تكافؤ جميع المواد الكيميائية. التكافؤ والأحماض

تعليمات

الجدول عبارة عن هيكل توجد فيه العناصر الكيميائية وفقًا لمبادئها وقوانينها. أي يمكننا القول أنه "منزل" متعدد الطوابق "تعيش" فيه العناصر الكيميائية ، ولكل منهم شقته الخاصة تحت رقم معين. أفقيًا توجد "أرضيات" - والتي يمكن أن تكون صغيرة وكبيرة. إذا كانت الفترة تتكون من صفين (يشار إليهما على جانب الترقيم) ، فإن هذه الفترة تسمى فترة كبيرة. إذا كان يحتوي على صف واحد فقط ، فيُطلق عليه اسم صغير.

ينقسم الجدول أيضًا إلى "مداخل" - مجموعات لا يوجد منها سوى ثمانية. كما هو الحال في أي مدخل ، تقع الشقق على اليسار واليمين ، وهنا توجد العناصر الكيميائية بنفس الطريقة. فقط في هذا الإصدار ، يكون موضعهم غير متساوٍ - من ناحية ، هناك المزيد من العناصر ، ثم يتحدثون عن المجموعة الرئيسية ، من ناحية أخرى ، أقل ، وهذا يشير إلى أن المجموعة ثانوية.

التكافؤ هو قدرة العناصر على تكوين روابط كيميائية. يوجد ثابت لا يتغير ومتغير له قيمة مختلفة اعتمادًا على المادة التي يوجد بها العنصر. عند تحديد التكافؤ وفقًا للجدول الدوري ، من الضروري الانتباه إلى الخصائص التالية: رقم مجموعة العناصر ونوعها (أي المجموعة الرئيسية أو الجانبية). يتم تحديد التكافؤ الثابت في هذه الحالة من خلال رقم المجموعة للمجموعة الفرعية الرئيسية. لمعرفة قيمة التكافؤ المتغير (إذا كان هناك واحد ، وعادةً y) ، فأنت بحاجة إلى طرح رقم المجموعة التي يقع فيها العنصر من 8 (إجمالي 8 - ومن ثم هذا الرقم).

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

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

مثال رقم 3. إذا تحدثنا عن اللافلزات ، فعلى سبيل المثال ، P (الفوسفور) يقع في المجموعة الخامسة من المجموعة الفرعية الرئيسية. من هنا ، تكافؤه سيكون مساويًا لـ V. بالإضافة إلى ذلك ، يحتوي الفوسفور على قيمة تكافؤ أخرى ، ولتحديده ، يجب عليك تنفيذ الإجراء 8 - رقم العنصر. ومن ثم ، 8-5 (رقم المجموعة) \ u003d 3. لذلك ، فإن التكافؤ الثاني للفوسفور هو III.

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

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية (والمعادن فقط بالنسبة لهم) ، يجب تذكر التكافؤ ، خاصة أنه في معظم الحالات يساوي I ، II ، وغالبًا ما يكون III. سيتعين عليك أيضًا حفظ تكافؤات العناصر الكيميائية التي تحتوي على أكثر من قيمتين.

فيديوهات ذات علاقة

ملاحظة

توخى الحذر عند التعرف على المعادن واللافلزات. لهذا ، عادة ما يتم إعطاء الرموز في الجدول.

مصادر:

• كيفية نطق عناصر الجدول الدوري بشكل صحيح
• ما هو تكافؤ الفوسفور؟ X

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

تعليمات

يتم تعيين رقم تسلسلي محدد لكل عنصر في الجدول (H - 1 ، Li - 2 ، Be - 3 ، إلخ). يتوافق هذا الرقم مع النواة (عدد البروتونات في النواة) وعدد الإلكترونات التي تدور حول النواة. وبالتالي فإن عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات ، وهذا يشير إلى أنه في ظل الظروف العادية تكون الذرة كهربائية.

