بيت ولاية

تحديد تكافؤ العناصر حسب الجدول الدوري. التكافؤ

يعد جدول Dmitry Ivanovich Mendeleev مادة مرجعية متعددة الوظائف يمكنك من خلالها معرفة البيانات الأكثر أهمية حول العناصر الكيميائية. الشيء الأكثر أهمية هو معرفة النقاط الرئيسية في "قراءتها"، أي أنك يجب أن تكون قادرًا على استخدام هذه المواد الإعلامية بشكل إيجابي، والتي ستكون بمثابة مساعدة ممتازة لحل جميع أنواع المهام في الكيمياء. علاوة على ذلك، يسمح الجدول لجميع أنواع التحكم في المعرفة، بما في ذلك حتى امتحان الدولة الموحدة.

سوف تحتاج

جدول D. I. Mendeleev، قلم، ورقة

تعليمات

1. الجدول عبارة عن هيكل يتم فيه ترتيب العناصر الكيميائية وفقًا لأطروحاتها وقوانينها. أي يمكننا القول أن الطاولة عبارة عن "منزل" متعدد الطوابق "تعيش فيه" العناصر الكيميائية، ولكل منها شقته الخاصة تحت رقم معين. أفقياً توجد "طوابق" - فترات يمكن أن تكون صغيرة أو ضخمة. إذا كانت الفترة تتكون من صفين (كما هو موضح بالترقيم على الجانب)، فإن هذه الفترة تسمى ضخمة. وإذا كان يحتوي على صف واحد فقط، فإنه يسمى صغيرًا.

2. ينقسم الجدول أيضًا إلى "مداخل" - مجموعات تضم كل منها ثمانية. وكما هو الحال في أي مدخل توجد شقق على اليسار واليمين، كذلك هنا يتم ترتيب العناصر الكيميائية وفقًا لنفس المبدأ. فقط في هذا المتغير يكون موضعها غير متساوٍ - من ناحية تكون العناصر أكبر ومن ثم تتحدث عن المجموعة الرئيسية، ومن 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 قيمة مختلفة اعتمادا على المادة التي يشكل العنصر جزءا منها. عند تحديد التكافؤ باستخدام الجدول الدوري، عليك الانتباه إلى المجموعات التالية: رقم مجموعة العناصر ونوعها (أي المجموعة الرئيسية أو الثانوية). يتم تحديد التكافؤ المستمر في هذه الحالة من خلال رقم المجموعة للمجموعة الفرعية الرئيسية. من أجل معرفة قيمة التكافؤ المتغير (إذا كان هناك واحد، وتقليديا بالنسبة لغير المعادن)، فمن الضروري طرح عدد المجموعة التي يقع فيها العنصر من 8 (كل 8 مجموعات - وبالتالي الرقم).

4. مثال رقم 1. إذا نظرت إلى عناصر المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية (الفلزات القلوية)، فيمكننا أن نستنتج أن جميعها لها تكافؤ يساوي I (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) .

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

6. المثال رقم 3. إذا تحدثنا عن اللافلزات، فلنفترض أن P (الفوسفور) يقع في المجموعة الخامسة من المجموعة الفرعية الرئيسية. ومن ثم، فإن تكافؤه سيكون مساوياً لـ V. بالإضافة إلى ذلك، يحتوي الفوسفور على قيمة تكافؤ أخرى، ولتحديده، عليك تنفيذ الخطوة 8 - رقم العنصر. وهذا يعني 8 - 5 (رقم مجموعة الفوسفور) = 3. وبالتالي، فإن التكافؤ الثاني للفسفور يساوي III.

7. مثال رقم 4. توجد الهالوجينات في المجموعة السابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية. هذا يعني أن تكافؤهم سيكون VII. ومع ذلك، بالنظر إلى أن هذه ليست معادن، فمن الضروري إجراء عملية حسابية: 8 – 7 (رقم مجموعة العناصر) = 1. وبالتالي، فإن التكافؤ الآخر للهالوجينات يساوي I.

8. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية (وهذه تشمل المعادن فقط)، من الضروري أن نتذكر التكافؤ، خاصة أنه في معظم الحالات يساوي I، II، في كثير من الأحيان III. سيكون عليك أيضًا حفظ تكافؤ العناصر الكيميائية التي لها أكثر من قيمتين.

من المدرسة أو حتى قبل ذلك، يعلم الجميع أن كل شيء حولنا، بما في ذلك أنفسنا، يتكون من ذرات - أصغر جزيئات غير قابلة للتجزئة. نظرا لقدرة الذرات على التواصل مع بعضها البعض، فإن التنوع في عالمنا هائل. هذه القدرة للذرات الكيميائية عنصرتسمى روابط تكوينية مع الذرات الأخرى التكافؤ عنصر .

تعليمات

1. دخل مفهوم التكافؤ الكيمياء في القرن التاسع عشر، عندما تم أخذ تكافؤ ذرة الهيدروجين كوحدة لها. تكافؤ الآخر عنصريمكن تعريفه بأنه عدد ذرات الهيدروجين التي ترتبط بذرة واحدة من مادة أخرى. على غرار تكافؤ الهيدروجين، يتم تحديد تكافؤ الأكسجين، والذي، كالعادة، يساوي اثنين، وبالتالي يسمح لك بتحديد تكافؤ العناصر الأخرى في المركبات مع الأكسجين من خلال عمليات حسابية بسيطة. التكافؤ عنصرفي الأكسجين يساوي ضعف عدد ذرات الأكسجين التي يمكنها ربط ذرة واحدة من معين عنصر .

2. لتحديد التكافؤ عنصريمكنك أيضًا استخدام الصيغة. ومن المعروف أن هناك علاقة معينة بينهما التكافؤ عنصر، كتلته المكافئة والكتلة المولية لذراته. يتم التعبير عن العلاقة بين هذه الصفات بالصيغة: التكافؤ = الكتلة المولية للذرات / الكتلة المكافئة. نظرًا لأن الكتلة المكافئة هي العدد اللازم لاستبدال مول واحد من الهيدروجين أو التفاعل مع مول واحد من الهيدروجين، فكلما زادت الكتلة المولية مقارنة بالكتلة المكافئة، زاد عدد ذرات الهيدروجين التي يمكنها استبدال أو ربط عنصر ما. الذرة لنفسها عنصر، وهو ما يعني ارتفاع التكافؤ.

