأكسجين والكبريت كان 2، والهالوجينات 1. وفي عام 1868، اقترح الكيميائي الألماني كيه جي فيشلهاوس استخدام مصطلح "الذرية" بدلا من "التكافؤ" (في اللاتينية فالنتيا - القوة). ومع ذلك، لفترة طويلة لم يتم استخدامها تقريبًا، على الأقل في روسيا (بدلاً من ذلك تحدثوا، على سبيل المثال، عن "وحدات التقارب"، و"عدد المكافئات"، و"عدد الأسهم"، وما إلى ذلك). ومن المهم أن في القاموس الموسوعيبروكهاوس وإيفرون(تمت مراجعة جميع المقالات المتعلقة بالكيمياء في هذه الموسوعة تقريبًا وتحريرها وكتابتها غالبًا بواسطة D. I. Mendeleev) لا توجد مقالة عن "التكافؤ" على الإطلاق. ولم يتم العثور عليه في أعمال مندليف الكلاسيكية أيضًا. أساسيات الكيمياء(يذكر أحيانًا فقط مفهوم "الذرية"، دون الخوض فيه بالتفصيل ودون إعطائه تعريفًا لا لبس فيه).

ومن أجل توضيح الصعوبات التي رافقت مفهوم "التكافؤ" منذ البداية، فمن المناسب أن نستشهد بما كان شائعا في بداية القرن العشرين. في العديد من البلدان، بسبب الموهبة التربوية العظيمة للمؤلف، الكتاب المدرسي للكيميائي الأمريكي ألكسندر سميث، الذي نشره في عام 1917 (بالترجمة الروسية - في 1911 و1916 و1931): "لم يتلق أي مفهوم في الكيمياء الكثير تعريفات غير واضحة وغير دقيقة كمفهوم التكافؤ " ومزيد من ذلك في القسم بعض الشذوذات في وجهات النظر حول التكافؤالمؤلف يكتب:

"عندما تم بناء مفهوم التكافؤ لأول مرة، كان يعتقد - بشكل خاطئ تمامًا - أن كل عنصر له تكافؤ واحد. لذلك، عند النظر في أزواج من المركبات مثل CuCl وCuCl 2، أو... FeCl 2 وFeCl 3، انطلقنا من افتراض أن النحاس دائماًفهو ثنائي التكافؤ، والحديد ثلاثي التكافؤ، وعلى هذا الأساس حرفوا الصيغ حتى تناسبهم على هذا الافتراض. وهكذا تمت كتابة صيغة أحادي كلوريد النحاس (وغالبا ما تكتب حتى يومنا هذا) على النحو التالي: Cu 2 Cl 2. في هذه الحالة، صيغ مركبي كلوريد النحاس في التمثيل الرسومياحصل على النموذج: Cl–Cu–Cu–Cl وCl–Cu–Cl. وفي كلتا الحالتين، تحتوي كل ذرة نحاس (على الورق) على وحدتين، وبالتالي فهي ثنائية التكافؤ (على الورق). وبالمثل... فإن مضاعفة الصيغة FeCl 2 أعطت Cl 2 >Fe–Fe 2، مما سمح لنا باعتبار... الحديد ثلاثي التكافؤ. ومن ثم يتوصل سميث إلى استنتاج مهم جدًا وذو صلة في جميع الأوقات: "إنه أمر مثير للاشمئزاز تمامًا الطريقة العلمية- اختلاق حقائق أو تشويهها لدعم اعتقاد هو نتيجة مجرد تخمين لا يعتمد على الخبرة. ومع ذلك، فإن تاريخ العلم يظهر أن مثل هذه الأخطاء غالبًا ما يتم ملاحظتها.

تم تقديم مراجعة لأفكار بداية القرن حول التكافؤ في عام 1912 من قبل الكيميائي الروسي L.A. Chugaev، الذي حصل على اعتراف عالمي لعمله في الكيمياء مركبات معقدة. أظهر Chugaev بوضوح الصعوبات المرتبطة بتعريف وتطبيق مفهوم التكافؤ:

"التكافؤ هو مصطلح يستخدم في الكيمياء بنفس معنى "الذرة" للإشارة إلى الحد الأقصى لعدد ذرات الهيدروجين (أو الذرات أحادية الذرة الأخرى أو الجذور الأحادية الذرة) التي يمكن أن تكون ذرة عنصر معين على اتصال مباشر (أو التي قادر على الاستبدال). غالبًا ما تُستخدم كلمة التكافؤ أيضًا بمعنى وحدة التكافؤ، أو وحدة الألفة. ومن ثم، يقولون إن الأكسجين يحتوي على اثنين، والنيتروجين ثلاثة، وما إلى ذلك. تم استخدام كلمتي التكافؤ و"الذرية" سابقًا دون أي تمييز، ولكن نظرًا لأن المفاهيم التي عبرت عنها فقدت بساطتها الأصلية وأصبحت أكثر تعقيدًا، في عدد من الحالات بقيت كلمة التكافؤ فقط قيد الاستخدام... بدأ مفهوم التكافؤ بالاعتراف بأن التكافؤ هو كمية متغيرة... وبمعنى المادة يتم التعبير عنه دائمًا كعدد صحيح.

