يعد جدول Dmitry Ivanovich Mendeleev مادة مرجعية متعددة الوظائف يمكن من خلالها معرفة البيانات الأكثر أهمية حول العناصر الكيميائية. الشيء الأكثر أهمية هو معرفة الأطروحات الرئيسية لـ "قراءتها" ، 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 مندليف ، 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 إليه 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 وعلى اليمين ، 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. هناك تكافؤ مستمر لا يتغير ومتغير له معنى مختلفاعتمادًا على المادة التي يوجد بها العنصر. 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 لها جميعًا تكافؤًا 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 تكافؤه 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 التكافؤ العناصر الكيميائيةالتي 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 التكافؤ 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 التكافؤ 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 ، كلما استطاعت ذرات الهيدروجين استبدال أو ربط ذرة بنفسها عنصر، مما يعني ارتفاع التكافؤ.

3. العلاقة بين المواد الكيميائية عنصرمي لها طبيعة مختلفة. يمكن أن تكون رابطة تساهمية ، أيونية ، معدنية. لتكوين رابطة ، يجب أن تحتوي الذرة على: الشحنة الكهربائية، إلكترون تكافؤ غير متزاوج ، 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 بأطروحات الطاقة الأقل ، 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 بواسطة 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 لذرات نفس العنصر أن تظهر 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 للتكافؤ لعنصر ما مساوياً لعدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي للذرة. التكافؤ الأقصى عناصرنفس المجموعة النظام الدوريعادة يتوافق مع الرقم الترتيبي. 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 ساطعة. هناك العديد من تقنيات الذاكرة. على سبيل المثال ، يُسمح بكتابة قصة من عناصر المعلومات المحفوظة ، والبحث عن الكلمات الساكنة (الروبيديوم - مفتاح السكين ، والسيزيوم - يوليوس قيصر) ، وتشغيل الخيال المكاني ، أو قافية عناصر الجدول الدوري لمندلييف بسهولة.

2. القصة عن عناصر النيتروجين المقافية في الجدول الدوري لمندليف أفضل من حيث المعنى ، وفقًا لعلامات معينة: وفقًا للتكافؤ ، على سبيل المثال. لذا ، 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 يتلاشى في 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 - وسيصبح 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 حول 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. قم ببناء قلعة ذاكرة هذا أحد أسماء أساليب الحفظ الفعالة إلى حد ما عند تشغيل التفكير المكاني. سره 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 هاتف محمول. 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.

نصيحة مفيدة
يُسمح برسم نفس البطاقات التي تحتوي على معلومات حول العناصر ، كما كان لدى Mendeleev مرة واحدة ، ولكن يتم استكمالها فقط 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 إبقاء الذرات الأخرى حولها أكثر صعوبة قليلاً. للقيام بذلك ، تحتاج إلى معرفة خصائص المكونات الأخرى مواد .

4. تذكر القاعدة: حاصل ضرب عدد الذرات التكافؤعنصر واحد في المركب يجب أن يطابق 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. الآن اختبر 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 للغاية. 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 ، لذلك ، استبدال القيم بالنسب: 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 ، والثانية - ذات مستويين ، والثالثة - 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 ، والخواص الفيزيائية للمركبات (الغليان ، ونقاط الانصهار ، والكثافة) ، وأساسيتها ، أو تذبذبها 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 هذه العناصر بأسمائها ، 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. تسمى الصفوف العلوية في الفترات الضخمة زوجيًا ، وتسمى الصفوف السفلية الفردي.في الفترة السادسة من الجدول بعد اللانثانم (الرقم التسلسلي 57) يوجد 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 هي 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 ؛ فهو 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. إن احتياج الإنسان والحيوان للسيلينيوم هو 50-100 ميكروغرام / كغ من الغذاء ، هذا العنصر له خصائص مضادة للأكسدة ، ويؤثر بشكل كبير. التفاعلات الأنزيميةويزيد من حساسية الشبكية للضوء.

4. يمكن أن يوجد السيلينيوم في العديد من التعديلات المتآصلة: غير متبلور (زجاجي ، ومسحوق ، وسيلينيوم 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 مرة أخرى ، 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 عليه عن طريق تسخين أشكال أخرى من السيلينيوم حتى يذوب ويبرد ببطء إلى 180-210 درجة مئوية. داخل سلاسل السيلينيوم السداسية ، الذرات مرتبطة تساهميًا.

7. السيلينيوم مستقر في الهواء ، ولا يتأثر بـ: الأكسجين والماء وأحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك المخففة ، ومع ذلك ، فإنه يذوب 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 صناعة كيميائيةيستخدم السيلينيوم كعامل مساعد.

فيديوهات ذات علاقة

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

في دروس الكيمياء ، تعرفت بالفعل على مفهوم تكافؤ العناصر الكيميائية. لقد جمعنا كل شيء في مكان واحد معلومات مفيدةحول هذا السؤال. استخدمه عند التحضير لـ GIA وامتحان الدولة الموحد.

التكافؤ والتحليل الكيميائي

التكافؤ- قدرة ذرات العناصر الكيميائية على الدخول في مركبات كيميائية مع ذرات عناصر أخرى. بمعنى آخر ، إنها قدرة الذرة على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع الذرات الأخرى.

