الصفحة الرئيسية حالة

تحديد تكافؤ العناصر حسب الجدول الدوري. التكافؤ

يعد جدول Dmitry Ivanovich Mendeleev مادة مرجعية متعددة الوظائف يمكن من خلالها معرفة البيانات الأكثر أهمية حول العناصر الكيميائية. أهم شيء هو معرفة الأطروحات الرئيسية "لقراءتها" ، أي أنه يجب أن يكون المرء قادرًا على استخدام هذه المواد الإعلامية بشكل إيجابي ، والتي ستكون بمثابة مساعدة جميلة لحل أي مشاكل في الكيمياء. علاوة على ذلك ، يُسمح بالجدول على جميع أنواع الرقابة المعرفية ، بما في ذلك حتى الامتحان.

سوف تحتاج

طاولة دي منديليف ، قلم ، ورقة

تعليمات

1. الجدول عبارة عن هيكل توجد فيه العناصر الكيميائية وفقًا لأطروحاتها وقوانينها. أي يجوز القول إن الطاولة عبارة عن "بيت" متعدد الطوابق "تعيش" فيه عناصر كيميائية ، ولكل منهم شقته الخاصة تحت رقم معين. أفقيًا توجد "طوابق" - فترات يمكن أن تكون صغيرة وضخمة. إذا كانت الفترة تتكون من صفين (يشار إليهما على جانب الترقيم) ، فإن هذه الفترة تسمى فترة ضخمة. إذا كان يحتوي على صف واحد فقط ، فيُطلق عليه اسم صغير.

2. ينقسم الجدول أيضًا إلى "مداخل" - مجموعات ، كل منها ثمانية. كما هو الحال في أي مدخل ، تقع الشقق على اليسار واليمين ، وهنا توجد العناصر الكيميائية وفقًا لنفس الأطروحة. فقط في هذا الإصدار ، يكون موضعهم غير متساوٍ - من ناحية ، تكون العناصر أكبر ثم يتحدثون عن المجموعة الرئيسية ، من ناحية أخرى - أصغر ، وهذا يشير إلى أن المجموعة ثانوية.

3. التكافؤ هو قدرة العناصر على تكوين روابط كيميائية. يوجد تكافؤ مستمر لا يتغير ومتغير له قيمة مختلفة حسب المادة التي يشكل العنصر جزءًا منها. عند تحديد التكافؤ وفقًا للجدول الدوري ، يجب الانتباه إلى عمليات الترتيب التالية: رقم مجموعة العناصر ونوعها (أي المجموعة الرئيسية أو الجانبية). يتم تحديد التكافؤ المستمر في هذه الحالة من خلال رقم المجموعة للمجموعة الفرعية الرئيسية. من أجل معرفة قيمة التكافؤ المتغير (إذا كان هناك واحد ، علاوة على ذلك ، تقليديًا لغير المعادن) ، فمن الضروري طرح رقم المجموعة التي يقع فيها العنصر من 8 (كل 8 مجموعات - مثل شخصية).

4. مثال رقم 1. إذا نظرت إلى عناصر المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية (الفلزات القلوية) ، فمن الممكن أن تستنتج أن تكافؤهم جميعًا يساوي I (Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، الاب).

5. مثال رقم 2. عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية (الفلزات القلوية الأرضية) ، على التوالي ، لها التكافؤ II (Be ، Mg ، Ca ، Sr ، Ba ، Ra).

6. مثال رقم 3. إذا تحدثنا عن اللافلزات ، فلنفترض أن P (الفوسفور) يقع في المجموعة الخامسة من المجموعة الفرعية الرئيسية. من هنا ، سيكون التكافؤ مساويًا لـ V. بالإضافة إلى ذلك ، يحتوي الفوسفور على قيمة تكافؤ أخرى ، ولتحديده ، تحتاج إلى تنفيذ الإجراء 8 - رقم العنصر. ومن ثم ، 8-5 (رقم مجموعة الفوسفور) \ u003d 3. وبالتالي ، فإن التكافؤ الثاني للفوسفور هو III.

7. مثال رقم 4. الهالوجينات في المجموعة السابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية. ومن ثم ، فإن تكافؤهم سيكون مساوياً لـ VII. ومع ذلك ، بالنظر إلى أن هذه ليست معادن ، فمن الضروري إجراء عملية حسابية: 8-7 (رقم مجموعة العناصر) \ u003d 1. وبالتالي ، فإن التكافؤ المختلف للهالوجينات يساوي I.

8. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية (والتي تنتمي إليها المعادن فقط) ، يجب تذكر التكافؤ ، فكلما كانت تساوي في معظم الحالات I ، II ، وغالبًا ما تكون III. سيكون عليك أيضًا حفظ تكافؤات العناصر الكيميائية التي تحتوي على أكثر من قيمتين.

من المدرسة ، أو حتى قبل ذلك ، يعلم الجميع ، كل شيء حولنا ، بما في ذلك أنفسنا ، يتكون من ذراتهم - أصغر الجزيئات غير القابلة للتجزئة. نظرًا لقدرة الذرات على الاندماج مع بعضها البعض ، فإن تنوع عالمنا هائل. قدرة هذه الذرات الكيميائية عنصرتكوين روابط مع ذرات أخرى تكافؤ عنصر .

تعليمات

1. دخل تمثيل التكافؤ إلى الكيمياء في القرن التاسع عشر ، ثم تم أخذ تكافؤ ذرة الهيدروجين كوحدة لها. تكافؤ الآخر عنصريمكن تعريفه على أنه عدد ذرات الهيدروجين التي ترتبط بها ذرة واحدة من مادة أخرى بنفسها. مثل تكافؤ الهيدروجين ، يتم تحديد تكافؤ الأكسجين ، والذي ، كالعادة ، يساوي اثنين ، وبالتالي ، يسمح لك بتحديد تكافؤ العناصر الأخرى في المركبات التي تحتوي على الأكسجين من خلال عمليات حسابية بسيطة. التكافؤ عنصرللأكسجين يساوي ضعف عدد ذرات الأكسجين الموجودة في ذرة واحدة عنصر .

2. لتحديد التكافؤ عنصريمكنك أيضًا استخدام الصيغة. يبدو أن هناك علاقة معينة بين تكافؤ عنصروكتلته المكافئة والكتلة المولية لذراته. يتم التعبير عن العلاقة بين هذه الصفات بالصيغة: التكافؤ \ u003d الكتلة المولية للذرات / الكتلة المكافئة. لأن الكتلة المكافئة هي العدد المطلوب لاستبدال مول واحد من الهيدروجين أو للتفاعل مع مول واحد من الهيدروجين ، فكلما كانت الكتلة المولية أكبر مقارنة بالكتلة المكافئة ، يمكن أن تستبدل ذرات الهيدروجين أو تلصق ذرة بنفسها. عنصر، مما يعني ارتفاع التكافؤ.

3. العلاقة بين المواد الكيميائية عنصرمي لديها طبيعة مختلفة. يمكن أن تكون رابطة تساهمية ، أيونية ، معدنية. لتكوين رابطة ، يجب أن تحتوي الذرة على: شحنة كهربائية ، أو إلكترون تكافؤ غير مزدوج ، أو مدار تكافؤ حر ، أو زوج غير مشترك من إلكترونات التكافؤ. تحدد هذه الميزات معًا حالة التكافؤ وقدرات التكافؤ للذرة.

4. معرفة عدد إلكترونات الذرة الذي يساوي الرقم التسلسلي عنصرفي النظام الدوري للعناصر ، مسترشدًا بأطروحة أقل طاقة ، وأطروحة باولي وقاعدة هوند ، يُسمح ببناء التكوين الإلكتروني للذرة. ستسمح لنا هذه التركيبات بتحليل احتمالات التكافؤ للذرة. في جميع الحالات ، أولاً وقبل كل شيء ، تتحقق احتمالات تكوين روابط بسبب وجود إلكترونات تكافؤ غير متزاوجة ، وقد تظل قدرات التكافؤ الإضافية ، مثل المدار الحر أو زوج وحيد من إلكترونات التكافؤ ، غير محققة إذا كانت هذه طاقة غير مرضية. ويمكن استنتاج كل مما سبق أنه من الأسهل على الجميع تحديد تكافؤ الذرة في بعض المركبات ، ومن الصعب للغاية معرفة قدرات تكافؤ الذرات. ومع ذلك ، فإن الممارسة ستجعلها سهلة.

فيديوهات ذات علاقة

النصيحة 3: كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية

التكافؤالعنصر الكيميائي هو قدرة الذرة على الارتباط أو استبدال عدد معين من الذرات أو المجموعات النووية الأخرى بتكوين رابطة كيميائية. يجب أن نتذكر أن بعض ذرات نفس العنصر الكيميائي قد يكون لها تكافؤات مختلفة في مركبات مختلفة.

سوف تحتاج

الجدول الدوري

تعليمات

1. يعتبر الهيدروجين والأكسجين عنصرين أحادي التكافؤ وثنائي التكافؤ ، على التوالي. مقياس التكافؤ هو عدد ذرات الهيدروجين أو الأكسجين التي يعلقها عنصر ما لتكوين هيدريد أو أكسيد. لنفترض أن X هو العنصر الذي يجب تحديد التكافؤ فيه. ثم XHn هو هيدريد هذا العنصر ، و XmOn هو أكسيده.مثال: صيغة الأمونيا هي NH3 ، وهنا النيتروجين له تكافؤ 3. الصوديوم أحادي التكافؤ في مركب Na2O.

2. لتحديد تكافؤ عنصر ما ، من الضروري ضرب عدد ذرات الهيدروجين أو الأكسجين في المركب من خلال تكافؤ الهيدروجين والأكسجين ، على التوالي ، ثم القسمة على عدد ذرات العنصر الكيميائي الذي يقع التكافؤ فيه.