عرف الكيميائيون أن العديد من المعادن لها تكافؤ متغير، وكان عليهم أن يتحدثوا، على سبيل المثال، عن الكروم ثنائي التكافؤ وثلاثي التكافؤ وسداسي التكافؤ. قال تشوجيف أنه حتى في حالة الكربون، كان من الضروري إدراك احتمال أن يكون تكافؤه مختلفًا عن 4، وأن ثاني أكسيد الكربون ليس الاستثناء الوحيد: "من المحتمل جدًا أن يكون الكربون ثنائي التكافؤ موجودًا في الكاربيلامينات CH 3 -N = C، في حمض الفلمينات وأملاحه C=NOH، C=NOMe، وما إلى ذلك. نحن نعلم أن الكربون الثلاثي الذرات موجود أيضًا..." أثناء مناقشة نظرية الكيميائي الألماني آي. ثيل حول "التكافؤ الجزئي" أو الجزئي، تحدث تشوغايف عنها على أنها "إحدى المحاولات الأولى لتوسيع المفهوم الكلاسيكي للتكافؤ وتوسيع نطاقه ليشمل الحالات التي لا يمكن تطبيقه عليها. إذا وصل ثيل إلى ضرورة… السماح بـ”تجزئة” وحدات التكافؤ، فإن هناك سلسلة كاملة من الحقائق التي تجبرنا، بمعنى آخر، على استخلاص مفهوم التكافؤ من الإطار الضيق الذي فيه تم احتواؤه في الأصل. لقد رأينا أن دراسة أبسط المركبات (معظمها ثنائية...) التي تتكون من عناصر كيميائية لكل من هذه الأخيرة تجبرنا على افتراض قيم معينة، صغيرة دائمًا، وبالطبع، كاملة لتكافؤها. هذه القيم، بشكل عام، قليلة جدًا (العناصر التي تظهر أكثر من ثلاثة تكافؤات مختلفة نادرة)... ومع ذلك، تظهر التجربة أنه عندما يجب اعتبار جميع وحدات التكافؤ المذكورة أعلاه مشبعة، فإن قدرة الجزيئات الناتجة على المزيد الإضافة لم تصل بعد إلى الحد الأقصى. وهكذا تضاف الأملاح المعدنية إلى الماء والأمونيا والأمونيا... لتشكل هيدرات مختلفة والأمونيا... إلخ. مركبات معقدة...نصنفها الآن على أنها معقدة. إن وجود مثل هذه المركبات التي لا تتناسب مع إطار أبسط فكرة عن التكافؤ يتطلب بطبيعة الحال توسيعها وإدخال فرضيات إضافية. إحدى هذه الفرضيات، التي اقترحها A. Werner، هي أنه إلى جانب وحدات التكافؤ الرئيسية أو الأساسية، هناك أيضًا وحدات ثانوية أخرى. وعادة ما يشار إلى الأخير بخط منقط.

في الواقع، ما هو التكافؤ، على سبيل المثال، الذي ينبغي تعيينه لذرة الكوبالت في كلوريدها، والتي أضافت ستة جزيئات من الأمونيا لتكوين المركب CoCl 3 · 6NH 3 (أو، وهو نفس الشيء، Co(NH 3) 6 Cl 3) ؟ وفيه تتحد ذرة الكوبالت مع تسع ذرات من الكلور والنيتروجين في وقت واحد! كتب دي آي مينديليف بهذه المناسبة عن "قوى التقارب المتبقية" التي لم تتم دراستها كثيرًا. والكيميائي السويسري أ. فيرنر، الذي خلق نظرية المركبات المعقدة، قدم مفاهيم التكافؤ الرئيسي (الأساسي) والتكافؤ الثانوي (الثانوي) (في الكيمياء الحديثةتتوافق هذه المفاهيم مع حالة الأكسدة ورقم التنسيق). يمكن أن يكون كلا التكافؤين متغيرين، وفي بعض الحالات يكون من الصعب جدًا أو حتى من المستحيل التمييز بينهما.

بعد ذلك، يتطرق تشوجاييف إلى نظرية التكافؤ الكهربي لـ R. Abegg، والتي يمكن أن تكون إيجابية (في مركبات الأكسجين الأعلى) أو سلبية (في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين). علاوة على ذلك، فإن مجموع أعلى تكافؤات عناصر الأكسجين والهيدروجين للمجموعات من الرابع إلى السابع يساوي 8. ولا يزال العرض التقديمي في العديد من كتب الكيمياء المدرسية يعتمد على هذه النظرية. في الختام، يذكر Chugaev المركبات الكيميائية التي لا ينطبق عليها مفهوم التكافؤ عمليا - المركبات بين المعادن، والتي غالبا ما يتم التعبير عن تكوينها من خلال صيغ غريبة للغاية، تذكرنا قليلا بقيم التكافؤ العادية. وهي على سبيل المثال المركبات التالية: NaCd 5، NaZn 12، FeZn 7، إلخ."

أشار كيميائي روسي مشهور آخر، أ.أ. كابلوكوف، إلى بعض الصعوبات في تحديد التكافؤ في كتابه المدرسي البدايات الأساسية الكيمياء غير العضوية ، نشر عام 1929. أما بالنسبة لرقم التنسيق، فلنقتبس (بالترجمة الروسية) كتابًا دراسيًا نشر في برلين عام 1933 لأحد المبدعين النظرية الحديثةحلول الكيميائي الدنماركي نيلز بيروم:

"لا تعطي أرقام التكافؤ العادية أي فكرة عن الخصائص المميزة التي تظهرها العديد من الذرات في العديد من المركبات المعقدة. لشرح قدرة الذرات أو الأيونات على تكوين مركبات معقدة، تم إدخال سلسلة خاصة جديدة من الأرقام للذرات والأيونات، تختلف عن أرقام التكافؤ المعتادة. في أيونات الفضة المعقدة... مباشرة مع الذرة المركزيةالمعدن متصل في معظم الأحيان اثنينذرة أو مجموعتين من الذرات، على سبيل المثال Ag(NH 3) 2 +، Ag(CN) 2 –، Ag(S 2 O 3) 2 –... لوصف هذه الرابطة، المفهوم رقم التنسيقوقم بتعيين رقم تنسيق 2 لأيونات Ag + كما يتبين من الأمثلة الواردة، المجموعات المرتبطة بها الذرة المركزية، يمكن أن تكون جزيئات متعادلة (NH 3) وأيونات (CN –، S 2 O 3 –). أيون النحاس ثنائي التكافؤ Cu ++ وأيون الذهب ثلاثي التكافؤ Au +++ لهما في معظم الحالات رقم تنسيق 4. رقم التنسيق للذرة، بالطبع، لا يشير بعد إلى نوع الرابطة الموجودة بين الذرة المركزية و ذرات أو مجموعات ذرات أخرى مرتبطة بها؛ ولكن تبين أنها أداة ممتازة لعلم منهجيات المركبات المعقدة.»