يحدث الانقسام إلى سبع فترات وفقًا لعدد مستويات الطاقة في الذرة. تحتوي ذرات الفترة الأولى على غلاف إلكتروني أحادي المستوى ، والثاني - مستويين ، والثالث - ثلاثة مستويات ، إلخ. عندما يتم ملء مستوى طاقة جديد ، تبدأ فترة جديدة.

تتميز العناصر الأولى من أي فترة بذرات تحتوي على إلكترون واحد في المستوى الخارجي - وهي ذرات فلز قلوي. تنتهي الفترات بذرات الغازات النبيلة ، والتي لها مستوى طاقة خارجي مملوء بالكامل بالإلكترونات: في الفترة الأولى ، تحتوي الغازات الخاملة على إلكترونين ، في الفترات اللاحقة ، 8. هذا على وجه التحديد بسبب البنية المماثلة لغلاف الإلكترون أن مجموعات العناصر لها نفس الفيزيائية.

في الجدول D.I. منديليف هناك 8 مجموعات فرعية رئيسية. عددهم يرجع إلى أكبر عدد ممكن من الإلكترونات على مستوى الطاقة.

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

باستخدام الجدول D.I. Mendeleev ، يمكن للمرء أن يلاحظ تواتر الخصائص التالية للعناصر: نصف قطر الذرة ، حجم الذرة ؛ إمكانية التأين قوى تقارب الإلكترون كهرسلبية الذرة. ؛ الخصائص الفيزيائية للمركبات المحتملة.

دورية تم تتبعها بوضوح في ترتيب العناصر في الجدول D.I. يفسر منديليف بشكل منطقي بالطبيعة المتسقة لملء مستويات الطاقة بواسطة الإلكترونات.

مصادر:

• الجدول الدوري

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

من تاريخ مفهوم "تكافؤ العناصر الكيميائية"

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

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

تنمية وجهات النظر

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

تمثيل رسومي للتكافؤ والترابط الكيميائي

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

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

التكافؤ للهيدروجين والأكسجين

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

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

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

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

كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية

هناك انتظام في تكوين رابطة كيميائية تتضمن أزواج الإلكترونات المشتركة:

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

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

1. اكتب القيمة المعروفة لأحد العناصر فوق العلامة الكيميائية. على سبيل المثال ، في Mn 2 O 7 تكافؤ الأكسجين هو II.
2. احسب القيمة الإجمالية التي من الضروري لها ضرب التكافؤ بعدد ذرات نفس العنصر الكيميائي في الجزيء: 2 * 7 \ u003d 14.
3. حدد التكافؤ للعنصر الثاني الذي لا يعرفه. قسّم القيمة التي تم الحصول عليها في الخطوة 2 على عدد ذرات المنغنيز في الجزيء.
4. 14: 2 = 7. في أعلى أكسيد لها - VII.

التكافؤ الثابت والمتغير

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

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

أفكار حديثة عن التكافؤ

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

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

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

اعتماد التكافؤ على بنية الذرة

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

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

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

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

التكافؤ وحالة الأكسدة

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

تعريف

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

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

أرز. 1. تشكيل تخطيطي للماء وجزيئات الأمونيا.

جدول تكافؤ العناصر الكيميائية

في البداية ، تم أخذ تكافؤ الهيدروجين كوحدة تكافؤ. تم التعبير عن تكافؤ عنصر آخر في هذه الحالة بعدد ذرات الهيدروجين التي ترتبط بها ذرة واحدة من هذا العنصر بنفسها أو تحل محلها (ما يسمى التكافؤ الهيدروجين). على سبيل المثال ، في مركبات تركيبة HCl ، H 2 O ، NH 3 ، CH 4 ، يكون تكافؤ الهيدروجين للكلور واحدًا ، والأكسجين - اثنان ، والنيتروجين - ثلاثة ، وكربون - أربعة.