3. التكافؤيمكن أيضًا تحديد العنصر بواسطة ذرات أخرى ذات تكافؤ معروف. في المركبات المختلفة ، يمكن أن تظهر ذرات نفس العنصر تكافؤات مختلفة. لنفترض أن الكبريت ثنائي التكافؤ في مركبات H2S و CuS ، رباعي التكافؤ في مركبات SO2 و SF4 ، سداسي التكافؤ في مركبات SO3 و SF6.

4. يعتبر الحد الأقصى التكافؤ للعنصر يساوي الرقمالإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الخارجي للذرة. التكافؤ الأقصى عناصرمن نفس المجموعة من النظام الدوري عادة ما يتوافق مع رقمه التسلسلي. على سبيل المثال ، يجب أن يكون الحد الأقصى لتكافؤ ذرة الكربون C 4.

فيديوهات ذات علاقة

لأطفال المدارس ، فهم الجدول مندليف- حلم رهيب. حتى العناصر الستة والثلاثين التي يطلبها المعلمون عادة تتحول إلى ساعات من الحشو الممل والصداع. كثيرون لا يصدقون حتى ما يتعلمونه الطاولةمنديليف حقيقي. لكن استخدام فن الإستذكار يمكن أن يجعل الحياة أسهل بكثير لأطفال المدارس.

تعليمات

1. فهم النظرية وتفضل القواعد التقنية اللازمة التي تسهل حفظ المواد تسمى ذاكري. خدعتهم الرئيسية هي إنشاء روابط ترابطية ، عندما يتم تعبئة المعلومات المجردة في صورة أو صوت أو حتى رائحة مشرقة. هناك العديد من تقنيات الذاكرة. على سبيل المثال ، يُسمح بكتابة قصة من عناصر المعلومات المحفوظة ، والبحث عن الكلمات الساكنة (الروبيديوم - مفتاح السكين ، السيزيوم - يوليوس قيصر) ، أو تشغيل الخيال المكاني ، أو بسهولة عناصر القافية الجدول الدوريمندليف.

2. القصة عن عناصر النيتروجين المقافية في الجدول الدوري لمندليف أفضل من حيث المعنى ، وفقًا لعلامات معينة: وفقًا للتكافؤ ، على سبيل المثال. لذلك ، فإن قافية الفلزات القلوية سهلة للغاية وتبدو وكأنها أغنية: "ليثيوم ، بوتاسيوم ، صوديوم ، روبيديوم ، سيزيوم فرانسيوم". "المغنيسيوم والكالسيوم والزنك والباريوم - تكافؤهم يساوي زوج" هو كلاسيكي لا يبهت من الفولكلور المدرسي. حول نفس الموضوع: "الصوديوم والبوتاسيوم والفضة - أحادي التكافؤ جيد طبيعيا" و "الصوديوم والبوتاسيوم والأرجنتوم - أحادي التكافؤ إلى الأبد". الخلق ، على عكس الحشو ، الذي يستمر لمدة يومين كحد أقصى ، يحفز الذاكرة طويلة المدى. هذا يعني أن هناك المزيد من الحكايات الخيالية حول الألمنيوم ، والقصائد عن النيتروجين والأغاني عن التكافؤ - وسيجري الحفظ كالساعة.

3. الإثارة الحمضية: لتبسيط الحفظ ، تم اختراع قصة تتحول فيها عناصر الجدول الدوري إلى أبطال أو تفاصيل المناظر الطبيعية أو عناصر الحبكة. لنفترض هنا ، كل نص مشهور: "بدأ الآسيوي (النيتروجين) بصب الماء (الليثيوم) (الهيدروجين) في دفيئة الأناناس(بوهر). لكننا لم نكن بحاجة إليه (نيون) ، ولكن ماغنوليا (مغنيسيوم) ". يمكن استكمالها بقصة عن سيارة فيراري (حديد - حديد) ، حيث ركب جاسوس سري "الكلور صفر سبعة عشر" (17 هو الرقم التسلسلي للكلور) من أجل القبض على الزرنيخ المهووس (الزرنيخ - الزرنيخ) ، الذي كان لديه 33 سنًا (33 هو الرقم التسلسلي للزرنيخ) ، ولكن فجأة دخل شيء حامض في فمه (أكسجين) ، كان هناك ثماني رصاصات مسمومة (8 هو الرقم التسلسلي للأكسجين) ... يُسمح له بالاستمرار إلى أجل غير مسمى. بالمناسبة ، يمكن إرفاق رواية مكتوبة بناءً على الجدول الدوري بمعلم الأدب كنص تجريبي. ربما ستحبه.

4. بناء قلعة الذاكرة هذا أحد أسماء تقنيات الحفظ الفعالة إلى حد ما عند تشغيل التفكير المكاني. السر هو أنه يمكننا جميعًا وصف غرفتنا بسهولة أو الطريق من المنزل إلى المتجر أو المدرسة أو المعهد. من أجل تذكر تسلسل العناصر ، من الضروري وضعها على طول الطريق (أو في الغرفة) ، وتقديم كل عنصر بوضوح شديد ، ومرئي ، وملموس. ها هو الهيدروجين - أشقر نحيف ذو وجه طويل. العامل الجاد ، الذي يضع البلاط - السيليكون. مجموعة من النبلاء في سيارة ثمينة - غازات خاملة. وبطبيعة الحال ، فإن بائع البالونات هو الهيليوم.

ملحوظة!
لا داعي لإجبار نفسك على حفظ المعلومات الموجودة على البطاقات. من الأفضل ربط العنصر بأكمله ببعض الصور الرائعة. السيليكون مع وادي السيليكون. الليثيوم - مع بطاريات الليثيوم في جوال. يمكن أن يكون هناك الكثير من الخيارات. لكن الجمع بين الصورة المرئية والذاكرة الميكانيكية والإحساس باللمس من بطاقة لامعة خشنة أو ، على العكس من ذلك ، ستساعدك على التقاط أصغر التفاصيل بسهولة من أعماق الذاكرة.

نصائح مفيدة
يُسمح برسم نفس البطاقات التي تحتوي على معلومات حول العناصر ، كما كان لدى Mendeleev مرة واحدة ، ولكن يُسمح فقط بتزويدها بالمعلومات الحالية: على سبيل المثال ، عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية. كل ما عليك فعله هو وضعها قبل النوم.

تبدأ الكيمياء لكل طالب بالجدول الدوري والقوانين الأساسية. وبعد ذلك فقط ، بعد أن فهم المرء لنفسه ما يفهمه هذا العلم الصعب ، يُسمح له بالبدء في تجميع الصيغ الكيميائية. لكتابة اتصال بشكل صحيح ، عليك أن تعرف التكافؤالذرات التي يتكون منها.

تعليمات

1. التكافؤ هو قدرة بعض الذرات على الاحتفاظ بعدد معين من الذرات الأخرى بالقرب منها ويتم التعبير عنها بعدد الذرات الموجودة. أي أنه كلما زادت قوة العنصر ، زاد حجمه التكافؤ .

2. على سبيل المثال ، من الممكن استخدام اثنين مواد- حمض الهيدروكلوريك و H2O. يشتهر هذا بحمض الهيدروكلوريك والماء. تحتوي المادة الأولى على ذرة هيدروجين واحدة (H) وذرة كلور واحدة (Cl). هذا يشير إلى أنهم في هذا المركب يشكلون رابطة واحدة ، أي أنهم يحملون ذرة واحدة بالقرب منهم. بالتالي، التكافؤوواحد والآخر يساوي 1. من السهل تحديده التكافؤالعناصر التي يتكون منها جزيء الماء. يحتوي على ذرتين هيدروجين وذرة أكسجين. ونتيجة لذلك ، شكلت ذرة الأكسجين رابطتين لإضافة هيدروجين اثنين ، وشكلوا بدورهم رابطة واحدة لكل منهما. وسائل، التكافؤالأكسجين يساوي 2 والهيدروجين 1.

3. لكن في بعض الأحيان يصادف المرء موادأكثر صعوبة في تركيب وخصائص الذرات المكونة لها. هناك نوعان من العناصر: مستمر (أكسجين ، هيدروجين ، إلخ) وغير مستقر التكافؤيو. بالنسبة للذرات من النوع الثاني ، يعتمد هذا الرقم على المركب الذي تم تضمينه فيه. الكبريت (S) مسموح به كمثال. يمكن أن يكون لها تكافؤات 2 ، 4 ، 6 ، وأحيانًا حتى 8. تحديد قدرة عناصر مثل الكبريت على الاحتفاظ بذرات أخرى حولها أمر أكثر صعوبة. للقيام بذلك ، تحتاج إلى معرفة خصائص المكونات الأخرى مواد .

4. تذكر القاعدة: حاصل ضرب عدد الذرات التكافؤعنصر واحد في المركب يجب أن يتطابق مع المنتج نفسه لعنصر آخر. يمكن التحقق من ذلك مرة أخرى بالرجوع إلى جزيء الماء (H2O): 2 (رقم الهيدروجين) * 1 (رقمه التكافؤ) = 21 (عدد الأكسجين) * 2 (حجمه التكافؤ) = 22 = 2 تعني تعريف كل شيء بشكل صحيح.

5. اختبر الآن هذه الخوارزمية على مادة أكثر صعوبة ، على سبيل المثال ، N2O5 - أكسيد النيتريك. ذكر سابقا أن الأكسجين له علاقة مستمرة التكافؤ 2 ، لذلك من الممكن عمل معادلة: 2 ( التكافؤأكسجين) * 5 (رقمه) \ u003d X (غير معروف التكافؤنيتروجين) * 2 (رقمه) من خلال حسابات حسابية بسيطة يمكن تحديد ذلك التكافؤالنيتروجين في تكوين هذا المركب هو 5.

التكافؤ- هذه هي قدرة العناصر الكيميائية على الاحتفاظ بعدد معين من ذرات العناصر الأخرى. في نفس الوقت ، هذا هو عدد الروابط المكونة من ذرة معينة مع ذرات أخرى. تحديد التكافؤ بدائي للغاية.

