المحتوى
التكافؤ هو مقياس لتفاعلية ذرة أو جزيء. يمكنك استخلاص تكافؤ العديد من العناصر من خلال النظر في مواضعها في الجدول الدوري ، ولكن هذا ليس صحيحًا لهم جميعًا. من الممكن أيضًا حساب تكافؤ الذرة أو الجزيء من خلال الإشارة إلى كيفية اندماجه مع ذرات أو جزيئات أخرى ذات تكافؤات معروفة.
حكم الثمانية
عند تحديد تكافؤ الذرة أو الجزيء (أحدهما الذي لا يمكنك استخدام الجدول الدوري لتحديد التكافؤ به) ، يستخدم الكيميائيون قاعدة الثماني. وفقًا لهذه القاعدة ، تتحد الذرات والمواد الكيميائية بطريقة تنتج ثماني إلكترونات في الغلاف الخارجي لأي مركب يتشكل. الغلاف الخارجي مع ثمانية إلكترونات ممتلئة ، مما يعني أن المركب مستقر.
عندما تحتوي ذرة أو جزيء على إلكترون واحد من أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي ، يكون لها تكافؤ إيجابي ، مما يعني أنها تتبرع بإلكتروناتها الحرة. عندما يكون عدد الإلكترونات هو أربعة أو خمسة أو ستة أو سبعة ، فأنت تحدد التكافؤ من خلال طرح رقم الإلكترون من 8. وهذا لأنه من الأسهل بالنسبة للذرة أو الجزيء قبول الإلكترونات لتحقيق الاستقرار. تحتوي جميع الغازات النبيلة - باستثناء الهيليوم - على ثمانية إلكترونات في أصدافها الخارجية وخاملة كيميائيا. الهيليوم هو حالة خاصة - فهو خامل ، ولكن لديه إلكترونين فقط في غلافه الخارجي.
الجدول الدوري
رتب العلماء جميع العناصر المعروفة حاليًا في مخطط يسمى الجدول الدوري ، وفي كثير من الحالات ، يمكنك تحديد التكافؤ من خلال النظر إلى المخطط. على سبيل المثال ، جميع المعادن في العمود 1 ، بما في ذلك الهيدروجين والليثيوم ، لها تكافؤ +1 ، بينما جميع المعادن الموجودة في العمود 17 ، بما في ذلك الفلور والكلور ، لها تكافؤ -1. الغازات النبيلة في العمود 18 لها تكافؤ 0 وخاملة.
لا يمكنك العثور على تكافؤ النحاس أو الذهب أو الحديد باستخدام هذه الطريقة لأنها تحتوي على عدة قذائف إلكترونية نشطة. هذا صحيح بالنسبة لجميع المعادن الانتقالية في الأعمدة 3 إلى 10 ، والعناصر الأثقل في الأعمدة 11 إلى 14 ، اللانثانييدات (العناصر 57-71) والأكتينيدات (العناصر 89-103).
تحديد التكافؤ من الصيغ الكيميائية
يمكنك تحديد تكافؤ عنصر انتقالي أو جذري في مركب معين من خلال ملاحظة كيف يتحد مع عناصر مع التكافؤ المعروف. تعتمد هذه الإستراتيجية على قاعدة الثمانيات ، التي تخبرنا أن العناصر والراديكاليات تتجمع من أجل إنتاج غلاف خارجي مستقر من ثمانية إلكترونات.
كتوضيح بسيط لهذه الاستراتيجية ، لاحظ أن الصوديوم (Na) ، بتكافؤ +1 ، يجمع بسهولة مع الكلور (Cl) ، الذي يحتوي على تكافؤ -1 ، ليشكل كلوريد الصوديوم (NaCl) ، أو ملح الطعام. هذا مثال على التفاعل الأيوني الذي يتم فيه التبرع بالإلكترون بواسطة ذرة واحدة ويقبلها الآخر. ومع ذلك ، فإن ذرات الصوديوم تستلزم دمجها أيونيًا بالكبريت (S) لتكوين كبريتيد الصوديوم (Na)2S) ، ملح قلوي بقوة يستخدم في صناعة اللب. نظرًا لأنه يتطلب ذرتين من الصوديوم لتكوين هذا المركب ، يجب أن يكون تكافؤ الكبريت -2.
لتطبيق هذه الإستراتيجية على جزيئات أكثر تعقيدًا ، من المهم أن ندرك أولاً أن العناصر تتجمع أحيانًا لتكوين جذور تفاعلية لم تحقق بعد قشرة خارجية مستقرة من ثمانية إلكترونات. مثال على ذلك هو كبريتات الجذر (SO4). هذا جزيء رباعي السطوح تشارك فيه ذرة الكبريت الإلكترونات بأربع ذرات أكسجين فيما يسمى الرابطة التساهمية. في مثل هذا المركب ، لا يمكنك استخلاص تكافؤ الذرات في الجذر من خلال النظر إلى الصيغة. ومع ذلك ، يمكنك تحديد تكافؤ الراديكالية بواسطة المركبات الأيونية التي تشكلها. على سبيل المثال ، يجمع جذري الكبريتات أيونيًا مع الهيدروجين لتكوين حمض الكبريتيك (H2وبالتالي4). يحتوي هذا الجزيء على ذرتين للهيدروجين ، ولكل منهما تكافؤ معروف بقيمة +1 ، لذلك في هذه الحالة ، يكون التكافؤ في الجذر هو -2.
بمجرد تحديد تكافؤ الجذر ، يمكنك استخدامه لحساب تكافؤ العناصر والجزيئات الأخرى التي يجمعها. على سبيل المثال ، يعتبر الحديد (الحديد) معدنًا انتقاليًا يمكن أن يحمل عدة أبعاد. عندما يتحد مع كبريتات جذرية لتشكيل كبريتات الحديدوز ، FeSO4، يجب أن يكون التكافؤ هو +2 ، لأن التكافؤ في جذرية الكبريتات ، كما هو محدد من الرابطة التي تشكلها بالهيدروجين ، هو -2.