3. العلاقة بين المواد الكيميائية عنصرمي لديه طبيعة مختلفة. يمكن أن تكون رابطة تساهمية، أيونية، معدنية. لتكوين رابطة يجب أن تحتوي الذرة على: الشحنة الكهربائيةأو إلكترون تكافؤ غير متزاوج، أو مدار تكافؤ شاغر، أو زوج وحيد من إلكترونات التكافؤ. تحدد هذه الميزات معًا حالة التكافؤ وقدرات التكافؤ للذرة.

4. معرفة عدد إلكترونات الذرة والذي يساوي العدد الذري عنصرفي الجدول الدوري للعناصر، مسترشدًا بنظرية الطاقة الأقل، وأطروحة باولي وقاعدة هوند، من الممكن بناء التكوين الإلكترونيةذرة. ستسمح لنا هذه الإنشاءات بتحليل احتمالات التكافؤ للذرة. في جميع الحالات، فإن احتمالية تكوين الروابط تتحقق في المقام الأول بسبب وجود إلكترونات التكافؤ غير المتزاوجة، وقد تظل قدرات التكافؤ الإضافية، مثل المدار الحر أو الزوج الوحيد من إلكترونات التكافؤ، غير متحققة إذا لم تكن هناك طاقة كافية لذلك. من كل ما سبق يمكننا أن نستنتج أنه من الأسهل على الجميع تحديد تكافؤ الذرة في أي مركب، ومن الأصعب بكثير معرفة قدرات التكافؤ للذرات. ومع ذلك، فإن الممارسة سوف تجعل هذا بسيطا.

فيديو حول الموضوع

نصيحة 3: كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية

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

سوف تحتاج

جدول مندلييف

تعليمات

1. يعتبر الهيدروجين والأكسجين عنصرين أحادي التكافؤ وثنائي التكافؤ على التوالي. مقياس التكافؤ هو عدد ذرات الهيدروجين أو الأكسجين التي يضيفها العنصر لتكوين الهيدريد أو الأكسيد، وليكن X هو العنصر الذي يجب تحديد تكافؤه. إذن XHn هو هيدريد هذا العنصر، وXmOn هو أكسيده، مثال: صيغة الأمونيا هي NH3، هنا 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 بتكافؤ الهيدروجين والأكسجين، على التوالي، ثم القسمة على عدد ذرات العنصر الكيميائي الذي تم العثور على تكافؤه.

3. التكافؤيمكن أيضًا تحديد العنصر بواسطة ذرات أخرى ذات تكافؤ معروف. في المركبات المختلفة، يمكن لذرات نفس العنصر أن تظهر تكافؤات مختلفة. على سبيل المثال، الكبريت ثنائي التكافؤ في المركبات H2S وCuS، ورباعي التكافؤ في المركبات SO2 وSF4، وسداسي التكافؤ في المركبات SO3 وSF6.

4. يعتبر الحد الأقصى لتكافؤ العنصر يساوي العددالإلكترونات الموجودة في الغلاف الإلكتروني الخارجي للذرة. الحد الأقصى للتكافؤ عناصرمن نفس المجموعة من الجدول الدوري يتوافق عادة مع رقمها التسلسلي. على سبيل المثال، يجب أن يكون الحد الأقصى لتكافؤ ذرة الكربون C 4.

فيديو حول الموضوع

لأطفال المدارس، فهم الجدول مندليف- حلم فظيع. حتى العناصر الستة والثلاثين التي يطلبها المعلمون عادةً تؤدي إلى ساعات من الدراسة الشاقة والصداع. كثير من الناس لا يصدقون حتى ما يجب تعلمه طاولةمندليف حقيقي. لكن استخدام فن الإستذكار يمكن أن يجعل الحياة أسهل بكثير للطلاب.

تعليمات

1. فهم النظرية واختيار التقنية اللازمة، وتسمى القواعد التي تسهل حفظ المواد ذاكري. حيلتهم الرئيسية هي إنشاء روابط ترابطية، عندما يتم تجميع المعلومات المجردة في صورة مشرقة أو صوت أو حتى رائحة. هناك العديد من تقنيات ذاكري. على سبيل المثال، يمكنك كتابة قصة من عناصر المعلومات المحفوظة، أو البحث عن الكلمات الساكنة (الروبيديوم - التبديل، السيزيوم - يوليوس قيصر)، أو تشغيل الخيال المكاني، أو عناصر القافية بسهولة الجدول الدوريمندليف.

2. أغنية النيتروجين من الأفضل قافية عناصر الجدول الدوري لمندليف بالمعنى، وفقًا لعلامات معينة: وفقًا للتكافؤ، على سبيل المثال. وهكذا، فإن الفلزات القلوية تتناغم بسهولة شديدة وتبدو وكأنها أغنية: "الليثيوم، البوتاسيوم، الصوديوم، الروبيديوم، السيزيوم الفرانسيوم". "المغنيسيوم والكالسيوم والزنك والباريوم - تكافؤهم يساوي زوجًا" هو كلاسيكي لا يتلاشى من الفولكلور المدرسي. وفي نفس الموضوع: "الصوديوم والبوتاسيوم والفضة هي أحادية التكافؤ بطبيعتها" و"الصوديوم والبوتاسيوم والأرجنتوم أحادية التكافؤ إلى الأبد". فالخلق، على عكس الحشو الذي يستمر لبضعة أيام على الأكثر، يحفز الذاكرة طويلة المدى. وهذا يعني أن أكثر من مجرد حكايات خرافية عن الألومنيوم، وقصائد عن النيتروجين وأغاني عن التكافؤ - والحفظ سوف يسير كالساعة.

3. الإثارة الحمضية لتسهيل الحفظ، يتم اختراع قصة تتحول فيها عناصر الجدول الدوري إلى أبطال أو تفاصيل مناظر طبيعية أو عناصر حبكة. لنفترض هنا النص المشهور عند الجميع: «بدأ الآسيوي (النيتروجين) بصب الماء (الليثيوم) (الهيدروجين) في دفيئة الأناناس(بور). ولكن لم يكن هو (النيون) هو الذي كنا بحاجة إليه، بل ماجنوليا (المغنيسيوم)." يمكن استكمالها بقصة سيارة فيراري (فولاذية - فيروم) يقودها الجاسوس السري "الكلور صفر سبعة عشر" (17 هو الرقم التسلسلي للكلور) من أجل القبض على المهووس بالزرنيخي (الزرنيخ - الزرنيخ)، الذي كان لديه 33 سنًا (33 هو الرقم التسلسلي للزرنيخ)، ولكن فجأة دخل شيء حامض إلى فمه (الأكسجين)، كانت هناك ثماني رصاصات مسمومة (8 هو الرقم التسلسلي للأكسجين) ... يُسمح له بالاستمرار إلى أجل غير مسمى. وبالمناسبة، يمكن إسناد رواية مكتوبة على أساس الجدول الدوري إلى مدرس الأدب كنص تجريبي. ربما ستحب ذلك.