تعليمات

1. لاحظ أن مؤشر التكافؤ يشار إليه بالأرقام الرومانية ويوضع فوق علامة العنصر.

2. يرجى ملاحظة: إذا تمت كتابة صيغة المادة المكونة من عنصرين بشكل صحيح ، فعند ضرب عدد ذرات أي عنصر في تكافؤه ، يجب أن تحتوي جميع العناصر على منتجات متطابقة.

3. يرجى ملاحظة أن تكافؤ ذرات بعض العناصر مستمر ، في حين أن البعض الآخر متغير ، أي أنه يتمتع بجودة التغيير. لنفترض أن الهيدروجين في جميع المركبات أحادي التكافؤ ، لأنه يشكل رابطة واحدة فقط. الأكسجين قادر على تكوين رابطين ، بينما يكون ثنائي التكافؤ. لكن يمكن أن يحتوي الكبريت على التكافؤ II أو IV أو VI. كل هذا يتوقف على العنصر الذي يتصل به. وبالتالي ، فإن الكبريت عنصر ذو تكافؤ متغير.

4. لاحظ أن حساب التكافؤ في جزيئات مركبات الهيدروجين بدائي جدًا. الهيدروجين أحادي التكافؤ دائمًا ، والمؤشر المعطى للعنصر المرتبط به سيكون مساويًا لعدد ذرات الهيدروجين في هذا الجزيء. على سبيل المثال ، في CaH2 ، سيكون الكالسيوم ثنائي التكافؤ.

5. تذكر القاعدة الأساسية لتحديد التكافؤ: ناتج مؤشر التكافؤ لذرة عنصر وعدد ذراته في أي جزيء يساوي دائمًا منتج مؤشر التكافؤ لذرة العنصر الثاني وعدد ذرات العنصر الثاني. ذراته في جزيء معين.

6. انظر إلى صيغة الحروف التي تشير إلى هذه المساواة: V1 x K1 \ u003d V2 x K2 ، حيث V هو تكافؤ ذرات العناصر ، و K هو عدد الذرات في الجزيء. بمساعدتها ، من السهل تحديد مؤشر التكافؤ لأي عنصر ، إذا كانت بقية البيانات معروفة.

7. ضع في اعتبارك مثال جزيء أكسيد الكبريت SO2. الأكسجين في جميع المركبات ثنائي التكافؤ ، وبالتالي ، يتم استبدال القيم في النسبة: Voxygen x Oxygen \ u003d Vsulfur x Kser ، نحصل على: 2 x 2 \ u003d Vsulfur x 2. من هنا ، Vsulfur \ u003d 4/2 \ u003d 2. وبالتالي ، فإن تكافؤ الكبريت في هذا الجزيء هو 2.

فيديوهات ذات علاقة

اكتشاف القانون الدوري وإنشاء نظام منظم للعناصر الكيميائية D.I. أصبح مندليف ذروة تكوين الكيمياء في القرن التاسع عشر. قام العالم بتعميم وتصنيف مادة واسعة من المهارات حول خصائص العناصر.

تعليمات

1. في القرن التاسع عشر لم تكن هناك أفكار حول بنية الذرة. اكتشاف د. كان مندليف مجرد تعميم للحقائق التجريبية ، لكن معناها المادي ظل غير مفهوم لفترة طويلة. عندما ظهرت البيانات الأولى عن بنية النواة وفصل الإلكترونات في الذرات ، جعل ذلك من الممكن إعادة النظر في القانون الدوري ونظام العناصر. الجدول D.I. يتيح Mendeleev تتبع بصريًا تواتر خصائص العناصر الموجودة في الطبيعة.

2. يتم تعيين رقم تسلسلي معين لكل عنصر في الجدول (H - 1 ، Li - 2 ، Be - 3 ، إلخ). هذا العدديتوافق مع شحنة النواة (عدد البروتونات في النواة) وعدد الإلكترونات التي تدور حول النواة. وبالتالي فإن عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات ، مما يعني أنه في الظروف العاديةالذرة محايدة كهربائيا.

3. يحدث التقسيم إلى سبع فترات وفقًا لعدد طبقات الطاقة في الذرة. تحتوي ذرات الفترة الأولى على غلاف إلكتروني أحادي المستوى ، والثاني - مستوى من مستويين ، والثالث - ثلاثة مستويات ، إلخ. عندما يتم ملء طبقة طاقة جديدة ، تبدأ الفترة الأحدث.

4. تتميز العناصر الأولى لكل فترة بالذرات التي تحتوي على إلكترون واحد في الطبقة الخارجية - وهي ذرات فلز قلوي. تنتهي الفترات مع ذرات من الغازات اللائقة التي تحتوي على طبقة طاقة خارجية مملوءة بالكامل بالإلكترونات: في الفترة الأولى ، تحتوي الغازات الخاملة على إلكترونين ، في الفترات اللاحقة - 8. وهذا على وجه التحديد بسبب البنية المماثلة لقذائف الإلكترون التي مجموعات من العناصر لها خصائص فيزيائية وكيميائية متشابهة.

5. في الجدول D.I. منديليف هناك 8 مجموعات فرعية رئيسية. يرجع هذا الرقم إلى الحد الأقصى المسموح به لعدد الإلكترونات في طبقة الطاقة.

6. في الجزء السفلي من الجدول الدوري ، يتم فصل اللانثانيدات والأكتينيدات كسلسلة مستقلة.

7. مع دعم طاولة D.I. Mendeleev ، يُسمح بمراقبة دورية الخصائص التالية للعناصر: نصف قطر الذرة ، حجم الذرة ؛ إمكانية التأين قوى تقارب الإلكترون كهرسلبية الذرة. الأكسدة؛ الخصائص الفيزيائية للمركبات الممكنة.

8. على سبيل المثال ، نصف قطر الذرات ، إذا نظرت إلى الفترة ، تنخفض من اليسار إلى اليمين ؛ تنمو من أعلى إلى أسفل ، إذا نظرت إلى المجموعة.

9. دورية تم تتبعها بوضوح في ترتيب العناصر في الجدول D.I. يفسر منديليف بشكل هادف الطبيعة المتسقة لملء طبقات الطاقة بالإلكترونات.

اكتشف د. مندليف عام 1869. يتم الكشف عن المعنى المادي لهذا القانون عندما يتم فهم البنية الصعبة للذرة.

في القرن التاسع عشر ، كان يُعتقد أن الكتلة النووية هي التجميع الرئيسي للعنصر ؛ وبالتالي ، تم استخدامها لتنظيم المواد. يتم الآن تعريف الذرات وتحديدها من خلال حجم شحنة نواتها (عدد البروتونات والرقم التسلسلي في الجدول الدوري). ومع ذلك ، فإن الكتلة النووية للعناصر ، مع بعض الاستثناءات (على سبيل المثال ، الكتلة النووية للبوتاسيوم أقل من الكتلة النووية للأرجون) ، تزداد بما يتناسب مع شحنتها النووية. مع زيادة الكتلة النووية ، يحدث تحول دوري في لوحظ خصائص العناصر ومركباتها. هذه هي المعادن واللامعدنية للذرات ، ونصف القطر والحجم النوويين ، وإمكانية التأين ، وتقارب الإلكترون ، والسلبية الكهربية ، وحالات الأكسدة ، الخصائص الفيزيائيةالمركبات (نقطة الغليان ، نقطة الانصهار ، الكثافة) ، قاعدتها ، مذبذبتها أو حموضتها.

كم عدد العناصر الموجودة في الجدول الدوري الحالي

يعبر الجدول الدوري بيانياً عن القانون الدوري الذي اكتشفه. يحتوي النظام الدوري الحالي على 112 عنصرًا كيميائيًا (الأخيرة هي Meitnerius و Darmstadtius و Roentgenium و Copernicius). وفقًا لأحدث البيانات ، تم أيضًا اكتشاف العناصر الثمانية التالية (حتى 120 شاملًا) ، ولكن لم يتم تلقي جميع العناصر بأسمائهم ، ولا تزال هذه العناصر موجودة في عدد قليل من المنشورات المطبوعة. يحتل كل عنصر خلية معينة في نظام دوري وله رقم تسلسلي خاص به ، يتوافق مع شحنة نواة ذرته.

كيف يتم بناء النظام الدوري

يتم تمثيل هيكل النظام الدوري بسبع فترات وعشرة صفوف وثماني مجموعات. تبدأ الفترة بأكملها بمعدن قلوي وتنتهي بغاز لائق. الاستثناءات هي الفترة الأولى ، التي تبدأ بالهيدروجين ، والفترة السابعة غير المنتهية ، وتنقسم الفترات إلى فترات صغيرة وكبيرة. تتكون الفترات الصغيرة (الأول ، الثاني ، الثالث) من صف أفقي واحد ، كبير (الرابع ، الخامس ، السادس) - من صفين أفقيين. الصفوف العلوية في الفترات الضخمة تسمى الصفوف الزوجية ، وتسمى الصفوف السفلية الفردي.في الفترة السادسة من الجدول بعد اللانثانم (الرقم التسلسلي 57) هناك 14 عنصرًا مشابهًا في خصائص اللانثانم - اللانثانيدات. يتم وضعها في أسفل الجدول في سطر منفصل. الأمر نفسه ينطبق على الأكتينيدات الموجودة في وقت متأخر عن الأكتينيوم (برقم 89) والتي تكرر خصائصها إلى حد كبير.حتى الصفوف ذات الفترات الكبيرة (4 ، 6 ، 8 ، 10) تمتلئ فقط بالمعادن.مركبات أخرى ، وهذا التكافؤ يتوافق مع المجموعة رقم. تحتوي المجموعات الفرعية الرئيسية على عناصر من الفترات الصغيرة والكبيرة ، والثانوية - فقط الفترات الكبيرة. من أعلى إلى أسفل ، يتم تحسين الخصائص المعدنية ، وتضعف الخصائص غير المعدنية. جميع ذرات المجموعات الفرعية الجانبية عبارة عن معادن.