جداً أمثلة توضيحيةيعطي أ. سميث "الخصائص الخاصة" للمركبات المعقدة في كتابه المدرسي:

"ضع في اعتبارك مركبات البلاتين "الجزيئية" التالية: PtCl 4 · 2NH 3، PtCl 4 · 4NH 3، PtCl 4 · 6NH 3 وPtCl 4 · 2KCl. وتكشف دراسة أقرب لهذه المركبات عن عدد من الميزات الرائعة. المركب الأول في المحلول لا ينقسم عمليا إلى أيونات. الموصلية الكهربائية لحلولها منخفضة للغاية. نترات الفضة لا تنتج معها راسب AgCl . قبل فيرنر أن ذرات الكلور مرتبطة بذرة البلاتين بواسطة التكافؤ العادي؛ أطلق عليها فيرنر اسم الجزيئات الرئيسية، وترتبط جزيئات الأمونيا بذرة البلاتين عن طريق تكافؤات ثانوية إضافية. هذا المركب، بحسب فيرنر، له البنية التالية:

تشير الأقواس الكبيرة إلى سلامة مجموعة الذرات، وهو مركب لا يتفكك عند إذابة المركب.

المركب الثاني له خصائص مختلفة عن الأول؛ هذا هو المنحل بالكهرباء، والتوصيل الكهربائي لحلوله هو نفس ترتيب التوصيل الكهربائي لمحاليل الأملاح التي تتحلل إلى ثلاثة أيونات (K 2 SO 4، BaCl 2، MgCl 2)؛ نترات الفضة تترسب ذرتين من أصل أربع ذرات. وفقًا لفيرنر، هذا مركب ذو البنية التالية: 2– + 2Cl–. لدينا هنا أيون معقد؛ ذرات الكلور الموجودة فيه لا تترسب بواسطة نترات الفضة، ويشكل هذا المعقد كرة داخلية من الذرات حول النواة - ذرة Pt. وفي المركب، تشكل ذرات الكلور التي تنقسم على شكل أيونات المجال الخارجي للذرات، ولهذا نكتبها خارج الأقواس الكبيرة. إذا افترضنا أن حزب العمال له أربعة تكافؤات رئيسية، فسيتم استخدام اثنتين فقط في هذا المجمع، بينما يتم الاحتفاظ بالاثنتين الأخريين بواسطة ذرتي الكلور الخارجيتين. في المركب الأول، يتم استخدام جميع التكافؤات الأربعة للبلاتين في المجمع نفسه، ونتيجة لذلك فإن هذا المركب ليس إلكتروليتًا.

في المركب الثالث، يتم ترسيب ذرات الكلور الأربع بواسطة نترات الفضة؛ فالتوصيل الكهربائي العالي لهذا الملح يدل على أنه ينتج خمسة أيونات؛ ومن الواضح أن بنيته هي كما يلي: 4– + 4Cl - ... في الأيون المركب، ترتبط جميع جزيئات الأمونيا بـ Pt بواسطة تكافؤ ثانوي؛ المقابلة لتكافؤات البلاتين الأربعة الرئيسية، هناك أربع ذرات الكلور في المجال الخارجي.

وفي المركب الرابع، لا تترسب نترات الفضة الكلور على الإطلاق، وتشير التوصيلية الكهربائية لمحاليلها إلى التحلل إلى ثلاثة أيونات، والتفاعلات التبادلية تكشف أيونات البوتاسيوم. وإلى هذا الارتباط ننسب المبنى القادم 2– + 2K + . في الأيون المركب، يتم استخدام التكافؤات الأربعة الرئيسية لـ Pt، ولكن نظرًا لعدم استخدام التكافؤ الرئيسي لذرتي الكلور، يمكن الاحتفاظ بأيونات أحادية التكافؤ موجبة (2K +، 2NH 4 +، وما إلى ذلك) في المجال الخارجي. "

تعطي الأمثلة المذكورة للاختلافات الواضحة في خصائص مجمعات البلاتين المتشابهة ظاهريًا فكرة عن الصعوبات التي واجهها الكيميائيون عند محاولتهم تحديد التكافؤ بشكل لا لبس فيه.

بعد إنشاء الأفكار الإلكترونية حول بنية الذرات والجزيئات، بدأ استخدام مفهوم "التكافؤ الكهربائي" على نطاق واسع. وبما أن الذرات يمكنها أن تعطي وتستقبل الإلكترونات، فإن التكافؤ الكهربي يمكن أن يكون إما موجبًا أو سالبًا (في الوقت الحاضر، بدلاً من التكافؤ الكهربي، يتم استخدام مفهوم حالة الأكسدة). ما مدى اتساق الأفكار الإلكترونية الجديدة حول التكافؤ مع الأفكار السابقة؟ كتب N. Bjerrum في الكتاب المدرسي المذكور بالفعل عن هذا: "هناك بعض الاعتماد بين أرقام التكافؤ المعتادة والأرقام الجديدة المقدمة - التكافؤ الكهربائي ورقم التنسيق - لكنها ليست متطابقة بأي حال من الأحوال. لقد انقسم المفهوم القديم للتكافؤ إلى مفهومين جديدين. في هذه المناسبة، قدم بيروم ملاحظة مهمة: "إن الرقم التنسيقي للكربون هو في معظم الحالات 4، ويكون التكافؤ الكهربي له إما +4 أو -4. وبما أن كلا الرقمين يتطابقان عادةً مع ذرة الكربون، فإن مركبات الكربون غير مناسبة لدراسة الفرق بين هذين المفهومين.