من اللاتينية ، تُرجمت كلمة "التكافؤ" على أنها "القوة والقدرة". اسم حقيقي جدا ، أليس كذلك؟

يعتبر مفهوم "التكافؤ" أحد المفاهيم الرئيسية في الكيمياء. تم تقديمه حتى قبل أن يصبح هيكل الذرة معروفًا للعلماء (يعود إلى عام 1853). لذلك ، أثناء دراسة بنية الذرة ، خضعت لبعض التغييرات.

لذلك ، من وجهة نظر النظرية الإلكترونية ، يرتبط التكافؤ ارتباطًا مباشرًا بعدد الإلكترونات الخارجية لذرة عنصر. وهذا يعني أن كلمة "التكافؤ" تعني عدد أزواج الإلكترونات التي ترتبط بها الذرة بذرات أخرى.

مع العلم بذلك ، تمكن العلماء من وصف طبيعة الرابطة الكيميائية. يتكون من حقيقة أن زوجًا من ذرات مادة ما يشترك في زوج من إلكترونات التكافؤ.

أنت تسأل ، كيف يمكن للكيميائيين في القرن التاسع عشر أن يكونوا قادرين على وصف التكافؤ حتى عندما كانوا يعتقدون أنه لا توجد جسيمات أصغر من الذرة؟ لا يمكن القول إن الأمر كان بهذه البساطة - فقد اعتمدوا على التحليل الكيميائي.

من خلال التحليل الكيميائي ، حدد العلماء في الماضي تكوين المركب الكيميائي: كم عدد ذرات العناصر المختلفة الموجودة في جزيء المادة المعنية. للقيام بذلك ، كان من الضروري تحديد الكتلة الدقيقة لكل عنصر في عينة من مادة نقية (بدون شوائب).

من المسلم به أن هذه الطريقة لا تخلو من العيوب. لأنه لا يمكن تحديد تكافؤ عنصر بهذه الطريقة إلا من خلال توليفة بسيطة مع الهيدروجين أحادي التكافؤ دائمًا (الهيدريد) أو الأكسجين ثنائي التكافؤ دائمًا (أكسيد). على سبيل المثال ، تكافؤ النيتروجين في NH3 - III ، حيث ترتبط ذرة هيدروجين بثلاث ذرات نيتروجين. وتكافؤ الكربون في الميثان (CH 4) ، وفقًا لنفس المبدأ ، هو IV.

هذه الطريقة لتحديد التكافؤ مناسبة فقط ل مواد بسيطة. لكن في الأحماض بهذه الطريقة يمكننا فقط تحديد تكافؤ المركبات مثل بقايا الحمض ، ولكن ليس كل العناصر (باستثناء تكافؤ الهيدروجين المعروف) بشكل منفصل.

كما لاحظت بالفعل ، يُشار إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية.

التكافؤ والأحماض

نظرًا لأن تكافؤ الهيدروجين لم يتغير ومعروف جيدًا لك ، يمكنك بسهولة تحديد تكافؤ بقايا الحمض. لذلك ، على سبيل المثال ، في H 2 SO 3 تكافؤ SO 3 هو I ، في HClO 3 تكافؤ ClO 3 هو I.

وبالمثل ، إذا كان تكافؤ بقايا الحمض معروفًا ، فمن السهل تدوين الصيغة الصحيحة للحمض: NO 2 (I) - HNO 2، S 4 O 6 (II) - H 2 S 4 O 6.

التكافؤ والصيغ

مفهوم التكافؤ منطقي فقط للمواد ذات الطبيعة الجزيئية وليس مناسبًا جدًا لوصف الروابط الكيميائية في المركبات ذات الطبيعة العنقودية أو الأيونية أو البلورية ، إلخ.

تعكس المؤشرات في الصيغ الجزيئية للمواد عدد ذرات العناصر التي يتكون منها تركيبها. تساعد معرفة تكافؤ العناصر على ترتيب المؤشرات بشكل صحيح. بالطريقة نفسها ، من خلال النظر إلى الصيغة الجزيئية والمؤشرات ، يمكنك تسمية تكافؤ العناصر المكونة.

تقوم بمثل هذه المهام في دروس الكيمياء في المدرسة. على سبيل المثال ، عند وجود الصيغة الكيميائية لمادة يُعرف فيها تكافؤ أحد العناصر ، يمكن للمرء بسهولة تحديد تكافؤ عنصر آخر.

للقيام بذلك ، عليك فقط أن تتذكر أنه في مادة ذات طبيعة جزيئية ، يكون عدد التكافؤات لكلا العنصرين متساويًا. لذلك ، استخدم المضاعف المشترك الأصغر (المقابل لعدد التكافؤات الحرة المطلوبة للاتصال) لتحديد تكافؤ العنصر الذي لا تعرفه.

لتوضيح ذلك ، لنأخذ صيغة أكسيد الحديد Fe 2 O 3. هنا ، تشارك ذرتان من الحديد مع التكافؤ الثالث و 3 ذرات أكسجين مع التكافؤ الثاني في تكوين رابطة كيميائية. المضاعف المشترك الأصغر هو 6.

• مثال: لديك صيغ Mn 2 O 7. أنت تعرف تكافؤ الأكسجين ، فمن السهل حساب أن المضاعف المشترك الأصغر هو 14 ، وبالتالي فإن تكافؤ Mn هو VII.