النصيحة 9: السيلينيوم كعنصر كيميائي في الجدول الدوري

ينتمي عنصر السيلينيوم الكيميائي إلى المجموعة السادسة من النظام الدوري لمندليف ، وهو كالكوجين. يتكون السيلينيوم الطبيعي من ستة نظائر مستقرة. هناك أيضًا 16 نظيرًا مشعًا للسيلينيوم.

تعليمات

1. يعتبر السيلينيوم عنصرًا نادرًا ومشتتًا ؛ يهاجر بنشاط في المحيط الحيوي ، مكونًا أكثر من 50 معدنًا. أشهرها: البرزيليانيت ، النوماني ، السيلينيوم الأصلي والكالكومينيت.

2. تم العثور على السيلينيوم في الكبريت البركاني ، الجالينا ، البيريت ، البزموثين والكبريتيدات الأخرى. يتم استخراجه من خامات الرصاص والنحاس والنيكل وغيرها ، حيث يوجد في حالة تشتت.

3. تحتوي أنسجة معظم الكائنات الحية على 0.001 إلى 1 مجم / كجم من السيلينيوم ، وبعض النباتات ، الكائنات البحريةوالفطر يركز عليه. بالنسبة لعدد من النباتات ، يعتبر السيلينيوم عنصرًا ضروريًا. الحاجة للإنسان والحيوان في السيلينيوم هي 50-100 ميكروغرام / كغ من الطعام ، عنصر معينله خصائص مضادة للأكسدة ، ويؤثر بشكل كبير التفاعلات الأنزيميةويزيد من حساسية الشبكية للضوء.

4. يمكن أن يوجد السيلينيوم في تعديلات متآصلة مختلفة: غير متبلور (زجاجي ، مسحوق ، سيلينيوم غرواني) ، وكذلك بلوري. عندما يتم تصحيح السيلينيوم من محلول حمض السيلينو أو عن طريق التبريد السريع لأبخرة ، يتم الحصول على مسحوق القرمزي غير المتبلور والسيلينيوم الغرواني.

5. عندما يتم تسخين أي تعديل لهذا العنصر الكيميائي فوق 220 درجة مئوية وتبريده بشكل أكبر ، يتشكل السيلينيوم الزجاجي ، ويكون هشًا وله بريق زجاجي.

6. المستقر حرارياً بشكل خاص هو السيلينيوم الرمادي السداسي ، والذي يتكون شبكته من سلاسل حلزونية من الذرات مرتبة بالتوازي مع بعضها البعض. يتم الحصول عليها عن طريق تسخين أشكال أخرى من السيلينيوم حتى تذوب وتبريد ببطء إلى 180-210 درجة مئوية. داخل سلاسل السلينيوم السداسي ، الذرات مرتبطة تساهميًا.

7. السيلينيوم مستقر في الهواء ، ولا يتأثر بـ: الأكسجين والماء وأحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك المخففة ، ومع ذلك ، فهو قابل للذوبان تمامًا في حمض النيتريك. بالتفاعل مع المعادن ، يشكل السيلينيوم السلينيدات. تشتهر الكثير من مركبات السيلينيوم المعقدة ، وكلها سامة.

8. يتم الحصول على السيلينيوم من نفايات الورق أو إنتاج الكبريتات ، عن طريق التكرير الكهربائي للنحاس. في الحمأة ، يوجد هذا العنصر مع المعادن الثقيلة واللائقة والكبريت والتيلوريوم. لاستخراجه ، يتم ترشيح الحمأة ، ثم تسخينها بحمض الكبريتيك المركز أو تعريضها للتحميص المؤكسد عند درجة حرارة 700 درجة مئوية.

9. يستخدم السيلينيوم في إنتاج الثنائيات المعدلة لأشباه الموصلات ومعدات التحويل الأخرى. في علم المعادن ، مع دعمه ، يتم إعطاء الفولاذ بنية دقيقة الحبيبات ، وكذلك يحسن خواصه الميكانيكية. في الصناعة الكيميائية ، يستخدم السيلينيوم كعامل مساعد.

فيديوهات ذات علاقة

ملحوظة!
توخى الحذر عند التعرف على المعادن واللافلزات. لهذا ، تقليديا ، يتم إعطاء التدوين في الجدول.

لم يسمح مستوى المعرفة حول بنية الذرات والجزيئات في القرن التاسع عشر بشرح سبب تكوين الذرات لعدد معين من الروابط مع الجسيمات الأخرى. لكن أفكار العلماء كانت سابقة لعصرهم ، ولا تزال التكافؤ قيد الدراسة كأحد المبادئ الأساسية للكيمياء.

من تاريخ مفهوم "تكافؤ العناصر الكيميائية"

أدخل الكيميائي الإنجليزي البارز في القرن التاسع عشر ، إدوارد فرانكلاند ، مصطلح "الرابطة" في الاستخدام العلمي لوصف عملية تفاعل الذرات مع بعضها البعض. لاحظ العالم أن بعض العناصر الكيميائية تشكل مركبات لها نفس عدد الذرات الأخرى. على سبيل المثال ، يربط النيتروجين ثلاث ذرات هيدروجين بجزيء الأمونيا.

في مايو 1852 ، افترض فرانكلاند أن هناك عددًا محددًا من الروابط الكيميائية التي يمكن أن تشكلها الذرة مع جزيئات صغيرة أخرى من المادة. استخدم فرانكلاند عبارة "ربط القوة" لوصف ما سيُطلق عليه لاحقًا التكافؤ. حدد كيميائي بريطاني عدد الروابط الكيميائية التي تشكل ذرات العناصر الفردية المعروفة في منتصف القرن التاسع عشر. كان عمل فرانكلاند مساهمة مهمة في الكيمياء الإنشائية الحديثة.

تنمية الآراء

قام الكيميائي الألماني ف. أثبت Kekule في عام 1857 أن الكربون رباعي القاعدة. في أبسط مركب له - الميثان - توجد روابط مع 4 ذرات هيدروجين. استخدم العالم مصطلح "الأساسية" للإشارة إلى خاصية العناصر لإرفاق عدد محدد بدقة من الجسيمات الأخرى. في روسيا ، تم تنظيم البيانات الخاصة بـ A.M. Butlerov (1861). تلقت نظرية الترابط الكيميائي مزيدًا من التطوير بفضل عقيدة التغيير الدوري في خصائص العناصر. مؤلفها هو دي. آي مينديليف المتميز. لقد أثبت أن تكافؤ العناصر الكيميائية في المركبات وخصائص أخرى ترجع إلى المكانة التي تحتلها في النظام الدوري.

تمثيل رسومي التكافؤ والترابط الكيميائي

تعد إمكانية التمثيل المرئي للجزيئات إحدى المزايا التي لا شك فيها لنظرية التكافؤ. ظهرت النماذج الأولى في ستينيات القرن التاسع عشر ، ومنذ عام 1864 ، تم استخدام الدوائر التي بداخلها علامة كيميائية. بين رموز الذرات ، يشار إلى شرطة وعدد هذه الخطوط يساوي قيمة التكافؤ. في نفس السنوات ، تم صنع النماذج الأولى للكرة والعصا (انظر الصورة على اليسار). في عام 1866 ، اقترح كيكول رسمًا كيميائيًا مجسمًا لذرة كربون على شكل رباعي الوجوه ، والذي أدرجه في كتابه المدرسي الكيمياء العضوية.

تمت دراسة تكافؤ العناصر الكيميائية وتكوين الروابط من قبل G. في كتابه ، استخدم لويس النقاط حول الجوانب الأربعة لتمثيل إلكترونات التكافؤ.

التكافؤ للهيدروجين والأكسجين

قبل الخلق ، كان تكافؤ العناصر الكيميائية في المركبات يُقارن عادةً بتلك الذرات المعروفة عنها. تم اختيار الهيدروجين والأكسجين كمعايير. جذب عنصر كيميائي آخر أو استبدل عددًا معينًا من ذرات H و O.

بهذه الطريقة ، تم تحديد الخصائص في مركبات تحتوي على هيدروجين أحادي التكافؤ (يشار إلى تكافؤ العنصر الثاني برقم روماني):

حمض الهيدروكلوريك - الكلور (أنا):
H 2 O - أكسجين (II) ؛
NH 3 - نيتروجين (III) ؛
CH 4 - كربون (IV).

في أكاسيد K 2 O ، CO ، N 2 O 3 ، SiO 2 ، SO 3 ، تم تحديد تكافؤ الأكسجين للمعادن وغير الفلزات بمضاعفة عدد ذرات O المرتبطة. تم الحصول على القيم التالية: K (I ) ، C (II) ، N (III) ، Si (IV) ، S (VI).

كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية

هناك انتظام في تكوين رابطة كيميائية تتضمن أزواج الإلكترونات المشتركة:

التكافؤ النموذجي للهيدروجين هو أنا.
التكافؤ المعتاد للأكسجين هو II.
بالنسبة للعناصر غير المعدنية ، يمكن تحديد أدنى تكافؤ بالصيغة 8 - رقم المجموعة التي توجد بها في النظام الدوري. يتم تحديد أعلى رقم ، إن أمكن ، من خلال رقم المجموعة.
بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية ، يكون الحد الأقصى للتكافؤ المحتمل هو نفسه رقم مجموعتها في الجدول الدوري.

يتم تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية وفقًا لصيغة المركب باستخدام الخوارزمية التالية:

اكتب القيمة المعروفة لأحد العناصر فوق العلامة الكيميائية. على سبيل المثال ، في Mn 2 O 7 تكافؤ الأكسجين هو II.
احسب القيمة الإجمالية ، التي من الضروري لها ضرب التكافؤ بعدد ذرات نفس العنصر الكيميائي في الجزيء: 2 * 7 \ u003d 14.
أوجد تكافؤ العنصر الثاني الذي لا يعرف عنه. قسّم القيمة التي تم الحصول عليها في الخطوة 2 على عدد ذرات المنغنيز في الجزيء.
14: 2 = 7. في أعلى أكسيد لها - VII.