في إطار النظرية الإلكترونية للترابط الكيميائي، التي تم تطويرها في أعمال الكيميائي الفيزيائي الأمريكي ج. لويس والفيزيائي الألماني دبليو كوسيل، ظهرت مفاهيم مثل الترابط (التنسيق) بين المانح والمتقبل والتساهمية. ووفقا لهذه النظرية، يتم تحديد تكافؤ الذرة بعدد إلكتروناتها المشاركة في تكوين أزواج الإلكترون المشتركة مع ذرات أخرى. في هذه الحالة، اعتبر الحد الأقصى لتكافؤ العنصر مساويا لعدد الإلكترونات الموجودة في غلاف الإلكترون الخارجي للذرة (وهو يتزامن مع عدد مجموعة الجدول الدوري التي ينتمي إليها هذا العنصر). وفقًا لأفكار أخرى، استنادًا إلى القوانين الكيميائية الكمومية (التي طورها الفيزيائيان الألمانيان دبليو. هيتلر وإف. لندن)، لا ينبغي حساب جميع الإلكترونات الخارجية، ولكن فقط الإلكترونات غير المتزاوجة (في الأرض أو الحالة المثارة للذرة) ; هذا هو بالضبط التعريف الوارد في عدد من الموسوعات الكيميائية.

ومع ذلك، هناك حقائق معروفة لا تتناسب مع هذا المخطط البسيط. وهكذا، في عدد من المركبات (على سبيل المثال، في الأوزون)، يمكن لزوج من الإلكترونات أن يحمل ليس اثنين، ولكن ثلاث نوى؛ وفي الجزيئات الأخرى، يمكن تنفيذ الرابطة الكيميائية بواسطة إلكترون واحد. ومن المستحيل وصف مثل هذه الروابط دون استخدام جهاز كيمياء الكم. كيف، على سبيل المثال، يمكننا تحديد تكافؤ الذرات في مركبات مثل خماسي البوران B5H9 وغيرها من البورانات ذات الروابط "الجسر"، حيث ترتبط ذرة الهيدروجين بذرتي بورون في وقت واحد؛ الفيروسين Fe(C 5 H 5) 2 (ذرة حديد بحالة أكسدة +2 مرتبطة بـ 10 ذرات كربون في وقت واحد)؛ خماسي كربونات الحديد (CO) 5 (ذرة الحديد في حالة الأكسدة الصفرية مرتبطة بخمس ذرات كربون)؛ كرومات خماسي كربونيل الصوديوم Na2Cr(CO)5(حالة أكسدة الكروم-2)؟ مثل هذه الحالات "غير الكلاسيكية" ليست استثنائية على الإطلاق. مع تطور الكيمياء، أصبح عدد "منتهكي التكافؤ" والمركبات ذات "التكافؤات الغريبة" المختلفة أكثر فأكثر.

للتحايل على بعض الصعوبات، تم تقديم تعريف ينص على أنه عند تحديد تكافؤ الذرة، من الضروري مراعاة العدد الإجمالي للإلكترونات غير المتزاوجة، وأزواج الإلكترونات الوحيدة، والمدارات الشاغرة المشاركة في تكوين الروابط الكيميائية. تشارك المدارات الشاغرة بشكل مباشر في تكوين روابط المانحين والمتقبلين في مجموعة متنوعة من المركبات المعقدة.

ومن الاستنتاجات التي توصلنا إليها أن تطور النظرية والحصول على بيانات تجريبية جديدة أدى إلى أن محاولات التوصل إلى فهم واضح لطبيعة التكافؤ قسمت هذا المفهوم إلى عدد من المفاهيم الجديدة، مثل التكافؤ الرئيسي والثانوي، التكافؤ الأيوني والتساهمية، ورقم التنسيق ودرجة الأكسدة، وما إلى ذلك. أي أن مفهوم “التكافؤ” قد “انقسم” إلى عدد من المفاهيم المستقلة، كل منها يعمل في مجال معين. فيما يبدو المفهوم التقليديالتكافؤ له معنى واضح لا لبس فيه فقط بالنسبة للمركبات التي تكون فيها جميع الروابط الكيميائية ذات مركزين (أي تربط ذرتين فقط) ويتم تنفيذ كل رابطة بواسطة زوج من الإلكترونات يقع بين ذرتين متجاورتين، وبعبارة أبسط - بالنسبة للمركبات التساهمية مثل حمض الهيدروكلوريك، CO 2، C 5 H 12، الخ.

الاستنتاج الثاني ليس معتادًا تمامًا: فمصطلح "التكافؤ"، على الرغم من استخدامه في الكيمياء الحديثة، له تطبيق محدود للغاية؛ ومحاولات إعطائه تعريفًا لا لبس فيه "لجميع المناسبات" ليست مثمرة للغاية وليست ضرورية. وليس من قبيل الصدفة أن يستغني مؤلفو العديد من الكتب المدرسية، خاصة تلك المنشورة في الخارج، عن هذا المفهوم على الإطلاق أو يكتفون بالإشارة إلى أن مفهوم "التكافؤ" له أساسًا أهمية تاريخية، في حين أن الكيميائيين الآن يستخدمون بشكل رئيسي المفهوم الأكثر شيوعًا، على الرغم من أنه مصطنع إلى حد ما، وهو "حالة الأكسدة".

ايليا لينسون

من أجل تحديد تكافؤ المادة، تحتاج إلى إلقاء نظرة على الجدول الدوري العناصر الكيميائيةمندليف، التسميات بالأرقام الرومانية ستكون تكافؤ بعض المواد في هذا الجدول. على سبيل المثال، ولكن، سيكون الهيدروجين (H) دائمًا أحادي التكافؤ، وسيكون الأكسجين (O) دائمًا ثنائي التكافؤ. إليك ورقة الغش أدناه والتي أعتقد أنها ستساعدك)

بادئ ذي بدء، تجدر الإشارة إلى أن العناصر الكيميائية يمكن أن يكون لها تكافؤ ثابت ومتغير. أما بالنسبة للتكافؤ المستمر، فأنت تحتاج ببساطة إلى حفظ هذه العناصر

تعتبر الفلزات القلوية والهيدروجين والهالوجينات أحادية التكافؤ؛

لكن البورون والألومنيوم ثلاثي التكافؤ.