ثم تقرر أنه من الممكن أيضًا تحديد تكافؤ العنصر المطلوب بواسطة الأكسجين ، والذي يساوي تكافؤهما ، كقاعدة عامة ، اثنين. في هذه الحالة ، يتم حساب تكافؤ عنصر كيميائي بضعف عدد ذرات الأكسجين التي يمكن لذرة واحدة من هذا العنصر أن تربطها (ما يسمى تكافؤ الأكسجين). على سبيل المثال ، في مركبات التركيبة N 2 O ، CO ، SiO 2 ، SO 3 ، يكون تكافؤ الأكسجين النيتروجين واحدًا ، والكربون - اثنان ، والسيليكون - أربعة ، والكبريت - ستة.

في الواقع ، اتضح أنه بالنسبة لمعظم العناصر الكيميائية ، تختلف قيم التكافؤ في مركبات الهيدروجين والأكسجين: على سبيل المثال ، تكافؤ الكبريت للهيدروجين هو اثنان (H 2S) ، وبالنسبة للأكسجين - ستة (SO 3 ). بالإضافة إلى ذلك ، تظهر معظم العناصر التكافؤات المختلفة في مركباتها. على سبيل المثال ، يشكل الكربون أكسين: أول أكسيد الكربون وثاني أكسيد ثاني أكسيد الكربون. في الأول ، يكون تكافؤ الكربون هو الثاني ، وفي الثاني - أربعة. ومن هنا يترتب على ذلك ، كقاعدة عامة ، أنه من المستحيل وصف تكافؤ عنصر بأي رقم واحد.

التكافؤ العالي والسفلي للعناصر الكيميائية

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

هناك عناصر مع ما يسمى ب. التكافؤ الثابت (معادن مجموعات IA و IIA ، الألومنيوم ، الهيدروجين ، الفلور ، الأكسجين) ، والتي تظهر في مركباتها حالة أكسدة واحدة ، والتي غالبًا ما تتزامن مع رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يوجدون).

تسمى العناصر التي تتميز بعدة قيم تكافؤ (وليست دائمًا هي الأعلى والأدنى) التكافؤ المتغير. على سبيل المثال ، يتميز الكبريت بالتكافؤ الثاني والرابع والسادس.

لتسهيل تذكر عدد التكافؤات التي تميز عنصر كيميائي معين وما هي خصائصها ، استخدم جداول التكافؤ للعناصر الكيميائية ، والتي تبدو كما يلي:

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

ممارسه الرياضه	التكافؤ III نموذجي لـ: أ) Ca ؛ ب) ف ؛ ج) س ؛ د) سي؟
المحلول	أ) الكالسيوم معدن. تتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تتطابق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي تكافؤ الكالسيوم هو II. الجواب غير صحيح. ب) الفوسفور مادة غير معدنية. يشير إلى مجموعة من العناصر الكيميائية ذات التكافؤ المتغير: يتم تحديد أعلى رقم من خلال رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي يساوي V ، والأدنى هو الفرق بين الرقم 8 ورقم المجموعة ، أي يساوي III. هذا هو الجواب الصحيح.
إجابه	الخيار (ب)

مثال 2

ممارسه الرياضه	التكافؤ الثالث هو نموذجي لـ: أ) كن ؛ ب) و ؛ ج) آل ؛ د) ج؟
المحلول	من أجل إعطاء إجابة صحيحة على السؤال المطروح ، سننظر في كل خيار من الخيارات المقترحة بشكل منفصل. أ) البريليوم معدن. تتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تتطابق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي تكافؤ البريليوم هو الثاني. الجواب غير صحيح. ب) الفلور مادة غير معدنية. يتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تساوي I. الإجابة غير صحيحة. ج) الألمنيوم معدن. تتميز بقيمة التكافؤ الوحيدة الممكنة التي تتطابق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري لـ D.I. منديليف ، حيث يقع ، أي تكافؤ الألمنيوم هو III. هذا هو الجواب الصحيح.
إجابه	الخيار (ج)

التكافؤ. تعريف التكافؤ. العناصر ذات التكافؤ المستمر.