التكافؤ الثابت والمتغير

تختلف قيم التكافؤ للهيدروجين والأكسجين. على سبيل المثال ، الكبريت في مركب H 2 S ثنائي التكافؤ ، وفي الصيغة SO 3 يكون سداسي التكافؤ. يشكل الكربون أول أكسيد ثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد ثاني أكسيد الكربون مع الأكسجين. في المركب الأول ، تكافؤ C هو II ، وفي الثاني ، IV. نفس القيمة في الميثان CH 4.

معظم العناصر لا تظهر تكافؤًا ثابتًا ، ولكن متغير التكافؤ ، على سبيل المثال ، الفوسفور والنيتروجين والكبريت. أدى البحث عن الأسباب الرئيسية لهذه الظاهرة إلى ظهور نظريات الرابطة الكيميائية ، والأفكار حول غلاف التكافؤ للإلكترونات ، والمدارات الجزيئية. تم شرح وجود قيم مختلفة لنفس الخاصية من وجهة نظر بنية الذرات والجزيئات.

أفكار حديثة عن التكافؤ

تتكون جميع الذرات من نواة موجبة محاطة بإلكترونات سالبة الشحنة. الغلاف الخارجي الذي يشكلونه غير مكتمل. الهيكل المكتمل هو الأكثر استقرارًا ، ويحتوي على 8 إلكترونات (ثماني بتات). يؤدي ظهور رابطة كيميائية بسبب أزواج الإلكترونات الشائعة إلى حالة مواتية من الذرات.

تتمثل قاعدة التكوين المركب في إكمال الغلاف عن طريق قبول الإلكترونات أو التبرع بأخرى غير مزدوجة ، أيهما أسهل. إذا كانت الذرة توفر تكوين جسيمات سالبة رابطة كيميائية ليس لها زوج ، فإنها تشكل عددًا من الروابط مثلها مثل إلكترونات غير مقترنة. وفقًا للمفاهيم الحديثة ، فإن تكافؤ ذرات العناصر الكيميائية هو القدرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. على سبيل المثال ، في جزيء كبريتيد الهيدروجين H 2S ، يكتسب الكبريت التكافؤ II (-) ، حيث تشارك كل ذرة في تكوين زوجين من الإلكترونات. تشير علامة "-" إلى انجذاب زوج إلكترون لعنصر أكثر كهرسلبية. بالنسبة لقيمة أقل كهربيًا ، تتم إضافة "+" إلى قيمة التكافؤ.

مع آلية المتبرع والمقبول ، تشارك أزواج الإلكترون لعنصر واحد ومدارات التكافؤ الحرة لعنصر آخر في العملية.

اعتماد التكافؤ على بنية الذرة

ضع في اعتبارك ، باستخدام مثال الكربون والأكسجين ، كيف يعتمد تكافؤ العناصر الكيميائية على بنية المادة. يعطي الجدول الدوري فكرة عن الخصائص الرئيسية لذرة الكربون:

علامة كيميائية - C ؛
رقم العنصر - 6 ؛
الشحنة الأساسية - +6 ؛
البروتونات في النواة - 6 ؛
الإلكترونات - 6 ، بما في ذلك 4 إلكترونات خارجية ، 2 منها زوجان ، و 2 غير متزاوجين.

إذا شكلت ذرة الكربون في أول أكسيد الكربون رابطتين ، فسيتم استخدام 6 جسيمات سالبة فقط. للحصول على ثماني بتات ، من الضروري أن تشكل الأزواج 4 جسيمات سالبة خارجية. الكربون له التكافؤ IV (+) في ثاني أكسيد و IV (-) في الميثان.

الرقم التسلسلي للأكسجين هو 8 ، يتكون غلاف التكافؤ من ستة إلكترونات ، 2 منها لا تشكل زوجًا وتشارك في الترابط الكيميائي والتفاعل مع الذرات الأخرى. التكافؤ النموذجي للأكسجين هو II (-).

التكافؤ وحالة الأكسدة

في كثير من الحالات يكون من الأنسب استخدام مفهوم "حالة الأكسدة". هذا هو الاسم الذي يطلق على الشحنة التي ستكتسبها الذرة إذا تم نقل جميع الإلكترونات الرابطة إلى عنصر له قيمة كهرسلبية أعلى (EO). عدد الأكسدة في مسألة بسيطةيساوي صفر. تضاف علامة "-" إلى حالة الأكسدة لعنصر EO أكثر ، وتضاف علامة "+" إلى علامة أقل كهربيًا. على سبيل المثال ، بالنسبة لمعادن المجموعات الفرعية الرئيسية ، تكون حالات الأكسدة وشحنات الأيونات نموذجية ، مساوية لرقم المجموعة بعلامة "+". في معظم الحالات ، تكون حالة التكافؤ وحالة الأكسدة للذرات في نفس المركب متماثلة عدديًا. فقط عند التفاعل مع المزيد من الذرات الكهربية ، تكون حالة الأكسدة موجبة ، مع العناصر التي يكون فيها EO أقل ، تكون سالبة. غالبًا ما يتم تطبيق مفهوم "التكافؤ" فقط على مواد ذات بنية جزيئية.

من أجل معرفة كيفية تكوين الصيغ الكيميائية ، من الضروري معرفة الأنماط التي وفقًا لها ترتبط ذرات العناصر الكيميائية ببعضها البعض بنسب معينة. للقيام بذلك ، نقارن التركيب النوعي والكمي للمركبات التي تكون صيغها HCl ، H 2 O ، NH 3 ، CH 4 (الشكل 12.1)

هذه المواد متشابهة من حيث التركيب النوعي: كل جزيء يحتوي على ذرات هيدروجين. ومع ذلك ، فإن تركيبها الكمي ليس هو نفسه. ترتبط ذرات الكلور والأكسجين والنيتروجين والكربون بذرة هيدروجين واحدة وثلاث وثلاث وأربع ذرات على التوالي.

لوحظ هذا النمط في بداية القرن الحادي عشر. دالتون. بمرور الوقت ، اكتشف I. Ya. Berzelius أن أكبر عدد من الذرات المتصلة بذرة عنصر كيميائي لا يتجاوز قيمة معينة. في عام 1858 ، أطلق إ. فرانكلاند على قدرة الذرات على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات الأخرى كمصطلح "قوة ربط" "التكافؤ"(من اللات. فالنتيا-"القوة") في عام 1868 من قبل الكيميائي الألماني K.G Wichelhaus.

التكافؤ — الملكية المشتركةذرات. يميز قدرة الذرات كيميائيًا (بواسطة قوى التكافؤ) على التفاعل مع بعضها البعض.

تم تحديد تكافؤ العديد من العناصر الكيميائية على أساس البيانات التجريبية على الكمية و التركيب النوعيمواد. لكل وحدة تكافؤسيتم قبول تكافؤ ذرة الهيدروجين. إذا كانت ذرة عنصر كيميائي متصلة بذرتين أحاديتي التكافؤ ، فإن تكافؤها يكون اثنين. إذا كانت متصلة بثلاث ذرات أحادية التكافؤ ، فهي ثلاثية التكافؤ ، إلخ.

أعلى قيمة لتكافؤ العناصر الكيميائية هي الثامن .

تتم الإشارة إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية. دعونا نشير إلى التكافؤ في صيغ المركبات المدروسة:

وجد العلماء أيضًا أن العديد من العناصر في المركبات المختلفة تظهر قيم تكافؤ مختلفة. أي أن هناك عناصر كيميائية ذات تكافؤ ثابت ومتغير.

هل يمكن تحديد التكافؤ من خلال موضع عنصر كيميائي في النظام الدوري؟ تتطابق القيمة القصوى لتكافؤ العنصر مع عدد مجموعة النظام الدوري الذي يوجد فيه. ومع ذلك ، هناك استثناءات - النيتروجين والأكسجين والفلور والنحاس وبعض العناصر الأخرى. يتذكر: يُشار إلى رقم المجموعة برقم روماني أعلى العمود الرأسي المقابل للنظام الدوري.

الطاولة. العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المستمر

عنصر	التكافؤ	عنصر	التكافؤ
الهيدروجين (H)		الكالسيوم (كا)
الصوديوم (نا)		الباريوم (با)

		الأكسجين (O)
البريليوم (كن)		ألمنيوم (Al)
المغنيسيوم (ملغ)

الطاولة. العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المتغير

عنصر	التكافؤ	عنصر	التكافؤ
		الحديد (Fe)

		المنغنيز (ملغ)
			الثاني والثالث والسادس مواد من الموقع

الفضة (AG)		الفوسفور (P)
الذهب (Au)		الزرنيخ (As)
		الكربون (ج)
الرصاص (الرصاص)		السيليكون (Si)

في هذه الصفحة ، مادة حول الموضوعات:

هناك عناصر تكافؤها دائمًا ثابتة ، وهناك القليل جدًا منها. لكن جميع العناصر الأخرى تظهر تكافؤًا متغيرًا.

المزيد من الدروس على الموقع

تتحد ذرة واحدة من عنصر أحادي التكافؤ مع ذرة واحدة من عنصر أحادي التكافؤ(حمض الهيدروكلوريك) . تتحد ذرتان أحاديتان مع ذرة عنصر ثنائي التكافؤ(H2O) أو ذرة ثنائية التكافؤ(كاو) . هذا يعني أنه يمكن تمثيل تكافؤ عنصر كرقم يوضح عدد ذرات العنصر أحادي التكافؤ التي يمكن أن تتحد معها ذرة عنصر معين. عمود العنصر هو عدد الروابط التي تشكلها الذرة:

Na - أحادي التكافؤ (رابطة واحدة)

H - أحادي التكافؤ (رابطة واحدة)

O - ثنائي التكافؤ (رابطان لكل ذرة)

S - سداسي التكافؤ (يشكل ستة روابط مع الذرات المجاورة)

قواعد تحديد التكافؤ
عناصر في الاتصالات

1. رمح هيدروجينتأخذ ل أنا(وحدة). بعد ذلك ، وفقًا لصيغة الماء H 2 O ، يتم ربط ذرتين من الهيدروجين بذرة أكسجين واحدة.