لذا، دعونا الآن نستعرض الجدول الدوري لتحديد التكافؤ. دائمًا ما يكون أعلى تكافؤ لعنصر ما مساويًا لرقم مجموعته

يتم تحديد أدنى التكافؤ عن طريق طرح رقم المجموعة من 8. تتمتع المواد غير المعدنية بتكافؤ أقل إلى حد كبير.

يمكن أن تكون العناصر الكيميائية ذات تكافؤ ثابت أو متغير. يجب تعلم العناصر ذات التكافؤ الثابت. دائماً

• أحادي التكافؤالهيدروجين والهالوجينات والمعادن القلوية
• ثنائي التكافؤالأكسجين والمعادن الأرضية القلوية.
• ثلاثي التكافؤالألومنيوم (آل) والبورون (ب).

يمكن تحديد التكافؤ باستخدام الجدول الدوري. أعلى تكافؤ لعنصر ما يساوي دائمًا رقم المجموعة التي يوجد فيها.

غالبًا ما يكون لللافلزات أقل تكافؤ متغير. لمعرفة أقل تكافؤ، يتم طرح رقم المجموعة من 8 - وستكون النتيجة القيمة المطلوبة. على سبيل المثال، يوجد الكبريت في المجموعة 6 وأعلى تكافؤ له هو VI، وأقل تكافؤ له هو II (86 = 2).

وفقا لتعريف المدرسة، التكافؤ هو قدرة العنصر الكيميائي على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع الذرات الأخرى.

كما هو معروف، يمكن أن يكون التكافؤ ثابتًا (عندما يشكل العنصر الكيميائي دائمًا نفس العدد من الروابط مع ذرات أخرى) ومتغيرًا (عندما يتغير تكافؤ نفس العنصر اعتمادًا على مادة معينة).

وسوف يساعدنا على تحديد التكافؤ الجدول الدوريالعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev.

تنطبق القواعد التالية:

1) الحد الأقصىتكافؤ العنصر الكيميائي يساوي رقم المجموعة. على سبيل المثال، الكلور يقع في المجموعة السابعة، مما يعني أن الحد الأقصى لتكافؤه هو 7. الكبريت: يقع في المجموعة السادسة، مما يعني أن الحد الأقصى لتكافؤه هو 6.

2) الحد الأدنىالتكافؤ ل غير المعادنيساوي 8 ناقص رقم المجموعة. على سبيل المثال، الحد الأدنى لتكافؤ نفس الكلور هو 8 7، أي 1.

للأسف، هناك استثناءات لكلتا القاعدتين.

على سبيل المثال، النحاس يقع في المجموعة 1، لكن الحد الأقصى لتكافؤ النحاس ليس 1، بل 2.

يقع الأكسجين في المجموعة 6، لكن تكافؤه دائمًا تقريبًا 2، وليس 6 على الإطلاق.

من المفيد أن تتذكر القواعد التالية:

3) الكل قلويةالمعادن (المجموعة الأولى المعادن، المجموعة الفرعية الرئيسية) دائما التكافؤ 1. على سبيل المثال، يكون تكافؤ الصوديوم دائمًا 1 لأنه فلز قلوي.

4) الكل الأرض القلويةالمعادن (معادن المجموعة الثانية، المجموعة الفرعية الرئيسية) موجودة دائمًا التكافؤ 2. على سبيل المثال، يكون تكافؤ المغنيسيوم دائمًا 2 لأنه فلز قلوي ترابي.

5) الألومنيوم لديه دائما التكافؤ 3.

6) تكافؤ الهيدروجين دائمًا هو 1.

7) الأكسجين دائمًا تقريبًا له تكافؤ 2.

8) الكربون لديه دائمًا تكافؤ 4.

يجب أن نتذكر أن تعريفات التكافؤ قد تختلف باختلاف المصادر.

أكثر أو أقل دقة، يمكن تعريف التكافؤ على أنه عدد أزواج الإلكترونات المشتركة التي من خلالها ترتبط ذرة معينة بأخرى.

وفقا لهذا التعريف، فإن تكافؤ النيتروجين في HNO3 هو 4، وليس 5. لا يمكن أن يكون النيتروجين خماسي التكافؤ، لأنه في هذه الحالة سيكون هناك 10 إلكترونات تدور حول ذرة النيتروجين. لكن هذا لا يمكن أن يحدث، لأن الحد الأقصى لعدد الإلكترونات هو 8.

تكافؤ أي عنصر كيميائي هو خاصيته، أو بالأحرى خاصية ذراته (ذرات هذا العنصر) لاحتواء عدد معين من الذرات، بل لعنصر كيميائي آخر.

هناك عناصر كيميائية ذات تكافؤ ثابت ومتغير، والتي تتغير اعتمادًا على العنصر الذي يتحد معه (هذا العنصر) أو يدخل فيه.

تكافؤ بعض العناصر الكيميائية:

دعنا ننتقل الآن إلى كيفية تحديد تكافؤ العنصر من الجدول.

لذلك، يمكن تحديد التكافؤ بواسطة الجدول الدوري:

• أعلى تكافؤ يتوافق مع (يساوي) رقم المجموعة؛
• يتم تحديد أدنى تكافؤ بالصيغة: رقم المجموعة - 8.





من دورة المدرسةفي الكيمياء نعلم أن جميع العناصر الكيميائية يمكن أن يكون لها تكافؤ ثابت أو متغير. العناصر التي لها تكافؤ ثابت تحتاج فقط إلى تذكرها (على سبيل المثال، الهيدروجين والأكسجين والمعادن القلوية والعناصر الأخرى). يمكن تحديد التكافؤ بسهولة من الجدول الدوري الموجود في أي كتاب مدرسي للكيمياء. أعلى تكافؤ يتوافق مع عدد المجموعة التي يقع فيها.