4. بناء قلعة الذاكرة هذا أحد أسماء أسلوب الحفظ الفعال إلى حد ما عند تنشيط التفكير المكاني. سرها هو أنه يمكننا جميعًا وصف غرفتنا أو المسار من المنزل إلى المتجر أو المدرسة أو المعهد بسهولة. لكي تتذكر تسلسل العناصر، تحتاج إلى وضعها على طول الطريق (أو في الغرفة)، وتقديم كل عنصر بشكل واضح ومرئي وملموس. هنا هيدروجين - رجل أشقر نحيف ذو وجه طويل. العامل الجاد، الذي يضع البلاط، هو السيليكون. مجموعة من النبلاء في سيارة ثمينة - غازات خاملة. وطبعا بائع البالونات هو الهيليوم.

ملحوظة!
ليست هناك حاجة لإجبار نفسك على تذكر المعلومات الموجودة على البطاقات. أفضل شيء هو ربط العنصر بأكمله ببعض الصور الرائعة. السيليكون – مع وادي السيليكون. الليثيوم - مع بطاريات الليثيوم تليفون محمول. يمكن أن يكون هناك الكثير من الخيارات. لكن الجمع بين الصورة المرئية والحفظ الميكانيكي والإحساس اللمسي ببطاقة لامعة خشنة أو على العكس من ذلك ناعمة سيساعدك على رفع أصغر التفاصيل بسهولة من أعماق الذاكرة.

نصائح مفيدة
يمكنك رسم نفس البطاقات التي تحتوي على معلومات حول العناصر التي كان يمتلكها مندليف في عصره، ولكن فقط قم بإضافتها بالمعلومات الحالية: على سبيل المثال، عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية. كل ما عليك فعله هو وضعها قبل الذهاب إلى السرير.

تبدأ الكيمياء لكل تلميذ بالجدول الدوري والقوانين الأساسية. وعندها فقط، بعد أن فهمت ما يفهمه هذا العلم الصعب، يمكنك البدء في تجميع الصيغ الكيميائية. لتسجيل الاتصال بشكل صحيح، عليك أن تعرف التكافؤالذرات التي تشكلها.

تعليمات

1. التكافؤ هو قدرة بعض الذرات على الاحتفاظ بعدد معين من الذرات القريبة منها ويتم التعبير عنه بعدد الذرات الموجودة. أي أنه كلما كان العنصر أقوى، كلما كان حجمه أكبر التكافؤ .

2. على سبيل المثال، يسمح باستخدام اثنين مواد– حمض الهيدروكلوريك وH2O. وهذا معروف لدى الجميع باسم حمض الهيدروكلوريك والماء. تحتوي المادة الأولى على ذرة هيدروجين واحدة (H) وذرة كلور واحدة (Cl). وهذا يدل على أنهم يشكلون في هذا المركب رابطة واحدة، أي أنهم يحملون ذرة واحدة قريبة من أنفسهم. بالتالي، التكافؤكلاهما يساوي 1. ومن السهل أيضًا تحديدهما التكافؤالعناصر التي تشكل جزيء الماء. يحتوي على ذرتين هيدروجين وذرة أكسجين واحدة. وبالتالي تكون ذرة الأكسجين رابطتين لإضافة ذرتي هيدروجين، وتشكلان بدورهما رابطة واحدة. وسائل، التكافؤالأكسجين هو 2، والهيدروجين هو 1.

3. ولكن في بعض الأحيان يواجه المرء موادفهي أكثر صعوبة في بنية وخصائص الذرات المكونة لها. هناك نوعان من العناصر: مستمرة (الأكسجين والهيدروجين وغيرها) وغير دائمة التكافؤيو. أما بالنسبة للذرات من النوع الثاني فإن هذا العدد يعتمد على المركب الذي هي جزء منه. على سبيل المثال، يمكننا أن نذكر الكبريت (S). يمكن أن يكون لها تكافؤ 2، 4، 6 وأحيانًا 8. إن تحديد قدرة عناصر مثل الكبريت على الاحتفاظ بذرات أخرى حول نفسها أمر أكثر صعوبة قليلاً. للقيام بذلك، تحتاج إلى معرفة خصائص المكونات الأخرى مواد .

4. تذكر القاعدة: حاصل ضرب عدد الذرات مرات التكافؤيجب أن يتطابق عنصر واحد في المركب مع نفس المنتج لعنصر آخر. ويمكن التحقق من ذلك مرة أخرى بالتحول إلى جزيء الماء (H2O): 2 (عدد الهيدروجين) * 1 (عدده) التكافؤ) = 21 (عدد الأكسجين) * 2 (عدده التكافؤ) = 22 = 2 – يعني أن كل شيء محدد بشكل صحيح.

5. الآن تحقق من هذه الخوارزمية على مادة أكثر صعوبة، على سبيل المثال، N2O5 - أكسيد النيتريك. وقد سبق الإشارة إلى أن الأكسجين له استمرارية التكافؤ 2، لذلك من الممكن إنشاء المعادلة: 2 ( التكافؤالأكسجين) * 5 (رقمه) = X (مجهول التكافؤالنيتروجين) * 2 (رقمه) ومن خلال العمليات الحسابية البسيطة يمكن تحديد ذلك التكافؤالنيتروجين في هذا المركب هو 5.

التكافؤهي قدرة العناصر الكيميائية على الاحتفاظ بعدد معين من ذرات العناصر الأخرى. وفي الوقت نفسه، فهو عدد الروابط التي تشكلها ذرة معينة مع ذرات أخرى. تحديد التكافؤ بدائي للغاية.

تعليمات

1. يرجى ملاحظة أن مؤشر التكافؤ يُشار إليه بالأرقام الرومانية ويتم وضعه فوق علامة العنصر.