2. الأكسجينيظهر التكافؤ دائمًا في مجمعاته ثانيًا. لذلك ، فإن الكربون في مركب CO 2 (ثاني أكسيد الكربون) له تكافؤ IV.

3. رمح أعلىيساوي رقم المجموعة .

4. تكافؤ أقليساوي الفرق بين الرقم 8 (عدد المجموعات في الجدول) وعدد المجموعة التي يقع فيها هذا العنصر ، أي 8 — ن مجموعات .

5. بالنسبة للمعادن في المجموعات الفرعية "أ" ، يكون العمود مساويًا لرقم المجموعة.

6. في اللافلزات ، يتجلى تكافؤان بشكل أساسي: أعلى وأدنى.

من الناحية المجازية ، فإن المحور هو عدد "الأيدي" التي تتشبث بها الذرة بذرات أخرى. من الطبيعي أن الذرات ليس لها "أيدي" ؛ يتم لعب دورهم من قبل ما يسمى ب. إلكترونات التكافؤ.

يمكن أن يقال بشكل مختلف: هي قدرة ذرة عنصر معين على ربط عدد معين من الذرات الأخرى.

يجب فهم المبادئ التالية بوضوح:

هناك عناصر ذات تكافؤ ثابت (يوجد عدد قليل منها نسبيًا) وعناصر ذات تكافؤ متغير (أغلبها).

يجب تذكر العناصر ذات التكافؤ المستمر.

ثبات(lat. valentia - Strength) قدرة الذرة على الارتباط أو استبدال عدد معين من الذرات أو مجموعات الذرات الأخرى.

لعقود عديدة ، كان مفهوم التكافؤ أحد المفاهيم الأساسية والأساسية في الكيمياء. يجب أن يكون جميع طلاب الكيمياء قد صادفوا هذا المفهوم. في البداية ، بدا الأمر بسيطًا للغاية ولا لبس فيه: الهيدروجين أحادي التكافؤ ، والأكسجين ثنائي التكافؤ ، وما إلى ذلك. في أحد الكتيبات الخاصة بالمتقدمين ، تنص على ما يلي: "التكافؤ هو عدد الروابط الكيميائية التي تشكلها ذرة في مركب." ولكن ما هو إذن ، وفقًا لهذا التعريف ، هو 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 و K 4 Fe ( CN) 6؟ وحتى في كلوريد الصوديوم ، ترتبط كل ذرة في بلورة كلوريد الصوديوم بست ذرات أخرى! يجب تطبيق الكثير من التعريفات ، حتى المطبوعة في الكتب المدرسية ، بعناية فائقة.

في المنشورات الحديثة ، يمكن للمرء أن يجد تعريفات مختلفة ، وغالبًا ما تكون غير متسقة. على سبيل المثال ، هذا: "التكافؤ هو قدرة الذرات على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية." هذا التعريف واضح لا لبس فيه ، لكنه قابل للتطبيق فقط للمركبات ذات الروابط التساهمية. تحديد تكافؤ الذرة والعدد الإجمالي للإلكترونات المشاركة في تكوين رابطة كيميائية ؛ وعدد أزواج الإلكترونات التي ترتبط بها ذرة معينة بذرات أخرى ؛ وعدد إلكتروناتها غير المزاوجة المشاركة في تكوين أزواج إلكترونية مشتركة. هناك تعريف آخر متكرر للتكافؤ ، حيث إن عدد الروابط الكيميائية التي ترتبط بها ذرة معينة بذرات أخرى يسبب أيضًا صعوبات ، لأنه ليس من الممكن دائمًا تحديد ماهية الرابطة الكيميائية بوضوح. في الواقع ، لا تتشكل الروابط الكيميائية في جميع المركبات بواسطة أزواج من الإلكترونات. أبسط مثال على ذلك هو البلورات الأيونية ، مثل كلوريد الصوديوم ؛ في ذلك ، تشكل كل ذرة صوديوم رابطة (أيونية) بستة ذرات كلور ، والعكس صحيح. هل من الضروري اعتبار الروابط الهيدروجينية روابط كيميائية (على سبيل المثال ، في جزيئات الماء)؟

يطرح السؤال حول ما يمكن أن يكون تكافؤ ذرة النيتروجين مساوياً له وفقًا لتعريفاته 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 مساويًا لخمسة ، حيث يمكن لذرة النيتروجين استخدام جميع إلكتروناتها الخارجية الخمسة في التكوين من الروابط الكيميائية - اثنان من الإلكترونات s وثلاثة p- إلكترونات. إذا تم تحديد التكافؤ بعدد أزواج الإلكترون التي ترتبط بها ذرة معينة بالآخرين ، ففي هذه الحالة يكون الحد الأقصى لتكافؤ ذرة النيتروجين هو أربعة. في هذه الحالة ، تشكل ثلاثة إلكترونات p ثلاثة روابط تساهمية مع ذرات أخرى ، وتتكون رابطة أخرى بسبب إلكترونين 2s من النيتروجين. مثال على ذلك هو تفاعل الأمونيا مع الأحماض لتكوين كاتيون أمونيوم. أخيرًا ، إذا تم تحديد التكافؤ فقط من خلال عدد الإلكترونات غير المزدوجة في الذرة ، فلا يمكن أن يكون تكافؤ النيتروجين أكثر من ثلاثة ، نظرًا لأن ذرة N لا يمكن أن تحتوي على أكثر من ثلاثة إلكترونات غير مقترنة (يمكن أن يحدث إثارة الإلكترون 2s فقط إلى المستوى مع n = 3 ، وهو أمر غير موات للغاية من الناحية النشطة). لذلك ، في الهاليدات ، يشكل النيتروجين ثلاثة روابط تساهمية فقط ، ولا توجد مركبات مثل NF 5 أو NCl 5 أو NBr 5 (على عكس PF 3 و PCl 3 و PBr 3 المستقرة تمامًا). ولكن إذا نقلت ذرة النيتروجين أحد إلكتروناتها الثانية إلى ذرة أخرى ، فستبقى أربعة إلكترونات غير مقترنة في N + الكاتيون الناتج ، وسيكون تكافؤ هذا الكاتيون أربعة. يحدث هذا ، على سبيل المثال ، في جزيء حمض النيتريك. وبالتالي ، تؤدي التعاريف المختلفة للتكافؤ إلى نتائج مختلفة حتى في حالة الجزيئات البسيطة.

أي من هذه التعريفات "صحيح" وهل من الممكن 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 ، مع ذلك ، 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 الأخرى (أو مجموعات الذرات) بتكوين رابطة كيميائية. أحد مبتكري النظرية التركيب الكيميائيكتب فريدريش أوجست كيكول: "التكافؤ هو خاصية أساسية للذرة ، خاصية ثابتة وغير متغيرة مثل الوزن الذري نفسه." اعتبر كيكول أن تكافؤ عنصر ما هو قيمة ثابتة. بحلول نهاية الخمسينيات من القرن التاسع عشر ، اعتقد معظم الكيميائيين أن التكافؤ (الذي يُطلق عليه آنذاك "الذرية") للكربون كان 4 ، وتكافؤات الأكسجين والكبريت كانت 2 ، وتكافؤات الهالوجينات كانت 1. في عام 1868 ، الكيميائي الألماني K.G. " التكافؤ "(باللاتينية فالنتيا - القوة). ومع ذلك ، لم يتم استخدامه تقريبًا لفترة طويلة ، على الأقل في روسيا (بدلاً من ذلك ، تحدثوا ، على سبيل المثال ، عن "وحدات التقارب" ، و "عدد المعادلات" ، و "عدد الأسهم" ، وما إلى ذلك). من المهم أن في القاموس الموسوعيبروكهاوس وإيفرون(تم فحص جميع المقالات المتعلقة بالكيمياء في هذه الموسوعة تقريبًا وتصحيحها وكتابتها غالبًا بواسطة D.I. Mendeleev) لا توجد مقالة حول "التكافؤ" على الإطلاق. إنه ليس أيضًا في العمل الكلاسيكي لمندليف. أساسيات الكيمياء(يذكر أحيانًا مفهوم "الذرية" دون الخوض في تفاصيله ودون إعطائه تعريفًا لا لبس فيه).

من أجل إظهار الصعوبات التي صاحبت مفهوم "التكافؤ" بصريًا منذ البداية ، من المناسب الاستشهاد بالشعبية في بداية القرن العشرين. العديد من البلدان ، بسبب الموهبة التربوية العظيمة للمؤلف ، الكتاب المدرسي للكيميائي الأمريكي ألكسندر سميث ، الذي نشره في عام 1917 (بالترجمة الروسية - في أعوام 1911 و 1916 و 1931): "لم يتلق أي مفهوم في الكيمياء مثل هذا عدد من التعاريف غير الواضحة وغير الدقيقة كمفهوم التكافؤ ". ومزيد من التفاصيل في القسم بعض الشذوذ في الآراء حول التكافؤيكتب المؤلف:

"عندما تم بناء مفهوم التكافؤ لأول مرة ، كان يعتقد - خطأً تمامًا - أن كل عنصر له تكافؤ واحد. لذلك ، بالنظر إلى أزواج من المركبات مثل CuCl و CuCl 2 ، أو ... FeCl 2 و FeCl 3 ، انطلقنا من افتراض أن النحاس دائماًهو ثنائي التكافؤ ، والحديد ثلاثي التكافؤ ، وعلى هذا الأساس تم تشويه الصيغ بطريقة تناسبها مع هذا الافتراض. وهكذا ، تمت كتابة صيغة كلوريد النحاس (وغالبًا ما يتم كتابتها حتى الآن) على النحو التالي: Cu 2 Cl 2. في هذه الحالة ، تأخذ صيغتا مركبي كلوريد النحاس في التمثيل البياني الشكل: Cl-Cu-Cu-Cl و Cl-Cu-Cl. في كلتا الحالتين ، تحتوي كل ذرة نحاسية (على الورق) على وحدتين ، وبالتالي فهي ثنائية التكافؤ (على الورق). وبالمثل ... أدت مضاعفة الصيغة FeCl 2 إلى إعطاء Cl 2> Fe – Fe 2 ، مما سمح لنا بالنظر في ... الحديد الحديدي. " ويواصل سميث تقديم استنتاج مهم للغاية وخالٍ من الزمن: "إن اختراع الحقائق أو تشويهها يتعارض تمامًا مع المنهج العلمي من أجل دعم وجهة نظر مفادها أن عدم استنادها إلى التجربة هو نتيجة افتراض بسيط. ومع ذلك ، فإن تاريخ العلم يظهر أن مثل هذه الأخطاء يتم ملاحظتها في كثير من الأحيان.