وبالمثل ، يمكنك أن تفعل العكس: اكتب الصيغة الكيميائية الصحيحة للمادة ، مع معرفة تكافؤ العناصر المكونة لها.

• مثال: من أجل تدوين صيغة أكسيد الفوسفور بشكل صحيح ، نأخذ في الاعتبار تكافؤ الأكسجين (II) والفوسفور (V). ومن ثم ، فإن المضاعف المشترك الأصغر لـ P و O هو 10. لذلك ، فإن الصيغة لها الشكل التالي: P 2 O 5.

من خلال معرفة خصائص العناصر التي تظهر في المركبات المختلفة جيدًا ، يمكن للمرء تحديد تكافؤهم حتى من خلال مظهر خارجيمثل هذه الاتصالات.

على سبيل المثال: أكاسيد النحاس حمراء اللون (Cu 2 O) والأسود (CuO). هيدروكسيدات النحاس ملونة باللون الأصفر (CuOH) والأزرق (Cu (OH) 2).

ولجعل الروابط التساهمية في المواد أكثر وضوحًا وفهمًا لك ، اكتب صيغها الهيكلية. توضح الشرطات بين العناصر الروابط (التكافؤات) التي تنشأ بين ذراتهم:

خصائص التكافؤ

اليوم ، يعتمد تحديد تكافؤ العناصر على المعرفة حول بنية غلاف الإلكترون الخارجي لذراتهم.

يمكن أن يكون التكافؤ:

• ثابت (معادن المجموعات الفرعية الرئيسية) ؛
• متغير (غير الفلزات ومعادن المجموعات الجانبية):
• أعلى تكافؤ
• تكافؤ أقل.

يبقى الثابت في المركبات الكيميائية المختلفة:

• تكافؤ الهيدروجين والصوديوم والبوتاسيوم والفلور (I) ؛
• تكافؤ الأكسجين والمغنيسيوم والكالسيوم والزنك (II) ؛
• تكافؤ الألمنيوم (III).

لكن تكافؤ الحديد والنحاس والبروم والكلور ، بالإضافة إلى العديد من العناصر الأخرى ، يتغير عندما تشكل مركبات كيميائية مختلفة.

التكافؤ والنظرية الإلكترونية

في إطار النظرية الإلكترونية ، يتم تحديد تكافؤ الذرة على أساس عدد الإلكترونات غير المزدوجة التي تشارك في تكوين أزواج الإلكترونات مع إلكترونات الذرات الأخرى.

فقط الإلكترونات الموجودة على الغلاف الخارجي للذرة تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. لذلك ، فإن الحد الأقصى للتكافؤ لعنصر كيميائي هو عدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي لذرته.

يرتبط مفهوم التكافؤ ارتباطًا وثيقًا بالقانون الدوري ، الذي اكتشفه د. آي. مندليف. إذا نظرت عن كثب إلى الجدول الدوري ، يمكنك أن تلاحظ بسهولة: موضع عنصر في النظام الدوري وتكافئه مرتبطان ارتباطًا وثيقًا. يتوافق أعلى تكافؤ للعناصر التي تنتمي إلى نفس المجموعة مع العدد الترتيبي للمجموعة في الجدول الدوري.

سوف تكتشف أقل تكافؤ عندما تطرح رقم المجموعة للعنصر الذي يثير اهتمامك من عدد المجموعات في الجدول الدوري (هناك ثمانية منهم).

على سبيل المثال ، تتطابق تكافؤ العديد من المعادن مع أرقام المجموعة في جدول العناصر الدورية التي تنتمي إليها.