يمكن تحديد تكافؤ أي عنصر من خلال الجدول الدوري نفسه، من خلال رقم المجموعة.

على الأقل يمكن القيام بذلك في حالة المعادن، لأن تكافؤها يساوي رقم المجموعة.

تختلف القصة قليلاً مع اللافلزات: أعلى تكافؤ لها (في المركبات التي تحتوي على الأكسجين) يساوي أيضًا رقم المجموعة، لكن يجب تحديد أدنى تكافؤ (في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن) باستخدام الصيغة التالية: 8 - رقم المجموعة.

كلما تعاملت مع العناصر الكيميائية، كلما تذكرت تكافؤها بشكل أفضل. للبدء، ستكون ورقة الغش هذه كافية:



يتم تمييز العناصر التي لا يكون تكافؤها ثابتًا باللون الوردي.

التكافؤ هو قدرة ذرات بعض العناصر الكيميائية على ربط ذرات العناصر الأخرى بنفسها. لكتابة الصيغ بنجاح وحل المشكلات بشكل صحيح، عليك أن تعرف جيدًا كيفية تحديد التكافؤ. تحتاج أولاً إلى تعلم جميع العناصر ذات التكافؤ المستمر. وها هم: 1. الهيدروجين والهالوجينات والمعادن القلوية (أحادية التكافؤ دائمًا)؛ 2. الأكسجين والمعادن الأرضية القلوية (ثنائي التكافؤ)؛ 3. ب وآل (ثلاثي التكافؤ). لتحديد التكافؤ باستخدام الجدول الدوري، فأنت بحاجة إلى معرفة المجموعة التي ينتمي إليها العنصر الكيميائي وتحديد ما إذا كان موجودًا في المجموعة الرئيسية أم في مجموعة ثانوية.

يمكن أن يحتوي العنصر على تكافؤ واحد أو أكثر.

الحد الأقصى لتكافؤ العنصر يساوي عدد إلكترونات التكافؤ. يمكننا تحديد التكافؤ من خلال معرفة موقع العنصر في الجدول الدوري. الحد الأقصى لعدد التكافؤ يساوي رقم المجموعة التي يقع فيها العنصر المطلوب.

تتم الإشارة إلى التكافؤ برقم روماني ويتم كتابته عادةً في الزاوية اليمنى العليا من رمز العنصر.

قد يكون لبعض العناصر تكافؤات مختلفة في مركبات مختلفة.

على سبيل المثال، يحتوي الكبريت على التكافؤ التالي:

• II في مركب H2S
• IV في مركب SO2
• السادس في مركب SO3

إن قواعد تحديد التكافؤ ليست سهلة الاستخدام، لذا يجب تذكرها.

تحديد التكافؤ باستخدام الجدول الدوري أمر بسيط. كقاعدة عامة، يتوافق مع عدد المجموعة التي يقع فيها العنصر. ولكن هناك عناصر يمكن أن يكون لها تكافؤات مختلفة في مركبات مختلفة. في هذه الحالة نحن نتحدث عن التكافؤ الثابت والمتغير. يمكن أن يكون المتغير الحد الأقصى، ويساوي رقم المجموعة، أو يمكن أن يكون الحد الأدنى أو المتوسط.

لكن الأمر الأكثر إثارة للاهتمام هو تحديد التكافؤ في المركبات. هناك عدد من القواعد لهذا. أولًا، من السهل تحديد تكافؤ العناصر إذا كان أحد العناصر في المركب له تكافؤ ثابت، على سبيل المثال، الأكسجين أو الهيدروجين. على اليسار يوجد عامل اختزال، أي عنصر ذو تكافؤ إيجابي، وعلى اليمين عامل مؤكسد، أي عنصر ذو تكافؤ سلبي. يُضرب مؤشر العنصر ذو التكافؤ الثابت في هذا التكافؤ ويقسم على مؤشر العنصر ذي التكافؤ غير المعروف.

مثال: أكاسيد السيليكون. تكافؤ الأكسجين هو -2. دعونا نجد التكافؤ من السيليكون.

SiO 1*2/1=2 تكافؤ السيليكون في أول أكسيد هو +2.

SiO2 2*2/1=4 تكافؤ السيليكون في ثاني أكسيد هو +4.

تعريف

تحت تكافؤيشير إلى خاصية ذرة عنصر معين لربط أو استبدال عدد معين من ذرات عنصر آخر.

ومن ثم يمكن أن يكون مقياس التكافؤ هو عدد الروابط الكيميائية التي تشكلها ذرة معينة مع ذرات أخرى. وهكذا، في الوقت الحاضر، عادة ما يُفهم تكافؤ العنصر الكيميائي على أنه قدرته (بمعنى أضيق، مقياس لقدرته) على تكوين روابط كيميائية. في عرض طريقة رابطة التكافؤ قيمة رقميةيتوافق التكافؤ مع عدد الروابط التساهمية التي تشكلها الذرة.

العناصر ذات التكافؤ المستمر

هناك عناصر مع ما يسمى. التكافؤ الثابت (معادن المجموعتين IA وIIA، والألومنيوم، والهيدروجين، والفلور، والأكسجين، وما إلى ذلك)، والتي تظهر في مركباتها حالة أكسدة واحدة، والتي تتزامن غالبًا مع رقم المجموعة في الجدول الدوري D.I. مندليف حيث يوجدون). دعونا نلقي نظرة على مثال بعض العناصر الكيميائية.