في عام 1912 ، قدم الكيميائي الروسي L.A. Chugaev ، الذي حصل على تقدير عالمي لعمله في كيمياء المركبات المعقدة ، مراجعة لأفكار بداية القرن حول التكافؤ. أظهر Chugaev بوضوح الصعوبات المرتبطة بتعريف وتطبيق مفهوم التكافؤ:

"التكافؤ هو مصطلح يستخدم في الكيمياء بنفس معنى" الذرية "للإشارة إلى الحد الأقصى لعدد ذرات الهيدروجين (أو الذرات أحادية الذرة أو الجذور الأحادية الذرة) التي يمكن أن ترتبط بها ذرة عنصر معين ارتباطًا مباشرًا (أو التي يمكن أن تحل محل). غالبًا ما تُستخدم كلمة التكافؤ أيضًا بمعنى وحدة التكافؤ أو وحدة التقارب. لذلك يقولون أن الأكسجين يحتوي على اثنين ، النيتروجين ثلاثة تكافؤ ، إلخ. تم استخدام كلمتا التكافؤ و "الذرية" سابقًا دون أي تمييز ، ولكن نظرًا لأن المفاهيم التي عبروا عنها فقدت بساطتها الأصلية وأصبحت أكثر تعقيدًا ، في عدد من الحالات فقط بقيت كلمة التكافؤ قيد الاستخدام ... بدأ مفهوم التكافؤ بإدراك أن التكافؤ كمية متغيرة ... علاوة على ذلك ، بمعنى المسألة ، يتم التعبير عنها دائمًا في صورة عدد صحيح.

عرف الكيميائيون أن العديد من المعادن لها تكافؤ متغير ، وكان يجب أن يتحدثوا ، على سبيل المثال ، عن الكروم ثنائي التكافؤ وثنائي التكافؤ وسداسي التكافؤ. قال Chugaev أنه حتى في حالة الكربون ، كان من الضروري الاعتراف بإمكانية أن يكون تكافؤه مختلفًا عن 4 ، وأن CO ليس الاستثناء الوحيد: "من المحتمل جدًا وجود الكربون ثنائي التكافؤ في carbylamines CH 3 -N = C ، في حمض الفلمنيك وأملاحه C = NOH ، C = NOMe ، إلخ. نحن نعلم أن هناك أيضًا كربون ثلاثي الذرات ... "يوسع المفهوم الكلاسيكي للتكافؤ ويمتد إلى الحالات التي لا ينطبق عليها ، على هذا النحو. إذا جاء Thiele إلى الحاجة ... للسماح بـ "تجزئة" وحدات التكافؤ ، فهناك عدد من الحقائق التي تجعل من الضروري استنتاج مفهوم التكافؤ بمعنى آخر من الإطار الضيق الذي تم تضمينه فيه في الأصل . لقد رأينا أن دراسة أبسط المركبات (ثنائية في الغالب ...) تكونت بواسطة العناصر الكيميائية، لكل من هذه الأخيرة يجبر المرء على الاعتراف بقيم معينة ، صغيرة دائمًا ، وبالطبع عدد صحيح من تكافؤهم. هذه القيم ، بشكل عام ، قليلة جدًا (العناصر التي تظهر أكثر من ثلاثة تكافؤات مختلفة نادرة) ... ومع ذلك ، تظهر التجربة أنه عندما يجب التعرف على جميع وحدات التكافؤ المذكورة أعلاه على أنها مشبعة ، فإن قدرة الجزيئات المتكونة في هذا حالة لمزيد من إرفاق لا تصل على الإطلاق الحد الأقصى. لذلك فإن الأملاح المعدنية تضيف الماء والأمونيا والأمينات .. وتشكل هيدرات مختلفة والأمونيا ... إلخ. المركبات المعقدة ، والتي ... نصنفها الآن على أنها معقدة. إن وجود مثل هذه المركبات ، التي لا تتناسب مع إطار أبسط مفهوم التكافؤ ، يتطلب بطبيعة الحال توسعها وإدخال فرضيات إضافية. إحدى هذه الفرضيات ، التي اقترحها أ. ويرنر ، هي أنه جنبًا إلى جنب مع وحدات التكافؤ الرئيسية أو الأساسية ، هناك وحدات أخرى ثانوية. عادة ما يشار إلى الأخير بخط منقط.

في الواقع ، ما التكافؤ ، على سبيل المثال ، الذي يجب أن يُنسب إلى ذرة الكوبالت في كلوريده ، والتي أضافت ستة جزيئات من الأمونيا لتكوين مركب CoCl 3 6NH 3 (أو ، وهو نفسه ، Co (NH 3) 6 Cl 3) ؟ في ذلك ، ترتبط ذرة الكوبالت في وقت واحد مع تسع ذرات من الكلور والنيتروجين! كتب D.I. Mendeleev في هذه المناسبة عن "قوى التقارب المتبقية" التي لم يتم دراستها كثيرًا. قدم الكيميائي السويسري A. Werner ، الذي ابتكر نظرية المركبات المعقدة ، مفاهيم التكافؤ الرئيسي (الأساسي) والتكافؤ الثانوي (الثانوي) (في الكيمياء الحديثة ، تتوافق هذه المفاهيم مع حالة الأكسدة ورقم التنسيق). يمكن أن يكون كلا التكافؤين متغيرين ، وفي بعض الحالات يكون من الصعب جدًا أو حتى المستحيل التمييز بينهما.

علاوة على ذلك ، يتطرق Chugaev إلى نظرية R. Abegg للكهرباء ، والتي يمكن أن تكون موجبة (في مركبات الأكسجين الأعلى) أو سلبية (في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين). في هذه الحالة ، مجموع التكافؤات الأعلى للعناصر في الأكسجين والهيدروجين للمجموعات من الرابع إلى السابع هو 8. لا يزال العرض التقديمي في العديد من كتب الكيمياء يعتمد على هذه النظرية. في الختام ، يذكر Chugaev المركبات الكيميائية التي يكون مفهوم التكافؤ غير قابل للتطبيق عمليًا - المركبات بين المعادن ، والتي يتم التعبير عن تركيبها غالبًا في صيغ خاصة جدًا ، تشبه إلى حد ما القيم المعتادة للتكافؤ. هذه ، على سبيل المثال ، هي المركبات التالية: NaCd 5 و NaZn 12 و FeZn 7 وغيرها.

أشار الكيميائي الروسي الشهير أ.أ.كابلوكوف في كتابه المدرسي إلى بعض الصعوبات في تحديد التكافؤ بدايات أساسية الكيمياء غير العضوية ، نُشر عام 1929. أما بالنسبة لرقم التنسيق ، فلنستشهد (بالترجمة الروسية) كتابًا دراسيًا نُشر في برلين عام 1933 من قبل أحد مؤسسي نظرية الحلول الحديثة ، الكيميائي الدنماركي نيلز بييروم:

"أرقام التكافؤ المعتادة لا تعطي أي فكرة عن الخصائص المميزة التي تظهر من قبل العديد من الذرات في العديد من المركبات المعقدة. لشرح قدرة الذرات أو الأيونات على تكوين مركبات معقدة ، تم تقديم سلسلة خاصة جديدة من الأرقام للذرات والأيونات ، تختلف عن أرقام التكافؤ المعتادة. في أيونات الفضة المعقدة ... متصلة مباشرة بالجزء الأكبر من ذرة المعدن المركزية اثنينذرة أو مجموعتين من الذرات ، على سبيل المثال ، Ag (NH 3) 2 + ، Ag (CN) 2 - ، Ag (S 2 O 3) 2 - ... لوصف هذا الاتصال ، تم تقديم المفهوم رقم التنسيقوتخصيص رقم تنسيق 2 للأيونات Ag + كما يتضح من الأمثلة المقدمة ، المجموعات المرتبطة بها ذرة مركزية، يمكن أن تكون جزيئات محايدة (NH 3) وأيونات (CN - ، S 2 O 3 -). أيون النحاس ثنائي التكافؤ Cu ++ وأيون الذهب ثلاثي التكافؤ Au +++ في معظم الحالات لهما رقم تنسيق 4. وبالطبع لا يشير رقم التنسيق للذرة حتى الآن إلى نوع الرابطة الموجودة بين الذرة المركزية و الذرات الأخرى أو مجموعات الذرات المرتبطة بها ؛ لكنها اتضح أنها أداة ممتازة لمنهجيات المركبات المعقدة.