جدول تكافؤ العناصر الكيميائية

رقم سري كيم. عنصر (رقم ذري)	اسم	رمز كيميائي	التكافؤ
1	هيدروجين الهيليوم / الهيليوم الليثيوم / الليثيوم البريليوم / البريليوم الكربون / الكربون نيتروجين / نيتروجين أكسجين / أكسجين الفلور / الفلور نيون / نيون صوديوم المغنيسيوم / المغنيسيوم الألومنيوم السيليكون / السيليكون الفوسفور / الفوسفور كبريت الكلور / الكلور أرجون / أرجون البوتاسيوم / البوتاسيوم كالسيوم / كالسيوم سكانديوم / سكانديوم التيتانيوم / التيتانيوم الفاناديوم / الفاناديوم الكروم / الكروم المنغنيز / المنغنيز حديد / حديد الكوبالت / الكوبالت نيكل / نيكل نحاس الزنك / الزنك الجاليوم / الجاليوم الجرمانيوم / الجرمانيوم الزرنيخ / الزرنيخ السيلينيوم / السيلينيوم البروم / البروم كريبتون / كريبتون الروبيديوم / الروبيديوم السترونتيوم / السترونتيوم الإيتريوم / الإيتريوم الزركونيوم / الزركونيوم النيوبيوم / النيوبيوم الموليبدينوم / الموليبدينوم تكنيتيوم / تكنيتيوم الروثينيوم / الروثينيوم الروديوم البلاديوم / البلاديوم فضي / فضي الكادميوم / الكادميوم إنديوم / إنديوم القصدير / القصدير الأنتيمون / الأنتيمون التيلوريوم / التيلوريوم اليود / اليود زينون / زينون السيزيوم / السيزيوم الباريوم / الباريوم اللانثانم / اللانثانم السيريوم / السيريوم البراسيوديميوم / البراسيوديميوم نيوديميوم / نيوديميوم بروميثيوم / بروميثيوم السامرة / السامريوم اليوروبيوم / اليوروبيوم الجادولينيوم / الجادولينيوم تيربيوم / تيربيوم الديسبروسيوم / الديسبروسيوم هولميوم / هولميوم الإربيوم / الإربيوم الثوليوم / الثوليوم الإيتربيوم / الإيتربيوم اللوتيتيوم / اللوتيتيوم الهافنيوم / الهافنيوم التنتالوم / التنتالوم التنغستن / التنغستن الرينيوم / الرينيوم الأوزميوم / الأوزميوم إيريديوم / إيريديوم البلاتين / البلاتين ذهب / ذهب عطارد / عطارد الخصر / الثاليوم الرصاص / الرصاص البزموت / البزموت البولونيوم / البولونيوم أستاتين / أستاتين الرادون / الرادون الفرانسيوم / الفرانسيوم الراديوم / الراديوم الأكتينيوم / الأكتينيوم الثوريوم / الثوريوم بروكتينيوم / بروتاكتينيوم أورانوس / اليورانيوم	ح	أنا (الأول) ، الثاني ، الثالث ، الرابع ، الخامس الأول ، (الثاني) ، الثالث ، (الرابع) ، الخامس ، السابع الثاني ، (الثالث) ، الرابع ، السادس ، السابع الثاني ، الثالث ، (الرابع) ، السادس (I) ، II ، (III) ، (IV) الأول ، (الثالث) ، (الرابع) ، الخامس (الثاني) ، (الثالث) ، الرابع (الثاني) ، الثالث ، (الرابع) ، الخامس (II) ، III ، (IV) ، (V) ، VI (الثاني) ، الثالث ، الرابع ، (السادس) ، (السابع) ، الثامن (II) ، (III) ، IV ، (VI) الأول ، (الثالث) ، (الرابع) ، الخامس ، السابع (II) ، (III) ، (IV) ، (V) ، VI (الأول) ، الثاني ، (الثالث) ، الرابع ، (الخامس) ، السادس ، السابع (الثاني) ، الثالث ، الرابع ، السادس ، الثامن (I) ، (II) ، III ، IV ، VI (الأول) ، الثاني ، (الثالث) ، الرابع ، السادس (II) ، III ، (IV) ، (V) لايوجد بيانات لايوجد بيانات (II) ، III ، IV ، (V) ، VI

بين قوسين يتم إعطاء تلك التكافؤات التي نادرًا ما تظهرها العناصر التي تمتلكها.

التكافؤ وحالة الأكسدة

لذا ، عند الحديث عن درجة الأكسدة ، فإنهم يعنون أن ذرة في مادة أيونية (وهو أمر مهم) لها شحنة شرطية معينة. وإذا كانت التكافؤ خاصية محايدة ، فيمكن أن تكون حالة الأكسدة سالبة أو موجبة أو مساوية للصفر.

من المثير للاهتمام أنه بالنسبة لذرة من نفس العنصر ، اعتمادًا على العناصر التي تشكل بها مركبًا كيميائيًا ، يمكن أن تكون حالة التكافؤ والأكسدة متماثلة (H 2 O ، CH 4 ، إلخ) وتختلف (H 2 O 2 ، HNO 3).

استنتاج

بتعميق معرفتك ببنية الذرات ، ستتعلم بشكل أعمق ومزيد من التفاصيل حول التكافؤ. هذا التوصيف للعناصر الكيميائية ليس شاملا. لكن لها قيمة تطبيقية كبيرة. ما شاهدته بنفسك أكثر من مرة ، حل المشكلات وإجراء التجارب الكيميائية في الفصل.

تم تصميم هذه المقالة لمساعدتك على تنظيم معرفتك بالتكافؤ. وأيضًا لتذكر كيف يمكن تحديدها وأين يتم استخدام التكافؤ.

نأمل أن تكون هذه المادة مفيدة لك في إعداد الواجب المنزلي والإعداد الذاتي للاختبارات والامتحانات.

الموقع ، مع النسخ الكامل أو الجزئي للمادة ، يلزم وجود رابط إلى المصدر.

"، "العقار ". تم تسجيل الاستخدام في إطار التعريف الحديث في عام 1884 (الألمانية. فالينز). في عام 1789 ، نشر ويليام هيجينز ورقة بحثية اقترح فيها وجود روابط بين أصغر جسيمات المادة.

ومع ذلك ، اقترح الكيميائي إدوارد فرانكلاند فهمًا دقيقًا ومؤكّدًا بالكامل لظاهرة التكافؤ في عام 1852 في عمل جمع فيه وأعاد التفكير في جميع النظريات والافتراضات التي كانت موجودة في ذلك الوقت حول هذا الموضوع. . من خلال ملاحظة القدرة على تشبع المعادن المختلفة ومقارنة تكوين المشتقات العضوية للمعادن بتكوين المركبات غير العضوية ، قدم فرانكلاند مفهوم " قوة التوصيل"، وبذلك وضع الأساس لعقيدة التكافؤ. على الرغم من أن فرانكلاند وضع بعض القوانين الخاصة ، إلا أن أفكاره لم يتم تطويرها.