تكافؤ عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى يساوي واحدًا، لأنه على المستوى الخارجي تحتوي ذرات هذه العناصر على إلكترون واحد:

3 لي 1 ق 2 2س 1

11 نا 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3س 1

تكافؤ عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية في الحالة الأرضية (غير المتحمس) هو صفر، حيث لا توجد إلكترونات غير متزاوجة على مستوى الطاقة الخارجي:

4 بي 1 إس 2 2 ق 2

12 ملغ 1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2

عندما يتم إثارة هذه الذرات، يتم فصل إلكترونات s المقترنة إلى خلايا حرة من المستوى الفرعي p من نفس المستوى ويصبح التكافؤ يساوي اثنين (II):

يظهر الأكسجين والفلور في جميع المركبات تكافؤًا ثابتًا يساوي اثنين (II) للأكسجين وواحد (I) للفلور. توجد إلكترونات التكافؤ لهذه العناصر في مستوى الطاقة الثاني، حيث لا توجد خلايا حرة:

8 يا 1س 2 2س22ف4

9 ف 1 ق 2 2س22ف5

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

يمارس	عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في ذرة البورون في الحالة الأرضية هو نفسه الموجود في ذرة: 1) الروبيديوم؛ 2) السيليكون. 3) الأكسجين. 4) الكالسيوم.
حل	غالبًا ما يكون عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في ذرة العنصر الكيميائي مساويًا لإحدى قيم التكافؤ التي يظهرها العنصر. لتحديد عدد الإلكترونات الفردية في ذرة البورون في الحالة الأرضية نكتب الصيغة الإلكترونية لهذا العنصر: 5 ب 1 ق 2 2 ق 2 2 ع 1 . يحتوي مستوى الإلكترون الخارجي للبورون على 3 إلكترونات، واحد منها فقط غير مقترن. يحتوي الروبيديوم أيضًا على إلكترون واحد غير مقترن في الحالة الأرضية، نظرًا لأنه يقع في مجموعة IA ويوجد إلكترون واحد فقط في مستواه الإلكتروني الخارجي، وهو بطبيعة الحال غير مقترن.
إجابة	الخيار 1

مثال 2

يمارس	حدد تكافؤ العناصر في المركبات التالية: أ) NH 3 ؛ ب) SO 2؛ ج) ثاني أكسيد الكربون؛ د) ح 2 ق؛ ه) ف 2 أو 5.
حل	تحديد تكافؤ العناصر في مركب كيميائييجب أن تبدأ بالإشارة إلى التكافؤ عنصر معروف. في الخيار "أ"، يكون الهيدروجين، لأن تكافؤه دائمًا يساوي I: نضع القيمة الناتجة على يمين الرمز الكيميائي لهذا العنصر، للدلالة عليه بالأرقام العربية: الآن نقسم العدد الإجمالي لوحدات التكافؤ على عدد ذرات (مؤشر) العنصر الذي يُعرف التكافؤ به: دعونا نضع الناتج الناتج (3) برقم روماني فوق العنصر المطلوب باعتباره التكافؤ: وهذا يعني أن تكافؤ العناصر في مركب NH 3 متساوي: بالنسبة للنيتروجين - III وللهيدروجين - I. وبالمثل، نحدد تكافؤ العناصر في المركبات الأخرى: ب) S IV O II 2؛ ج) ج IV O II 2؛ د) H I 2 S II؛ ه) ف ف 2 أو II 5.
إجابة	أ) N III H I 3 ب) S IV O II 2؛ ج) ج IV O II 2؛ د) H I 2 S II؛ ه) ف ف 2 أو II 5

كيفية تحديد التكافؤ:

لاحظ أن عدد ذرات الأكسجين يختلف باختلاف المركبات.

على سبيل المثال، CO 2 وH 2 O. يوجد في ثاني أكسيد الكربون جزيء واحد من الكربون وجزيئين من الأكسجين، ولكن في الماء، على العكس من ذلك، يوجد 2 هيدروجين وأكسجين واحد فقط.

الحقيقة هي أن المواد المختلفة يمكنها ذلك إرفاق أعداد مختلفة من الذرات إلى نفسها (تشكيل عدد معين من السندات): الهيدروجين - ذرة واحدة (رابطة واحدة)، الأكسجين - ذرتان (رابطتان)، إلخ. تسمى هذه الخاصية للذرات التكافؤ(من الكلمة اللاتينية "امتلاك القوة" - نفس جذر اسم "فالنتين"، والذي يعني أيضًا "امتلاك القوة").

هناك أيضًا تسلسل معين لهذا الاتصال، والذي يتم التعبير عنه في الصيغ الهيكلية، حيث تظهر الاتصالات بشرطات.

هنا الصيغة الهيكليةللمياه (H2O):

يرتبط الهيدروجين هنا بالأكسجين فقط، وليس ببعضه البعض. وهذا يعني أن كل ذرة هيدروجين لها رابطة واحدة، وهي أحادية التكافؤ.

يحتوي الأكسجين على رابطتين - وهو ثنائي التكافؤ.

صيغة هيكلية (رسومية) أخرى لثاني أكسيد الكربون (CO 2):

هنا الأكسجين ثنائي التكافؤ، وترتبط ذراته فقط بالكربون رباعي التكافؤ.

سيبدو النيتروجين ثلاثي التكافؤ في الأمونيا والكربون رباعي التكافؤ في الميثان كما يلي:

يمكن أيضًا الإشارة إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية في الأعلى:

بمعرفة تكافؤ مادة واحدة، يمكنك بسهولة فهم تكافؤ المادة الثانية:

على سبيل المثال، Fe 2 O 3 - 3 ذرات الأكسجين لها تكافؤ 2، وهو ما يعني 3*2 = 6، ولدينا 2 ذرات من الحديد، وهو ما يعني أن تكافؤها هو 6:2 = 3.

ومع ذلك، قد يكون هناك تكافؤ لبعض العناصر عامل، أي. تختلف. اعتمادا على المادة التي تتلامس معها. يشار إلى التكافؤ المتغير بين قوسين: CO 2 (IV)، CO (II).

في مواد بسيطةليس هناك فائدة من تحديد التكافؤ. يمكن أن يكون التكافؤ ذا أهمية فقط في المواد الجزيئية التي تحتوي على عنصرين أو أكثر.

قم بتحرير هذا الدرس و/أو أضف مهمة واحصل على المال باستمرار* أضف الدرس و/أو المهام واحصل على المال باستمرار

تعريف

تحت تكافؤيشير إلى خاصية ذرة عنصر معين لربط أو استبدال عدد معين من ذرات عنصر آخر.