أ. سميث يعطي أمثلة توضيحية جدا "للخصائص الخاصة" للمركبات المعقدة في كتابه المدرسي:

"اعتبر المركبات" الجزيئية "التالية من البلاتين: PtCl 4 2NH 3 ، PtCl 4 4NH 3 ، PtCl 4 6NH 3 و PtCl 4 2KCl. تكشف دراسة عن كثب لهذه المركبات عن عدد من الميزات الرائعة. المركب الأول في المحلول عمليا لا يتحلل إلى أيونات ؛ الموصلية الكهربائية لحلولها منخفضة للغاية ؛ نترات الفضة لا تترسب معها AgCl. افترض ويرنر أن ذرات الكلور مرتبطة بذرة البلاتين عن طريق التكافؤ العادي ؛ أطلق عليها فيرنر الأسماء الرئيسية ، وترتبط جزيئات الأمونيا بذرة البلاتين بواسطة تكافؤات جانبية إضافية. يحتوي هذا المركب ، وفقًا لفيرنر ، على الهيكل التالي:

تشير الأقواس الكبيرة إلى تكامل مجموعة الذرات ، وهي معقد لا يتحلل عندما يذوب المركب.

المركب الثاني له خصائص مختلفة عن الأول ؛ هذا إلكتروليت ، الموصلية الكهربائية لحلوله لها نفس الترتيب مثل الموصلية الكهربائية لمحاليل الملح التي تتحلل إلى ثلاثة أيونات (K 2 SO 4 ، BaCl 2 ، MgCl 2) ؛ تترسب نترات الفضة ذرتان من كل أربع ذرات. وفقًا لفيرنر ، يحتوي هذا المركب على البنية التالية: 2– + 2Cl -. هنا لدينا أيون معقد ، لا تترسب فيه ذرات الكلور بواسطة نترات الفضة ، ويتشكل هذا المركب حول النواة - ذرة Pt - المجال الداخلي للذرات في المركب ، تنقسم ذرات الكلور على شكل أيونات لتشكل الكرة الخارجية للذرات ، ولهذا نكتبها خارج الأقواس الكبيرة. إذا افترضنا أن Pt لها أربعة تكافؤات رئيسية ، فسيتم استخدام اثنين فقط في هذا المركب ، بينما يحتوي الاثنان الآخران على ذرتين خارجيتين من الكلور. في المركب الأول ، يتم استخدام جميع التكافؤات الأربعة من البلاتين في المجمع نفسه ، ونتيجة لذلك لا يكون هذا المركب منحل بالكهرباء.

في المركب الثالث ، تترسب ذرات الكلور الأربع بواسطة نترات الفضة ؛ تشير الموصلية الكهربائية العالية لهذا الملح إلى أنه يعطي خمسة أيونات ؛ من الواضح أن هيكلها كما يلي: 4– + 4Cl - ... في الأيونات المعقدة ، ترتبط جميع جزيئات الأمونيا بـ Pt بجانب التكافؤات الجانبية ؛ المقابلة للتكافؤات الأربعة الرئيسية للبلاتين ، هناك أربع ذرات كلور في الكرة الخارجية.

في المركب الرابع ، لا تترسب نترات الفضة الكلور على الإطلاق ، وتشير الموصلية الكهربائية لمحاليلها إلى التحلل إلى ثلاثة أيونات ، وتكشف تفاعلات التبادل أيونات البوتاسيوم. نعزو الهيكل التالي إلى هذا المركب: 2– + 2K +. في الأيونات المعقدة ، يتم استخدام التكافؤات الأربعة الرئيسية لـ Pt ، ولكن نظرًا لعدم استخدام التكافؤات الرئيسية لذرتي الكلور ، يمكن الاحتفاظ بأيونين موجبين أحادي التكافؤ (2K + ، 2NH 4 + ، إلخ) في الكرة الخارجية .

تعطي الأمثلة المعطاة للاختلاف المذهل 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 "الكهربية" على نطاق واسع. نظرًا لأن الذرات يمكنها التبرع بالإلكترونات وقبولها ، يمكن أن تكون الكهربية إما موجبة أو سالبة (يتم الآن استخدام مفهوم حالة الأكسدة بدلاً من الإشعاع الكهربائي). إلى أي مدى تتفق الأفكار الإلكترونية الجديدة حول التكافؤ مع الأفكار القديمة؟ يكتب N. Bjerrum في الكتاب المدرسي الذي تم الاستشهاد به بالفعل حول هذا الأمر: "هناك بعض الاعتماد بين أرقام التكافؤ المعتادة والأرقام الجديدة المقدمة - الكهربية ورقم التنسيق ، لكنهما ليسا متطابقين بأي حال من الأحوال. انقسم المفهوم القديم للتكافؤ إلى مفهومين جديدين. في هذه المناسبة ، أدلى Bjerrum بملاحظة مهمة: "عدد التنسيق للكربون في معظم الحالات هو 4 ، وكهرباءه إما +4 أو -4. نظرًا لأن كلا الرقمين يتطابقان عادةً مع ذرة الكربون ، فإن مركبات الكربون ليست مناسبة لدراسة الفرق بين هذين المفهومين عليها.

في إطار النظرية الإلكترونية للترابط الكيميائي ، التي تم تطويرها في أعمال الكيميائي الفيزيائي الأمريكي جي لويس والفيزيائي الألماني دبليو كوسيل ، ظهرت مفاهيم مثل الرابطة المتلقية للمانح (التنسيق) والتساهم. وفقًا لهذه النظرية ، تم تحديد تكافؤ الذرة من خلال عدد إلكتروناتها المشاركة في تكوين أزواج إلكترونية مشتركة مع ذرات أخرى. في هذه الحالة ، تم اعتبار الحد الأقصى للتكافؤ لعنصر ما مساويًا لعدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي للذرة (يتزامن مع رقم مجموعة الجدول الدوري التي ينتمي إليها العنصر المحدد). وفقًا لمفاهيم أخرى تستند إلى قوانين الكيمياء الكمومية (طورها الفيزيائيان الألمان دبليو هيتلر و ف.لندن) ، لا يجب حساب جميع الإلكترونات الخارجية ، ولكن فقط الإلكترونات غير المزدوجة (في الأرض أو الحالة المثارة للذرة) ؛ يتم إعطاء هذا التعريف في عدد من الموسوعات الكيميائية.

ومع ذلك ، هناك حقائق معروفة لا تتناسب مع هذا المخطط البسيط. لذلك ، في عدد من المركبات (على سبيل المثال ، في الأوزون) ، لا يمكن لزوج من الإلكترونات أن يحمل نواتين ، بل ثلاث نوات ؛ في الجزيئات الأخرى ، يمكن تنفيذ الرابطة الكيميائية بواسطة إلكترون واحد. من المستحيل وصف مثل هذه الروابط دون استخدام جهاز كيمياء الكم. كيف ، على سبيل المثال ، لتحديد تكافؤ الذرات في مركبات مثل البنتابوران B 5 H 9 وغيرها من البوران مع روابط "جسر" ، حيث يتم ربط ذرة الهيدروجين بذرتين من البورون في وقت واحد ؛ ferrocene Fe (C 5 H 5) 2 (ذرة حديد بحالة أكسدة +2 متصلة على الفور بـ 10 ذرات كربون) ؛ الحديد pentacarbonyl Fe (CO) 5 (ذرة حديد في حالة أكسدة صفرية مرتبطة بخمس ذرات كربون) ؛ الصوديوم pentacarbonyl كرومات Na 2 Cr (CO) 5 (حالة أكسدة الكروم -2)؟ هذه الحالات "غير الكلاسيكية" ليست استثنائية بأي حال من الأحوال. "قواطع التكافؤ" المماثلة ، المركبات ذات "مختلف التكافؤات الغريبة" ، مع تطور الكيمياء ، أصبحت أكثر فأكثر.

للتغلب على بعض الصعوبات ، تم تقديم تعريف وفقًا له ، عند تحديد تكافؤ الذرة ، من الضروري مراعاة العدد الإجمالي للإلكترونات غير الزوجية ، وأزواج الإلكترون المنفردة والمدارات الشاغرة المشاركة في تكوين الروابط الكيميائية. تشارك المدارات الشاغرة بشكل مباشر في تكوين روابط متلقية للمانحين في مركبات معقدة مختلفة.

من الاستنتاجات أن تطوير النظرية واكتساب بيانات تجريبية جديدة أدى إلى حقيقة أن محاولات تحقيق فهم واضح لطبيعة التكافؤ قسمت هذا المفهوم إلى عدد من المفاهيم الجديدة ، مثل التكافؤ الرئيسي والثانوي. ، التكافؤ الأيوني والتساهم ، رقم التنسيق ودرجة الأكسدة ، إلخ. وهذا يعني أن مفهوم "التكافؤ" "ينقسم" إلى عدد من المفاهيم المستقلة ، كل منها يعمل في منطقة معينة. على ما يبدو ، فإن المفهوم التقليدي للتكافؤ له معنى واضح لا لبس فيه فقط للمركبات التي تكون فيها جميع الروابط الكيميائية مركزين (أي ربط ذرتين فقط) ويتم تنفيذ كل رابطة بواسطة زوج من الإلكترونات الموجودة بين ذرتين متجاورتين ، بمعنى آخر ، للمركبات التساهمية مثل HCl ، CO 2 ، C 5 H 12 ، إلخ.

الاستنتاج الثاني ليس معتادًا تمامًا: لمصطلح "التكافؤ" ، على الرغم من استخدامه في الكيمياء الحديثة ، استخدام محدود للغاية ، ومحاولات إعطائه تعريفًا لا لبس فيه "لجميع المناسبات" ليست مثمرة للغاية وتكاد تكون مطلوبة. ليس عبثًا أن يستغني مؤلفو العديد من الكتب المدرسية ، خاصة تلك المنشورة في الخارج ، عن هذا المفهوم على الإطلاق أو يقصرون أنفسهم على الإشارة إلى أن مفهوم "التكافؤ" له أهمية تاريخية بشكل أساسي ، بينما يستخدم الكيميائيون الآن بشكل أساسي أكثر شيوعًا ، وإن كان مصطنعًا إلى حد ما ، فإن مفهوم "درجة الأكسدة".

ايليا لينسون