لعب فريدريش أوجست كيكول دورًا حاسمًا في إنشاء نظرية التكافؤ. في عام 1857 ، أظهر أن الكربون هو عنصر رباعي الأساسي (أربع ذرات) ، وأن أبسط مركب له هو الميثان CH 4. واثقًا من حقيقة أفكاره حول تكافؤ الذرات ، قدمها كيكول في كتابه المدرسي للكيمياء العضوية: الأساسيات ، وفقًا للمؤلف ، هي خاصية أساسية للذرة ، وهي خاصية ثابتة وغير متغيرة مثل الوزن الذري. في عام 1858 ، تم التعبير عن الآراء التي تتوافق تقريبًا مع أفكار Kekule في المقالة " حول النظرية الكيميائية الجديدة»ارشيبالد سكوت كوبر.

بعد ثلاث سنوات ، في سبتمبر 1861 ، أجرى أ. إم بتليروف أهم الإضافات على نظرية التكافؤ. لقد ميز بوضوح بين ذرة حرة وذرة دخلت في ارتباط مع ذرة أخرى عندما يكون تقاربها " يربط ويذهب إلى صيغة جديدة ". قدم بتليروف فكرة اكتمال استخدام قوى التقارب و " توتر التقارب"، أي الطاقة غير المتكافئة للروابط ، والتي تنجم عن التأثير المتبادل للذرات في الجزيء. نتيجة لهذا التأثير المتبادل ، تكتسب الذرات ، اعتمادًا على بيئتها الهيكلية ، مختلفة "الأهمية الكيميائية". جعلت نظرية بتليروف من الممكن شرح العديد من الحقائق التجريبية المتعلقة بتشابه المركبات العضوية وتفاعلها.

كانت الميزة الكبيرة لنظرية التكافؤ هي إمكانية التمثيل المرئي للجزيء. في ستينيات القرن التاسع عشر ظهرت النماذج الجزيئية الأولى. في عام 1864 ، اقترح أ. براون استخدام صيغ هيكلية في شكل دوائر مع رموز عناصر موضوعة فيها ، متصلة بخطوط تدل على الرابطة الكيميائية بين الذرات ؛ عدد الأسطر يتوافق مع تكافؤ الذرة. في عام 1865 ، أظهر A. von Hoffmann النماذج الأولى للكرة والعصا التي لعبت فيها كرات الكروكيه دور الذرات. في عام 1866 ، ظهرت رسومات لنماذج كيميائية مجسمة في كتاب Kekule المدرسي ، حيث كان لذرة الكربون تكوين رباعي السطوح.

أفكار حديثة عن التكافؤ

منذ ظهور نظرية الترابط الكيميائي ، خضع مفهوم "التكافؤ" لتطور هام. في الوقت الحالي ، لا يحتوي على تفسير علمي صارم ، لذلك يتم استبعاده بالكامل تقريبًا من المفردات العلمية ويستخدم بشكل أساسي للأغراض المنهجية.

في الأساس ، يُفهم تكافؤ العناصر الكيميائية على أنه قدرة ذراته الحرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. في المركبات ذات الروابط التساهمية ، يتم تحديد تكافؤ الذرات من خلال عدد الروابط ثنائية المركز المكونة من إلكترونين. هذا هو النهج الذي تم تبنيه في نظرية روابط التكافؤ الموضعية ، التي اقترحها في عام 1927 و. نالإلكترونات غير المزاوجة و مأزواج إلكترون وحيدة ، يمكن أن تتشكل هذه الذرة ن + مروابط تساهمية مع ذرات أخرى. عند تقييم الحد الأقصى من التكافؤ ، يجب على المرء أن ينطلق من التكوين الإلكترونيةافتراضي ، ما يسمى. "متحمس" (التكافؤ) الدولة. على سبيل المثال ، الحد الأقصى لتكافؤ ذرة البريليوم والبورون والنيتروجين هو 4 (على سبيل المثال ، في Be (OH) 4 2- ، BF 4 - NH 4 +) ، الفوسفور - 5 (PCl 5) ، الكبريت - 6 (H 2 SO 4) ، الكلور - 7 (Cl 2 O 7).

في عدد من الحالات ، يتم تحديد خصائص النظام الجزيئي مثل درجة أكسدة عنصر ما ، والشحنة الفعالة على الذرة ، ورقم التنسيق للذرة ، وما إلى ذلك ، مع التكافؤ.يمكن أن تكون هذه الخصائص قريبة وحتى تتطابق من الناحية الكمية ، ولكن ليس بأي حال من الأحوال متطابقة مع بعضها البعض. على سبيل المثال ، في الجزيئات المتساوية الإلكترونية للنيتروجين N 2 ، وأول أكسيد الكربون CO وأيون السيانيد CN - تتحقق الرابطة الثلاثية (أي تكافؤ كل ذرة هو 3) ، ومع ذلك ، فإن حالة أكسدة العناصر هي ، على التوالي ، 0 و +2 و 2 و +2 و 3. في جزيء الإيثان (انظر الشكل) ، يكون الكربون رباعي التكافؤ ، كما هو الحال في معظم المركبات العضوية ، بينما تكون حالة الأكسدة رسميًا -3.