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

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

يجب فهم المبادئ التالية بوضوح:

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

يجب تذكر العناصر ذات التكافؤ المستمر:

قد تظهر العناصر المتبقية تكافؤًا مختلفًا.

يتطابق أعلى تكافؤ للعنصر في معظم الحالات مع رقم المجموعة التي يوجد بها العنصر.

على سبيل المثال ، يقع المنغنيز في المجموعة السابعة (المجموعة الفرعية الجانبية) ، وأعلى تكافؤ للمنغنيز هو سبعة. يقع السيليكون في المجموعة الرابعة (المجموعة الفرعية الرئيسية) ، وأعلى تكافؤ لها هو أربعة.

ومع ذلك ، يجب أن نتذكر أن التكافؤ الأعلى ليس دائمًا هو الوحيد الممكن. على سبيل المثال ، أعلى تكافؤ للكلور هو سبعة (تحقق من ذلك!) ، لكن المركبات معروفة حيث يُظهر هذا العنصر التكافؤ السادس ، الخامس ، الرابع ، الثالث ، الثاني ، الأول.

من المهم أن نتذكر القليل استثناءات: الحد الأقصى (وفقط) التكافؤ للفلور هو I (وليس VII) ، الأكسجين - II (وليس VI) ، النيتروجين - IV (قدرة النيتروجين على إظهار التكافؤ V هي أسطورة شائعة توجد حتى في بعض المدارس الكتب المدرسية).

التكافؤ وحالة الأكسدة ليسا مفاهيم متطابقة.

هذه المفاهيم قريبة بما فيه الكفاية ، لكن لا ينبغي الخلط بينها! حالة الأكسدة لها علامة (+ أو -) ، التكافؤ - لا ؛ يمكن أن تكون حالة أكسدة عنصر ما في مادة ما صفراً ، ويكون التكافؤ صفراً فقط إذا كنا نتعامل مع ذرة معزولة ؛ قد لا تتطابق القيمة العددية لحالة الأكسدة مع التكافؤ. على سبيل المثال ، تكافؤ النيتروجين في N 2 هو III ، وحالة الأكسدة = 0. تكافؤ الكربون في حمض الفورميك هو IV ، وحالة الأكسدة هي +2.

إذا كانت تكافؤ أحد العناصر في مركب ثنائي معروفًا ، فيمكن العثور على تكافؤ الآخر.

يتم ذلك بكل بساطة. تذكر القاعدة الرسمية: يجب أن يكون حاصل ضرب عدد ذرات العنصر الأول في الجزيء وتكافئه مساويًا لنفس المنتج للعنصر الثاني.

مثال 1. أوجد تكافؤات جميع العناصر في مركب NH 3.

المحلول. نحن نعلم تكافؤ الهيدروجين - فهو ثابت ويساوي I. نضرب تكافؤ H في عدد ذرات الهيدروجين في جزيء الأمونيا: 1 3 \ u003d 3. لذلك ، بالنسبة للنيتروجين ، ناتج 1 (عدد يجب أيضًا أن تكون ذرات N) في X (تكافؤ النيتروجين) مساوية لـ 3. من الواضح أن X = 3. الإجابة: N (III) ، H (I).

مثال 2. أوجد تكافؤات جميع العناصر في جزيء Cl 2 O 5.

المحلول. الأكسجين له تكافؤ ثابت (II) ، في جزيء هذا الأكسيد توجد خمس ذرات أكسجين واثنين من ذرات الكلور. دع تكافؤ الكلور \ u003d X. نصنع معادلة: 5 2 \ u003d 2 X. من الواضح ، X \ u003d 5. الإجابة: Cl (V) ، O (II).

مثال 3. أوجد تكافؤ الكلور في جزيء SCl 2 ، إذا كان معروفًا أن تكافؤ الكبريت هو II.