2. يرجى ملاحظة: إذا تم كتابة صيغة مادة مكونة من عنصرين بشكل صحيح، فعند ضرب عدد ذرات كل عنصر بتكافؤه، يجب أن تحصل جميع العناصر على منتجات متطابقة.

3. مع العلم أن تكافؤ ذرات بعض العناصر يكون مستمرا، والبعض الآخر متغيرا، أي أنها تتمتع بخاصية التغير. لنفترض أن الهيدروجين في جميع المركبات أحادي التكافؤ لأنه يشكل رابطة واحدة فقط. الأكسجين قادر على تكوين رابطتين، بينما يكون ثنائي التكافؤ. لكن يمكن أن يكون للكبريت تكافؤ II أو IV أو VI. كل هذا يتوقف على العنصر الذي يرتبط به. وبالتالي، الكبريت عنصر ذو تكافؤ متغير.

4. لاحظ أنه من السهل جدًا حساب التكافؤ في جزيئات مركبات الهيدروجين. الهيدروجين أحادي التكافؤ دائمًا، وهذا المؤشر للعنصر المرتبط به سيكون مساويًا لعدد ذرات الهيدروجين في جزيء معين. على سبيل المثال، في CaH2 الكالسيوم سيكون ثنائي التكافؤ.

5. تذكر القاعدة الأساسية لتحديد التكافؤ: حاصل ضرب مؤشر التكافؤ لذرة أي عنصر وعدد ذراته في أي جزيء يساوي دائمًا منتج معامل التكافؤ لذرة العنصر الثاني وعدد ذراته ذراتها في جزيء معين.

6. انظر إلى الصيغة الحرفية التي تشير إلى هذه المساواة: V1 x K1 = V2 x K2، حيث V هو تكافؤ ذرات العناصر، وK هو عدد الذرات في الجزيء. وبمساعدته، من السهل تحديد مؤشر التكافؤ لأي عنصر إذا كانت البيانات المتبقية معروفة.

7. خذ بعين الاعتبار مثال جزيء أكسيد الكبريت SO2. الأكسجين في جميع المركبات هو ثنائي التكافؤ، لذلك، بتعويض القيم في النسبة: Voxygen x Oxygen = Vsulfur x Xers، نحصل على: 2 x 2 = Vsulfur x 2. من هنا Vsulfur = 4/2 = 2. وهكذا فإن تكافؤ الكبريت في هذا الجزيء يساوي 2.

فيديو حول الموضوع

اكتشاف القانون الدوري وإنشاء نظام منظم للعناصر الكيميائية D.I. أصبح مندليف ذروة تطور الكيمياء في القرن التاسع عشر. قام العالم بتلخيص وتصنيف مواد واسعة النطاق حول خواص العناصر.

تعليمات

1. في القرن التاسع عشر لم تكن هناك فكرة عن بنية الذرة. اكتشاف بواسطة د. كان مندليف مجرد تعميم للحقائق التجريبية، لكن معناها المادي ظل غير مفهوم لفترة طويلة. وعندما ظهرت البيانات الأولى عن بنية النواة وتقسيم الإلكترونات إلى الذرات، مكّن ذلك من إعادة النظر في القانون الدوري ونظام العناصر. الجدول د. يجعل مندليف من الممكن تتبع دورية خصائص العناصر الموجودة في الطبيعة بوضوح.

2. يتم تعيين رقم تسلسلي محدد 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 في ظل الظروف العاديةالذرة محايدة كهربائيا.

3. يحدث التقسيم إلى سبع فترات وفقًا لعدد مستويات الطاقة في الذرة. تحتوي ذرات الفترة الأولى على غلاف إلكتروني أحادي المستوى، والثاني - ذو مستويين، والثالث - ذو ثلاثة مستويات، وما إلى ذلك. عندما يتم ملء طبقة طاقة جديدة، تبدأ فترة جديدة.

4. تتميز العناصر الأولى في كل فترة بذرات تحتوي على إلكترون واحد في الطبقة الخارجية - وهي ذرات فلز قلوي. تنتهي الفترات بذرات الغازات النظامية، التي لها طبقة طاقة خارجية مملوءة بالكامل بالإلكترونات: في الفترة الأولى، تحتوي الغازات النبيلة على إلكترونين، وفي الفترات اللاحقة - 8. وبسبب البنية المشابهة لأغلفة الإلكترونات على وجه التحديد، مجموعات العناصر لها خصائص فيزيائية وكيميائية مماثلة.

5. في الجدول د. لدى مندليف 8 مجموعات فرعية رئيسية. يتم تحديد هذا العدد من خلال الحد الأقصى المسموح به لعدد الإلكترونات في طبقة الطاقة.

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

7. مع دعم الجدول D.I. سمح لنا مندليف بمراقبة دورية الخصائص التالية للعناصر: نصف القطر الذري، الحجم الذري؛ إمكانية التأين؛ قوى تقارب الإلكترون. السالبية الكهربية للذرة الأكسدة؛ الخواص الفيزيائية للمركبات المحتملة.

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

9. تكرار يمكن تتبعه بوضوح لترتيب العناصر في الجدول D.I. يتم تفسير مندليف بشكل مفيد من خلال النمط الثابت لملء مستويات الطاقة بالإلكترونات.

تم اكتشاف القانون الدوري، وهو أساس الكيمياء الحديثة ويشرح صحة تحول خصائص العناصر الكيميائية، بواسطة د. مندليف في عام 1869. يتم الكشف عن المعنى المادي لهذا القانون عندما يفهم المرء البنية المعقدة 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 مقدار الشحنة الموجودة على نواتها (عدد البروتونات والعدد الذري في الجدول الدوري). ومع ذلك، فإن الكتلة النووية للعناصر، مع بعض الاستثناءات (على سبيل المثال، الكتلة النووية للبوتاسيوم أصغر من الكتلة النووية للأرجون)، تزيد بما يتناسب مع شحنتها النووية. ومع زيادة الكتلة النووية، يحدث تحول دوري لخصائص العناصر. تتم مراقبة العناصر ومركباتها. هذه هي المعدنية وغير المعدنية للذرات، ونصف القطر النووي وحجمه، واحتمال التأين، وتقارب الإلكترون، والسالبية الكهربية، وحالات الأكسدة، الخصائص الفيزيائيةالمركبات (نقاط الغليان، نقاط الانصهار، الكثافة)، قاعديتها، أمفوتيريتها أو حموضةها.