هذا ينطبق بشكل خاص على الجزيئات ذات الروابط الكيميائية غير الموضعية ، على سبيل المثال ، في حمض النيتريك ، تكون حالة أكسدة النيتروجين +5 ، بينما لا يمكن أن يكون للنيتروجين تكافؤ أعلى من 4. معروف من العديد الكتب المدرسيةالقاعدة - "الحد الأقصى التكافؤالعنصر يساوي عدديًا رقم المجموعة في الجدول الدوري "- يشير فقط إلى حالة الأكسدة. يشير المصطلحان "التكافؤ الدائم" و "التكافؤ المتغير" في الغالب إلى حالة الأكسدة.

أنظر أيضا

ملحوظات

الروابط

• Ugay Ya. A. التكافؤ ، الرابطة الكيميائية وحالة الأكسدة - أهم مفاهيم الكيمياء // مجلة سوروس التعليمية. - 1997. - رقم 3. - س 53-57.
• / Levchenkov S. I. مقال موجز عن تاريخ الكيمياء

المؤلفات

• بولينجطبيعة الرابطة الكيميائية. م ، ل: دولة. NTI chem. الأدب 1947.
• كارتميل ، فاولز. التكافؤ وبنية الجزيئات. م: الكيمياء ، 1979. 360 ص.]
• كولسون تش.التكافؤ. م: مير ، 1965.
• Marrel J.، Kettle S.، Tedder J.نظرية التكافؤ. لكل. من الانجليزية. م: مير. 1968.
• تطوير عقيدة التكافؤ. إد. كوزنتسوفا في.م: الكيمياء ، 1977. 248s.
• تكافؤ الذرات في الجزيئات / أساسيات كورولكوف دي في الكيمياء غير العضوية. - م: التنوير 1982. - ص 126.

مؤسسة ويكيميديا. 2010.

المرادفات:

شاهد ما هو "Valency" في القواميس الأخرى:

VALENCE ، مقياس "اتصال" عنصر كيميائي ، يساوي عدد السندات الكيميائية الفردية التي يمكن أن تشكلها ذرة واحدة. يتم تحديد تكافؤ الذرة بعدد الإلكترونات في أعلى مستوى (تكافؤ) (خارجي ... ... القاموس الموسوعي العلمي والتقني

ثبات- (من اللاتينية Valere أن يكون لها معنى) ، أو الذرية ، عدد ذرات الهيدروجين أو الذرات أو الجذور المكافئة ، يمكن أن ترتبط ذرة معينة أو جذري بالسرب. V. هي إحدى أسس توزيع العناصر في النظام الدوري لـ D. I. ... ... ... موسوعة طبية كبيرة

التكافؤ- * التكافؤ * التكافؤ المصطلح يأتي من خط العرض. صالح. 1. في الكيمياء ، هذه هي قدرة ذرات العناصر الكيميائية على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع ذرات العناصر الأخرى. في ضوء بنية الذرة ، V. هي قدرة الذرات ... ... علم الوراثة. قاموس موسوعي

- (من lat. valentia force) في الفيزياء ، رقم يوضح عدد ذرات الهيدروجين التي يمكن أن تتحد معها ذرة معينة أو تحل محلها. التكافؤ في علم النفس هو مصطلح إنجليزي يشير إلى القدرة على التحفيز. فلسفي ... ... موسوعة فلسفية

القاموس الذري للمرادفات الروسية. اسم التكافؤ ، عدد المرادفات: 1 atomicity (1) قاموس مرادف ASIS. في. تريشين ... قاموس مرادف

ثبات- (من lat. valentia - قوي ، متين ، مؤثر). قدرة الكلمة على الدمج نحويًا مع الكلمات الأخرى في الجملة (على سبيل المثال ، في الأفعال ، يحدد التكافؤ القدرة على الدمج مع موضوع ، كائن مباشر أو غير مباشر) ... قاموس جديدالمصطلحات والمفاهيم المنهجية (نظرية وممارسة تدريس اللغات)

- (من اللاتينية valentia force) ، قدرة ذرة عنصر كيميائي على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات أو المجموعات الذرية الأخرى لتشكيل رابطة كيميائية ... الموسوعة الحديثة

- (من قوة فالنتيا اللاتينية) قدرة ذرة عنصر كيميائي (أو مجموعة ذرية) على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع ذرات أخرى (أو مجموعات ذرية). بدلاً من التكافؤ ، غالبًا ما يتم استخدام المفاهيم الأضيق ، على سبيل المثال ... ... قاموس موسوعي كبير

بالنظر إلى صيغ المركبات المختلفة ، من السهل رؤية ذلك عدد الذراتنفس العنصر في جزيئات المواد المختلفة ليس هو نفسه. على سبيل المثال ، HCl ، NH 4 Cl ، H 2 S ، H 3 PO 4 ، إلخ. يختلف عدد ذرات الهيدروجين في هذه المركبات من 1 إلى 4. وهذا أمر نموذجي ليس فقط بالنسبة للهيدروجين.

كيف تخمن المؤشر الذي يجب وضعه بجانب تسمية العنصر الكيميائي؟كيف تتشكل صيغ المادة؟ من السهل القيام بذلك عندما تعرف تكافؤ العناصر التي تشكل جزيء مادة معينة.

– هي خاصية للذرة عنصر معينإرفاق أو الاحتفاظ أو الاستبدال في تفاعلات كيميائيةعدد معين من ذرات عنصر آخر. وحدة التكافؤ هي تكافؤ ذرة الهيدروجين. لذلك ، في بعض الأحيان يتم صياغة تعريف التكافؤ على النحو التالي: التكافؤ – هذه هي خاصية ذرة عنصر معين لربط أو استبدال عدد معين من ذرات الهيدروجين.