ومن ثم يمكن أن يكون مقياس التكافؤ هو عدد الروابط الكيميائية التي تشكلها ذرة معينة مع ذرات أخرى. وهكذا، في الوقت الحاضر، عادةً ما يُفهم تكافؤ العنصر الكيميائي على أنه قدرته (بمعنى أضيق، مقياس لقدرته) على تكوين روابط كيميائية (الشكل 1). في تمثيل طريقة رابطة التكافؤ، تتوافق القيمة العددية للتكافؤ مع عدد الروابط التساهمية التي تشكلها الذرة.

أرز. 1. التشكيل التخطيطي لجزيئات الماء والأمونيا.

جدول تكافؤ العناصر الكيميائية

في البداية، تم أخذ تكافؤ الهيدروجين كوحدة للتكافؤ. يتم التعبير عن تكافؤ عنصر آخر بعدد ذرات الهيدروجين التي تضيفها ذرة واحدة من هذا العنصر إلى نفسها أو تستبدلها (ما يسمى بتكافؤ الهيدروجين). على سبيل المثال، في المركبات التي تحتوي على حمض الهيدروكلوريك، H 2 O، NH 3، CH 4، يكون تكافؤ الهيدروجين للكلور واحدًا، والأكسجين - اثنان، والنيتروجين - ثلاثة، والكربون - أربعة.

ثم تقرر أنه يمكن أيضًا تحديد تكافؤ العنصر المطلوب بواسطة الأكسجين، والذي عادة ما يكون تكافؤه يساوي اثنين. في هذه الحالة، يتم حساب تكافؤ العنصر الكيميائي على أنه ضعف عدد ذرات الأكسجين التي يمكن أن ترتبط بذرة واحدة من هذا العنصر (ما يسمى بتكافؤ الأكسجين). على سبيل المثال، في مركبات التركيب N 2 O، CO، SiO 2، SO 3، تكافؤ الأكسجين في النيتروجين هو واحد، الكربون - اثنان، السيليكون - أربعة، الكبريت - ستة.

في الواقع، اتضح أنه بالنسبة لمعظم العناصر الكيميائية، تختلف قيم التكافؤ في مركبات الهيدروجين والأكسجين: على سبيل المثال، تكافؤ الكبريت في الهيدروجين هو اثنان (H 2 S)، وفي الأكسجين - ستة (SO 3). بالإضافة إلى ذلك، تظهر معظم العناصر تكافؤات مختلفة في مركباتها. على سبيل المثال، يشكل الكربون أكسيدين: أول أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكربون. في الأول منها تكافؤ الكربون هو II، وفي الثانية - أربعة. ويترتب على ذلك، كقاعدة عامة، أنه من المستحيل وصف تكافؤ عنصر ما بأي رقم واحد.

أعلى وأدنى تكافؤ للعناصر الكيميائية

يمكن تحديد قيم أعلى وأدنى تكافؤ للعنصر الكيميائي باستخدام الجدول الدوري D.I. مندليف. أعلى تكافؤ لعنصر ما يتطابق مع رقم المجموعة التي يقع فيها، وأدنى تكافؤ هو الفرق بين الرقم 8 ورقم المجموعة. على سبيل المثال، يقع البروم في المجموعة VIIA، مما يعني أن أعلى تكافؤ له هو VII، وأدنى تكافؤ له هو I.

هناك عناصر مع ما يسمى. التكافؤ الثابت (معادن المجموعتين IA وIIA، والألومنيوم، والهيدروجين، والفلور، والأكسجين)، والتي تظهر في مركباتها حالة أكسدة واحدة، والتي تتزامن غالبًا مع رقم المجموعة في الجدول الدوري D.I. مندليف حيث يوجدون).

تسمى العناصر التي تتميز بقيم تكافؤ متعددة (وليست دائمًا أعلى وأدنى تكافؤ) بالتكافؤ المتغير. على سبيل المثال، يتميز الكبريت بالتكافؤ الثاني والرابع والسادس.

لتسهيل تذكر عدد التكافؤات المميزة لعنصر كيميائي معين، استخدم جداول التكافؤ للعناصر الكيميائية، والتي تبدو كما يلي:

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

يمارس	يتميز التكافؤ III بـ: أ) Ca؛ ب) ف؛ ج) يا؛ د)سي؟
حل	أ) الكالسيوم معدن. ويتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة، والتي تتزامن مع رقم المجموعة في الجدول الدوري D.I. Mendeleev الذي يقع فيه أي. تكافؤ الكالسيوم هو II. الجواب غير صحيح. ب) الفوسفور مادة غير معدنية. يشير إلى مجموعة من العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المتغير: يتم تحديد الأعلى من خلال رقم المجموعة في الجدول الدوري D.I. Mendeleev الذي يقع فيه أي. يساوي V، وأقلها هو الفارق بين الرقم 8 ورقم المجموعة، أي. يساوي الثالث. هذه هي الإجابة الصحيحة.
إجابة	الخيار (ب)

مثال 2

يمارس	فالنسيا الثالث يتميز بما يلي: أ) كن؛ ب) و؛ ج) آل؛ د)ج؟
حل	من أجل إعطاء الإجابة الصحيحة على السؤال المطروح، سننظر في كل خيار من الخيارات المقترحة على حدة. أ) البريليوم معدن. ويتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة، والتي تتزامن مع رقم المجموعة في الجدول الدوري D.I. Mendeleev الذي يقع فيه أي. تكافؤ البريليوم هو II. الجواب غير صحيح. ب) الفلور مادة غير معدنية. ويتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تساوي I. الإجابة غير صحيحة. ج) الألومنيوم معدن. ويتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة، والتي تتزامن مع رقم المجموعة في الجدول الدوري D.I. Mendeleev الذي يقع فيه أي. تكافؤ الألومنيوم هو III. هذه هي الإجابة الصحيحة.
إجابة	الخيار (ج)