كم عدد العناصر الموجودة في الجدول الدوري الحالي

يعبر الجدول الدوري بيانياً عن القانون الدوري الذي اكتشفه. يحتوي الجدول الدوري الحالي على 112 عنصرًا كيميائيًا (آخرها ميتنريوم، ودارمشتاتيوم، ورونتجينيوم، وكوبرنيسيوم). وفقا لأحدث البيانات، تم اكتشاف العناصر الثمانية التالية أيضا (ما يصل إلى 120 ضمنا)، ولكن لم تحصل جميعها على أسمائها، ولا تزال هذه العناصر موجودة فقط في عدد قليل من المنشورات المطبوعة، ويحتل كل عنصر خلية معينة في الجدول الدوري وله رقم تسلسلي خاص به يتوافق مع شحنة نواة ذرته.

كيف يتم بناء الجدول الدوري؟

يتم تمثيل هيكل الجدول الدوري بسبع فترات وعشرة صفوف وثماني مجموعات. تبدأ الفترة بأكملها بمعدن قلوي وتنتهي بغاز لائق. الاستثناءات هي الدورة الأولى التي تبدأ بالهيدروجين، والدورة السابعة غير المكتملة، وتنقسم الفترات إلى صغيرة وكبيرة. تتكون الفترات الصغيرة (الأول والثاني والثالث) من صف أفقي واحد، والفترات الكبيرة (الرابع والخامس والسادس) - من صفين أفقيين. تسمى الصفوف العليا في الفترات الكبيرة زوجية، والصفوف السفلية - فردية في الفترة السادسة من الجدول بعد اللانثانم (الرقم التسلسلي 57) يوجد 14 عنصرًا مشابهًا في خصائص اللانثانوم - اللانثانيدات. وهي مدرجة في أسفل الجدول كسطر منفصل. وينطبق الشيء نفسه على الأكتينيدات، التي تقع في وقت لاحق من الأكتينيوم (مع الرقم 89) وتكرر خصائصه إلى حد كبير.الصفوف الزوجية للفترات الكبيرة (4، 6، 8، 10) مليئة بالمعادن فقط. تظهر العناصر في المجموعات متطابقة ارتفاع التكافؤ في الأكاسيد والمركبات الأخرى، وهذا التكافؤ يتوافق مع رقم المجموعة. تحتوي المجموعات الفرعية الرئيسية على عناصر فترات صغيرة وكبيرة، والثانوية - الكبيرة فقط. ومن أعلى إلى أسفل، تزداد الخصائص المعدنية، وتضعف الخصائص غير المعدنية. جميع ذرات المجموعات الفرعية الجانبية هي معادن.

نصيحة 9: السيلينيوم كعنصر كيميائي في الجدول الدوري

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

تعليمات

1. يعتبر السيلينيوم عنصرًا نادرًا جدًا وتتبعًا، فهو يهاجر بنشاط في المحيط الحيوي، مكونًا أكثر من 50 معدنًا. وأشهرها: البرزيلانيت، والنومانيت، والسيلينيوم الأصلي، والكالكومينيت.

2. تم العثور على السيلينيوم في الكبريت البركاني، الجالينا، البيريت، البزموتين والكبريتيدات الأخرى. ويتم استخراجه من الرصاص والنحاس والنيكل وغيرها من الخامات التي يوجد فيها بشكل متفرق.

3. تحتوي أنسجة معظم الكائنات الحية على ما بين 0.001 إلى 1 ملغم/كغم من السيلينيوم، وبعض النباتات، الكائنات البحريةوالفطر يركز عليه. بالنسبة لعدد من النباتات، يعتبر السيلينيوم عنصرا ضروريا. وتبلغ حاجة الإنسان والحيوان إلى السيلينيوم 50-100 ميكروجرام/كجم من الغذاء، هذا العنصرله خصائص مضادة للأكسدة، ويؤثر على الكثير التفاعلات الأنزيميةويزيد من حساسية الشبكية للضوء.

4. يمكن أن يتواجد السيلينيوم في أشكال مختلفة متآصلة: غير متبلور (زجاجي، مسحوقي وغرواني)، وكذلك بلوري. عند إضافة السيلينيوم من محلول حمض السيلينوس أو عن طريق التبريد السريع لبخاره، يتم الحصول على مسحوق قرمزي غير متبلور وسيلينيوم غرواني.

5. عندما يتم تسخين أي تعديل لهذا العنصر الكيميائي فوق 220 درجة مئوية ثم يتم تبريده بشكل أكبر، يتكون السيلينيوم الزجاجي، وهو هش وله بريق زجاجي.

6. يعتبر السيلينيوم الرمادي السداسي مستقرًا حرارياً بشكل خاص، حيث تم بناء شبكته من سلاسل حلزونية من الذرات تقع بالتوازي مع بعضها البعض. يتم الحصول عليه عن طريق تسخين أشكال أخرى من السيلينيوم حتى الذوبان والتبريد ببطء إلى 180-210 درجة مئوية. داخل سلاسل السيلينيوم سداسية، ترتبط الذرات تساهميا.

7. السيلينيوم مستقر في الهواء، ولا يتأثر بالأكسجين والماء وأحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك المخففة، إلا أنه يذوب بشكل مثالي في حامض النيتريك. عند التفاعل مع المعادن، يشكل السيلينيوم سيلينيدات. هناك الكثير من مركبات السيلينيوم المعقدة، وكلها سامة.

8. يتم الحصول على السيلينيوم من نفايات إنتاج الورق أو حمض الكبريتيك عن طريق تكرير النحاس كهربائيا. في الحمأة، يوجد هذا العنصر مع المعادن الثقيلة واللائقة والكبريت والتيلوريوم. ولاستخراجه، يتم ترشيح الحمأة، ثم تسخينها بحمض الكبريتيك المركز أو إخضاعها للتحميص التأكسدي عند درجة حرارة 700 درجة مئوية.

9. يستخدم السيلينيوم في إنتاج صمامات ثنائية أشباه الموصلات ومعدات المحولات الأخرى. في علم المعادن، يضفي دعمه بنية دقيقة الحبيبات على الفولاذ ويحسن أيضًا خصائصه الميكانيكية. في الصناعة الكيميائيةيستخدم السيلينيوم كمحفز.

فيديو حول الموضوع

ملحوظة!
كن حذرا عند تحديد المعادن وغير المعادن. لهذا الغرض، يتم إعطاء الرموز تقليديا في الجدول.