إذا تم إرفاق ذرة هيدروجين واحدة بذرة واحدة من عنصر معين ، يكون العنصر أحادي التكافؤ إذا كان اثنان – ثنائي التكافؤ وإلخ. مركبات الهيدروجين غير معروفة لجميع العناصر ، ولكن جميع العناصر تقريبًا تشكل مركبات مع الأكسجين O. يعتبر الأكسجين ثنائي التكافؤ باستمرار.

التكافؤ الدائم:

أنا – H ، Na ، Li ، K ، Rb ، Cs
ثانيًا – O، Be، Mg، Ca، Sr، Ba، Ra، Zn، Cd
ثالثا – ب ، ال ، جا ، إن

ولكن ماذا تفعل إذا كان العنصر لا يتحد مع الهيدروجين؟ ثم يتم تحديد تكافؤ العنصر المطلوب من خلال تكافؤ العنصر المعروف. غالبًا ما يتم العثور عليه باستخدام تكافؤ الأكسجين ، لأنه في المركبات يكون التكافؤ دائمًا 2. فمثلا،لن يكون من الصعب العثور على تكافؤ العناصر في المركبات التالية: Na 2 O (التكافؤ Na – 1 ، يا – 2) ، Al 2 O 3 (Al – 3 ، يا – 2).

لا يمكن تجميع الصيغة الكيميائية لمادة معينة إلا من خلال معرفة تكافؤ العناصر. على سبيل المثال ، من السهل صياغة صيغ لمركبات مثل CaO و BaO و CO ، لأن عدد الذرات في الجزيئات هو نفسه ، لأن تكافؤ العناصر متساوي.

ماذا لو اختلفت التكافؤات؟ متى نتصرف في مثل هذه الحالة؟ من الضروري تذكر القاعدة التالية: في صيغة أي مركب كيميائي ، يكون ناتج تكافؤ عنصر واحد بعدد ذراته في الجزيء مساويًا لمنتج التكافؤ بعدد ذرات عنصر آخر . على سبيل المثال ، إذا كان من المعروف أن تكافؤ Mn في مركب هو 7 ، و O – 2 ، فإن الصيغة المركبة ستبدو هكذا Mn 2 O 7.

كيف حصلنا على الصيغة؟

ضع في اعتبارك الخوارزمية الخاصة بتجميع الصيغ عن طريق التكافؤ لتلك التي تتكون من عنصرين كيميائيين.

هناك قاعدة أن عدد التكافؤ في عنصر كيميائي واحد يساوي عدد التكافؤ في عنصر آخر. ضع في اعتبارك مثال تكوين جزيء يتكون من المنغنيز والأكسجين.
سنؤلف وفقًا للخوارزمية:

1. نكتب بعد ذلك رموز العناصر الكيميائية:

2. وضعنا على العناصر الكيميائية أرقام تكافؤهم (يمكن العثور على تكافؤ عنصر كيميائي في الجدول الدوري لمندليف ، للمنغنيز – 7 ، لديها أكسجين – 2.

3. أوجد المضاعف المشترك الأصغر (أصغر عدد يقبل القسمة على 7 وعلى 2). هذا الرقم هو 14. نقسمه على تكافؤ العناصر 14: 7 \ u003d 2 ، 14: 2 \ u003d 7 ، 2 و 7 ستكون مؤشرات ، على التوالي ، للفوسفور والأكسجين. نحن نستبدل الفهارس.

معرفة تكافؤ عنصر كيميائي واحد ، باتباع القاعدة: تكافؤ عنصر واحد × عدد ذراته في جزيء = تكافؤ عنصر آخر × عدد ذرات هذا العنصر (الآخر) ، يمكن للمرء تحديد تكافؤ اخر.

Mn 2 O 7 (7 2 = 2 7).

تم إدخال مفهوم التكافؤ في الكيمياء قبل معرفة بنية الذرة. لقد ثبت الآن أن خاصية العنصر هذه مرتبطة بعدد الإلكترونات الخارجية. بالنسبة للعديد من العناصر ، ينتج الحد الأقصى للتكافؤ عن موضع تلك العناصر في الجدول الدوري.

هل لديك اسئلة؟ تريد معرفة المزيد عن التكافؤ؟
للحصول على مساعدة من مدرس -.

blog.site ، مع النسخ الكامل أو الجزئي للمادة ، مطلوب ارتباط بالمصدر.

تم تشكيل مفهوم "التكافؤ" في الكيمياء مع التاسع عشر في وقت مبكرمئة عام. لاحظ العالم الإنجليزي إي. فرانكلاند أن جميع العناصر يمكن أن تشكل فقط عددًا معينًا من الروابط مع ذرات العناصر الأخرى. أطلق عليها اسم "القوة الضامة". في وقت لاحق ، قام العالم الألماني F.A Kekule بدراسة الميثان وتوصل إلى استنتاج مفاده أن ذرة كربون واحدة يمكن أن تلتصق بأربع ذرات هيدروجين فقط في ظل الظروف العادية.

دعاها الأساسية. أساس الكربون هو أربعة. أي أن الكربون يمكن أن يشكل أربع روابط مع عناصر أخرى.