إن مستوى المعرفة حول بنية الذرات والجزيئات في القرن التاسع عشر لم يسمح لنا بشرح سبب تكوين الذرات لعدد معين من الروابط مع جزيئات أخرى. لكن أفكار العلماء كانت سابقة لعصرها، وما زال التكافؤ يدرس كأحد المبادئ الأساسية للكيمياء.

من تاريخ ظهور 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. ولاحظ العالم أن بعض العناصر الكيميائية تشكل مركبات لها نفس العدد من 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 للذرة أن تشكلها مع جزيئات صغيرة أخرى من المادة. استخدم فرانكلاند عبارة "القوة المتماسكة" لوصف ما سيُطلق عليه فيما بعد التكافؤ. حدد كيميائي بريطاني عدد الروابط الكيميائية التي تتكون منها ذرات العناصر الفردية المعروفة في منتصف القرن التاسع عشر. كان عمل فرانكلاند مساهمة مهمة في الكيمياء الهيكلية الحديثة.

تطوير وجهات النظر

الكيميائي الألماني ف.أ. أثبت كيكولي في عام 1857 أن الكربون رباعي القاعدة. في أبسط مركباته، الميثان، تنشأ روابط مع 4 ذرات هيدروجين. استخدم العالم مصطلح "الأساسية" للدلالة على خاصية العناصر لربط عدد محدد بدقة من الجزيئات الأخرى. في روسيا، تم تنظيم البيانات من قبل أ. م. بتليروف (1861). تلقت نظرية الروابط الكيميائية مزيدًا من التطوير بفضل مبدأ التغيرات الدورية في خواص العناصر. مؤلفها هو D. I. Mendeleev المتميز الآخر. لقد أثبت أن تكافؤ العناصر الكيميائية في المركبات وغيرها من الخصائص يتحدد بالموقع الذي تحتله في الجدول الدوري.

التمثيل البياني للتكافؤ والرابطة الكيميائية

تعد القدرة على تصوير الجزيئات بصريًا إحدى المزايا التي لا شك فيها لنظرية التكافؤ. ظهرت النماذج الأولى في ستينيات القرن التاسع عشر، ومنذ عام 1864 تم استخدامها لتمثيل دوائر بداخلها علامة كيميائية. بين رموز الذرات، تتم الإشارة إلى شرطة، وعدد هذه الخطوط يساوي قيمة التكافؤ. في تلك السنوات نفسها، تم إنتاج أول نماذج الكرة والعصا (انظر الصورة على اليسار). في عام 1866، اقترح كيكولي رسمًا كيميائيًا مجسمًا لذرة الكربون على شكل رباعي الأسطح، والذي أدرجه في كتابه المدرسي بعنوان الكيمياء العضوية.

تمت دراسة تكافؤ العناصر الكيميائية وتكوين الروابط بواسطة ج. لويس، الذي نشر أعماله في عام 1923. هذا هو الاسم الذي يطلق على أصغر الجزيئات المشحونة سالبًا التي تشكل قذائف الذرات. استخدم لويس في كتابه النقاط حول الجوانب الأربعة لتمثيل إلكترونات التكافؤ.

التكافؤ بين الهيدروجين والأكسجين

قبل إنشائها، كان تكافؤ العناصر الكيميائية في المركبات يُقارن عادة بتلك الذرات التي كانت معروفة بها. تم اختيار الهيدروجين والأكسجين كمعايير. قام عنصر كيميائي آخر بجذب أو استبدال عدد معين من ذرات H و O.

بهذه الطريقة، تم تحديد خصائص المركبات ذات الهيدروجين أحادي التكافؤ (يُشار إلى تكافؤ العنصر الثاني برقم روماني):

حمض الهيدروكلوريك - الكلور (I):
H 2 O - الأكسجين (II)؛
NH 3 - النيتروجين (III)؛
CH 4 - الكربون (الرابع).

في الأكاسيد K 2 O، CO، N 2 O 3، SiO 2، SO 3، تم تحديد تكافؤ الأكسجين للمعادن وغير المعادن عن طريق مضاعفة عدد ذرات O المضافة، وتم الحصول على القيم التالية: K ( I)، C (II)، N (III)، Si (IV)، S (VI).

كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية

هناك انتظام في تكوين الروابط الكيميائية التي تتضمن أزواج الإلكترونات المشتركة:

التكافؤ النموذجي للهيدروجين هو I.
التكافؤ المعتاد للأكسجين هو II.
بالنسبة للعناصر غير المعدنية، يمكن تحديد أدنى تكافؤ بالصيغة 8 - رقم المجموعة التي تقع فيها العناصر في الجدول الدوري. ويتم تحديد الأعلى، إن أمكن، من خلال رقم المجموعة.
بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، فإن أقصى تكافؤ ممكن هو نفس رقم مجموعتها في الجدول الدوري.

يتم تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية وفقًا للصيغة المركبة باستخدام الخوارزمية التالية:

اكتب القيمة المعروفة لأحد العناصر الموجودة أعلى الرمز الكيميائي. على سبيل المثال، في Mn 2 O 7 تكافؤ الأكسجين هو II.
احسب القيمة الإجمالية التي تحتاج إلى ضرب التكافؤ فيها بعدد ذرات نفس العنصر الكيميائي في الجزيء: 2 * 7 = 14.
حدد تكافؤ العنصر الثاني الذي لا يعرفه. اقسم القيمة التي تم الحصول عليها في الخطوة 2 على عدد ذرات Mn في الجزيء.
14: 2 = 7. في أكسيده الأعلى - سابعا.

التكافؤ الثابت والمتغير

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

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

الأفكار الحديثة حول التكافؤ

تتكون جميع الذرات من نواة موجبة محاطة بإلكترونات سالبة الشحنة. في بعض الأحيان تكون القشرة الخارجية التي تشكلها غير مكتملة. البنية المكتملة هي الأكثر استقرارًا، حيث تحتوي على 8 إلكترونات (ثمانية). يؤدي ظهور رابطة كيميائية بسبب أزواج الإلكترونات المشتركة إلى حالة مواتية للطاقة للذرات.

تتمثل قاعدة تكوين المركبات في إكمال الغلاف عن طريق قبول الإلكترونات أو التخلي عن الإلكترونات غير المتزاوجة - اعتمادًا على العملية الأسهل. إذا قدمت الذرة جسيمات سالبة ليس لها زوج لتكوين رابطة كيميائية، فإنها تشكل عددًا من الروابط بقدر ما تحتوي على إلكترونات غير مزدوجة. وفقا للمفاهيم الحديثة، فإن تكافؤ ذرات العناصر الكيميائية هو القدرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. على سبيل المثال، في جزيء كبريتيد الهيدروجين H2S، يكتسب الكبريت التكافؤ II (-)، لأن كل ذرة تشارك في تكوين زوجين من الإلكترونات. تشير العلامة "-" إلى انجذاب زوج الإلكترون إلى العنصر الأكثر سالبية كهربية. بالنسبة للأقل سالبية كهربية، تتم إضافة "+" إلى قيمة التكافؤ.

في آلية المانح والمستقبل، تتضمن العملية أزواجًا إلكترونية من عنصر واحد ومدارات تكافؤ حرة لعنصر آخر.

اعتماد التكافؤ على التركيب الذري

دعونا نفكر، باستخدام الكربون والأكسجين كمثال، في كيفية اعتماد تكافؤ العناصر الكيميائية على بنية المادة. يعطي الجدول الدوري فكرة عن الخصائص الرئيسية لذرة الكربون:

الرمز الكيميائي - C؛
رقم العنصر - 6؛
الشحنة الأساسية - +6؛
البروتونات في النواة - 6؛
إلكترونات - 6، بما في ذلك 4 إلكترونات خارجية، 2 منها تشكل زوجًا، 2 - غير مقترنة.

إذا كانت ذرة الكربون في أول أكسيد الكربون تشكل رابطتين، فسيتم استخدام 6 جسيمات سالبة فقط. للحصول على ثماني، يجب أن تشكل الأزواج 4 جسيمات سلبية خارجية. الكربون له تكافؤ IV (+) في ثاني أكسيد و IV (-) في الميثان.

العدد الذري للأكسجين هو 8، ويتكون غلاف التكافؤ من ستة إلكترونات، 2 منها لا يشكلان أزواجاً ويشاركان في الروابط الكيميائية والتفاعلات مع الذرات الأخرى. التكافؤ النموذجي للأكسجين هو II (-).

حالة التكافؤ والأكسدة

في كثير من الحالات يكون من الملائم أكثر استخدام مفهوم "حالة الأكسدة". هذا هو الاسم الذي يطلق على شحنة الذرة التي ستكتسبها إذا تم نقل جميع إلكترونات الترابط إلى عنصر له قيمة كهربية أعلى (EO). رقم الأكسدة في مسألة بسيطةيساوي الصفر. تتم إضافة علامة "-" إلى حالة أكسدة العنصر الأكثر سالبية كهربية، وتضاف علامة "+" إلى حالة أكسدة العنصر الأقل سالبية كهربية. على سبيل المثال، بالنسبة للمعادن من المجموعات الفرعية الرئيسية، فإن حالات الأكسدة النموذجية وشحنات الأيونات تساوي رقم المجموعة بعلامة "+". في معظم الحالات، تكون حالة التكافؤ والأكسدة للذرات في نفس المركب هي نفسها عدديًا. فقط عند التفاعل مع ذرات أكثر سالبية كهربية تكون حالة الأكسدة إيجابية، مع العناصر ذات EO الأقل تكون سلبية. غالبًا ما يتم تطبيق مفهوم "التكافؤ" فقط على المواد ذات التركيب الجزيئي.

لكي تتعلم كيفية تركيب الصيغ الكيميائية، من الضروري معرفة الأنماط التي بموجبها ترتبط ذرات العناصر الكيميائية ببعضها البعض بنسب معينة. للقيام بذلك، دعونا نقارن التركيب النوعي والكمي للمركبات التي صيغها هي حمض الهيدروكلوريك، H 2 O، NH 3، CH 4 (الشكل 12.1).

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

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

التكافؤ — الملكية العامةالذرات. وهو يميز قدرة الذرات على التفاعل كيميائيا (بواسطة قوى التكافؤ) مع بعضها البعض.

تم تحديد تكافؤ العديد من العناصر الكيميائية على أساس البيانات التجريبية الكمية و تكوين الجودةمواد. لكل وحدة من التكافؤتم قبول تكافؤ ذرة الهيدروجين. إذا كانت ذرة عنصر كيميائي متصلة بذرتين أحاديتي التكافؤ، فإن تكافؤها يساوي اثنين. وإذا اتحد مع ثلاث ذرات أحادية التكافؤ فهو ثلاثي التكافؤ وهكذا.

أعلى قيمة تكافؤ للعناصر الكيميائية هي الثامن .

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

واكتشف العلماء أيضًا أن العديد من العناصر الموجودة في المركبات المختلفة تظهر معان مختلفةالتكافؤ. أي أن هناك عناصر كيميائية ذات تكافؤ ثابت ومتغير.

هل من الممكن تحديد التكافؤ من خلال موقع العنصر الكيميائي في الجدول الدوري؟ تتطابق قيمة التكافؤ القصوى لعنصر ما مع رقم مجموعة الجدول الدوري الذي يقع فيه. ومع ذلك، هناك استثناءات - النيتروجين والأكسجين والفلور والنحاس وبعض العناصر الأخرى. يتذكر: تتم الإشارة إلى رقم المجموعة برقم روماني أعلى العمود الرأسي المقابل في الجدول الدوري.

طاولة. العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المستمر

عنصر	التكافؤ	عنصر	التكافؤ
الهيدروجين (ح)		الكالسيوم (كاليفورنيا)
الصوديوم (نا)		الباريوم (با)

		الأكسجين (س)
البريليوم (كن)		الألومنيوم (آل)
المغنيسيوم (ملغ)

طاولة. العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المتغير

عنصر	التكافؤ	عنصر	التكافؤ
		الحديد (الحديد)

		المنغنيز (ملغ)
			الثاني، الثالث، السادس المواد من الموقع

الفضة (حج)		الفوسفور (ف)
الذهب (أستراليا)		الزرنيخ (ع)
		الكربون (ج)
الرصاص (الرصاص)		السيليكون (سي)

يوجد في هذه الصفحة مواد حول المواضيع التالية:

هناك عناصر يكون تكافؤها ثابتًا دائمًا، وعددها قليل جدًا. لكن جميع العناصر الأخرى تظهر تكافؤًا متغيرًا.