تم تطوير المفهوم بشكل أكبر في أعمال D.I Mendeleev. طور ديمتري إيفانوفيتش نظرية التغيرات الدورية في خصائص المواد البسيطة. لقد عرّف قوة الاتصال بأنها قدرة عنصر ما على ربط عدد معين من ذرات عنصر آخر.

التعريف حسب الجدول الدوري

يسهل الجدول الدوري تحديد أساسيات العناصر. لهذا تحتاج تكون قادرة على القراءة الجدول الدوري . يحتوي الجدول على ثماني مجموعات رأسية وفترات أفقية. إذا كانت الفترة تتكون من صفين ، فإنها تسمى كبيرة ، وإذا كانت تتكون من صف واحد - صغير. يتم توزيع العناصر عموديًا في الأعمدة ، في مجموعات بشكل غير متساو. تتم الإشارة إلى التكافؤ دائمًا بالأرقام الرومانية.

لتحديد التكافؤ ، عليك أن تعرف ما هو. بالنسبة إلى معادن المجموعات الفرعية الرئيسية ، يكون دائمًا ثابتًا ، بينما يمكن أن يكون متغيرًا بالنسبة لغير المعادن والمعادن في المجموعات الفرعية الثانوية.

الثابت يساوي رقم المجموعة. يمكن أن يكون المتغير أعلى أو أقل. أعلى متغير يساوي رقم المجموعة ، ويتم حساب المتغير الأدنى بالصيغة: ثمانية ناقص رقم المجموعة . عند التحديد ، ضع في اعتبارك:

• للهيدروجين يساوي أنا ؛
• يحتوي الأكسجين II.

إذا كان المركب يحتوي على ذرة هيدروجين أو أكسجين ، فليس من الصعب تحديد تكافؤه ، خاصةً إذا كان لدينا هيدريد أو أكسيد أمامنا.

الصيغة والخوارزمية

أصغر تكافؤ لتلك العناصر الموجودة على اليمين وأعلى في الجدول. على العكس من ذلك ، إذا كان العنصر أقل وإلى اليسار ، فسيكون أعلى. لتعريفها من الضروري اتباع الخوارزمية العامة:

مثال: خذ مركب الأمونيا - NH3. نعلم أن ذرة الهيدروجين لها تكافؤ ثابت وتساوي أنا. نضرب أنا في 3 (عدد الذرات) - أصغر مضاعف هو 3. بالنسبة للنيتروجين في هذه الصيغة ، فإن المؤشر يساوي واحدًا. ومن هنا الاستنتاج: نقسم 3 على 1 ونحصل على أن النيتروجين يساوي IIII.

من السهل دائمًا تحديد قيمة الهيدروجين والأكسجين. يكون الأمر أكثر صعوبة عندما يحتاج إلى التحديد بدونها. فمثلا ، مركب SiCl4. كيف نحدد تكافؤ العناصر في هذه الحالة؟ الكلور في المجموعة 7. هذا يعني أن تكافؤها هو إما 7 أو 1 (ثمانية ناقص رقم المجموعة). يقع السيليكون في المجموعة الرابعة ، مما يعني أن إمكانية الترابط هي أربعة. يصبح من المنطقي أن يظهر الكلور أدنى تكافؤ في هذه الحالة ويساوي أنا.

يوجد دائمًا في كتب الكيمياء الحديثة جدول لتكافؤ العناصر الكيميائية. هذا يبسط المهمة للطلاب بشكل كبير. يدرس الموضوع في الصف الثامن - في مقرر الكيمياء غير العضوية.

مناظر حديثة

أفكار حديثة عن التكافؤعلى أساس بنية الذرات. تتكون الذرة من نواة وإلكترونات تدور حولها.

تتكون النواة نفسها من البروتونات والنيوترونات التي تحدد الوزن الذري. لكي تكون المادة مستقرة ، يجب أن تكون مستويات طاقتها ممتلئة وتحتوي على ثمانية إلكترونات.

عند التفاعل ، تسعى العناصر جاهدة لتحقيق الاستقرار وإما أن تتبرع بإلكتروناتها غير المزاوجة أو تقبلها. يحدث التفاعل وفقًا لمبدأ "أيهما أسهل" - إعطاء أو استقبال الإلكترونات. يعتمد أيضًا على كيفية تغير التكافؤ في الجدول الدوري. عدد الإلكترونات غير المزاوجة في مدار الطاقة الخارجي يساوي رقم المجموعة.

كمثال

صوديوم فلز قلويهو في المجموعة الأولى من النظام الدوري لمندليف. هذا يعني أن لديها إلكترونًا واحدًا غير مزدوج في مستوى الطاقة الخارجية. الكلور في المجموعة السابعة. هذا يعني أن الكلور يحتوي على سبعة إلكترونات غير مقترنة. لإكمال مستوى الطاقة ، ينقص الكلور إلكترون واحد بالضبط. يتبرع الصوديوم بإلكترونته ويصبح مستقرًا في المركب. يكتسب الكلور إلكترونًا إضافيًا ويصبح مستقرًا أيضًا. نتيجة لذلك ، تظهر رابطة واتصال قوي - NaCl - ملح الطعام الشهير. سيكون تكافؤ الكلور والصوديوم في هذه الحالة مساوياً لـ 1.