المزيد من الدروس على الموقع

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

Na - أحادي التكافؤ (رابطة واحدة)

H - أحادي التكافؤ (رابطة واحدة)

O - ثنائي التكافؤ (رابطتان لكل ذرة)

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

قواعد لتحديد التكافؤ
العناصر في الاتصالات

1. رمح هيدروجينمخطئ ل أنا(وحدة). ثم، وفقا لصيغة الماء H 2 O، ترتبط ذرتان هيدروجين بذرة أكسجين واحدة.

2. الأكسجينفي مركباته يظهر دائمًا التكافؤ ثانيا. لذلك، فإن الكربون الموجود في المركب CO 2 (ثاني أكسيد الكربون) له تكافؤ IV.

3. رمح العليايساوي رقم المجموعة .

4. أدنى التكافؤيساوي الفرق بين الرقم 8 (عدد المجموعات في الجدول) ورقم المجموعة التي يقع فيها هذا العنصر، أي. 8 — ن مجموعات .

5. بالنسبة للمعادن الموجودة في المجموعة الفرعية "أ"، فإن العمود يساوي رقم المجموعة.

6. تظهر اللافلزات عمومًا تكافؤين: أعلى وأدنى.

بالمعنى المجازي، العمود هو عدد "الأذرع" التي تلتصق بها الذرة بالذرات الأخرى. بطبيعة الحال، ليس لدى الذرات أي "أيدي"؛ يتم لعب دورهم من قبل ما يسمى. إلكترونات التكافؤ.

يمكنك أن تقول ذلك بشكل مختلف: هي قدرة ذرة عنصر معين على الارتباط بعدد معين من الذرات الأخرى.

ويجب فهم المبادئ التالية بوضوح:

هناك عناصر ذات تكافؤ ثابت (عددها قليل نسبيًا) وعناصر ذات تكافؤ متغير (وأغلبيتها موجودة).

يجب أن نتذكر العناصر ذات التكافؤ المستمر.

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

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

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

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

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

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

من أجل إظهار الصعوبات التي رافقت مفهوم "التكافؤ" بوضوح منذ البداية، من المناسب الاستشهاد بمفهوم كان شائعا في بداية القرن العشرين. في العديد من البلدان، بسبب الموهبة التربوية العظيمة للمؤلف، الكتاب المدرسي للكيميائي الأمريكي ألكسندر سميث، الذي نشره في عام 1917 (بالترجمة الروسية - في 1911 و1916 و1931): "لم يتلق أي مفهوم في الكيمياء الكثير من التعريفات غير الواضحة وغير الدقيقة مثل مفهوم التكافؤ " ومزيد من ذلك في القسم بعض الشذوذات في وجهات النظر حول التكافؤالمؤلف يكتب:

"عندما تم إنشاء مفهوم التكافؤ لأول مرة، كان يعتقد - بشكل خاطئ تمامًا - أن كل عنصر له تكافؤ واحد. لذلك، عند النظر في أزواج من المركبات مثل CuCl وCuCl 2، أو... FeCl 2 وFeCl 3، انطلقنا من افتراض أن النحاس دائماًفهو ثنائي التكافؤ، والحديد ثلاثي التكافؤ، وعلى هذا الأساس حرفوا الصيغ حتى تناسبهم على هذا الافتراض. وهكذا تمت كتابة صيغة أحادي كلوريد النحاس (وغالبًا ما تُكتب حتى يومنا هذا) على النحو التالي: Cu 2 Cl 2. في هذه الحالة، تأخذ صيغ مركبي كلوريد النحاس في تمثيل رسومي الشكل: Cl-Cu-Cu-Cl وCl-Cu-Cl. وفي كلتا الحالتين، تحتوي كل ذرة نحاس (على الورق) على وحدتين، وبالتالي فهي ثنائية التكافؤ (على الورق). وبالمثل... فإن مضاعفة الصيغة FeCl 2 أعطت Cl 2 >Fe–Fe 2، مما سمح لنا باعتبار... الحديد ثلاثي التكافؤ. ومن ثم يتوصل سميث إلى استنتاج مهم للغاية وذو صلة في جميع الأوقات: "إنه أمر مخالف تمامًا للمنهج العلمي أن تخترع حقائق أو تشوهها من أجل دعم فكرة، والتي لا تستند إلى الخبرة، هي نتيجة مجرد تخمين. ومع ذلك، فإن تاريخ العلم يظهر أن مثل هذه الأخطاء غالبًا ما يتم ملاحظتها.

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

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

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

في الواقع، ما هو التكافؤ، على سبيل المثال، الذي ينبغي تعيينه لذرة الكوبالت في كلوريدها، والتي أضافت ستة جزيئات من الأمونيا لتكوين المركب CoCl 3 · 6NH 3 (أو، وهو نفس الشيء، Co(NH 3) 6 Cl 3) ؟ وفيه تتحد ذرة الكوبالت مع تسع ذرات من الكلور والنيتروجين في وقت واحد! كتب دي آي مندلييف بهذه المناسبة عن "قوى التقارب المتبقية" التي لم تتم دراستها كثيرًا. والكيميائي السويسري أ. فيرنر، الذي ابتكر نظرية المركبات المعقدة، قدم مفاهيم التكافؤ الرئيسي (الأولي) 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 من المستحيل التمييز بينهما.

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

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

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

يقدم أ. سميث أمثلة واضحة جدًا عن "الخصائص الخاصة" للمركبات المعقدة في كتابه المدرسي:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

الاستنتاج الثاني ليس معتادًا تمامًا: مصطلح "التكافؤ"، على الرغم من استخدامه في الكيمياء الحديثة، له تطبيق محدود للغاية، ومحاولات إعطائه تعريفًا لا لبس فيه "لجميع المناسبات" ليست مثمرة للغاية ولا تكاد تكون ضرورية. ليس من قبيل الصدفة أن مؤلفي العديد من الكتب المدرسية، وخاصة تلك المنشورة في الخارج، يستغنون عن هذا المفهوم على الإطلاق أو يقتصرون على الإشارة إلى أن مفهوم "التكافؤ" له أهمية تاريخية بشكل أساسي، بينما يستخدم الكيميائيون الآن بشكل أساسي المفهوم الأكثر انتشارًا، على الرغم من أنه مفهوم مصطنع إلى حد ما، إلا أنه مفهوم "درجة" الأكسدة.

ايليا لينسون