المحلول. إذا لم يخبرنا واضعو المشكلة بتكافؤ الكبريت ، لكان من المستحيل حلها. كلا S و Cl عناصر تكافؤ متغيرة. مع الأخذ في الاعتبار المعلومات الإضافية ، تم بناء الحل وفقًا لمخطط الأمثلة 1 و 2. الإجابة: Cl (I).

بمعرفة تكافؤ عنصرين ، يمكنك وضع صيغة لمركب ثنائي.

في الأمثلة 1 - 3 ، حددنا التكافؤ باستخدام الصيغة ، والآن دعونا نحاول القيام بالإجراء العكسي.

مثال 4. اكتب صيغة مركب الكالسيوم والهيدروجين.

المحلول. تُعرف تكافؤات الكالسيوم والهيدروجين - II و I على التوالي. دع صيغة المركب المطلوب هي Ca x H y. نؤلف مرة أخرى المعادلة المعروفة: 2 س \ u003d 1 ص. كأحد حلول هذه المعادلة ، يمكننا أن نأخذ x = 1 ، y = 2. الإجابة: CaH 2.

"ولماذا بالضبط CaH 2؟ - تسأل. - بعد كل شيء ، المتغيرات Ca 2 H 4 و Ca 4 H 8 وحتى Ca 10 H 20 لا تتعارض مع قاعدتنا!"

الإجابة بسيطة: خذ أصغر قيم ممكنة لـ x و y. في المثال الموضح ، هذه القيم الدنيا (الطبيعية!) تساوي تمامًا 1 و 2.

"إذن ، مركبات مثل N 2 O 4 أو C 6 H 6 مستحيلة؟ - تسأل. - هل يجب استبدال هذه الصيغ بـ NO 2 و CH؟"

لا ، إنها ممكنة. علاوة على ذلك ، فإن N 2 O 4 و NO 2 مواد مختلفة تمامًا. لكن صيغة CH لا تتوافق مع أي مادة ثابتة حقيقية على الإطلاق (على عكس C 6 H 6).

على الرغم من كل ما سبق ، في معظم الحالات ، يمكنك أن تسترشد بالقاعدة: خذ أصغر قيم الفهرس.

مثال 5. اكتب صيغة مركب الكبريت بالفلور ، إذا كان من المعروف أن تكافؤ الكبريت يساوي ستة.

المحلول. دع الصيغة المركبة هي S x F y. يتم إعطاء تكافؤ الكبريت (VI) ، وتكافؤ الفلور ثابت (I). مرة أخرى نجعل المعادلة: 6 س \ u003d 1 ص. من السهل أن نفهم أن أصغر القيم الممكنة للمتغيرات هي 1 و 6. الإجابة: SF 6.

هنا ، في الواقع ، جميع النقاط الرئيسية.

تحقق الآن من نفسك! أقترح أن أذهب قليلاً اختبار حول موضوع "التكافؤ".

أحد الموضوعات المهمة في دراسة موضوعات المدرسة هو دورة التكافؤ. سيتم مناقشة هذا في المقالة.

التكافؤ - ما هذا؟

تعني التكافؤ في الكيمياء خاصية ذرات عنصر كيميائي لربط ذرات عنصر آخر بنفسها. ترجمت من اللاتينية - القوة. يتم التعبير عنها بالأرقام. على سبيل المثال ، سيكون تكافؤ الهيدروجين دائمًا مساويًا للواحد. إذا أخذنا صيغة الماء - H2O ، فيمكن تمثيلها على أنها H - O - H. كانت ذرة أكسجين واحدة قادرة على ربط ذرتين من الهيدروجين بنفسها. هذا يعني أن عدد الروابط التي يخلقها الأكسجين هو اثنان. وستساوي تكافؤ هذا العنصر اثنين.

في المقابل ، سيكون الهيدروجين ثنائي التكافؤ. لا يمكن ربط ذرته إلا بذرة واحدة من عنصر كيميائي. في هذه الحالة ، الأكسجين. بتعبير أدق ، تشكل الذرات ، اعتمادًا على تكافؤ العنصر ، أزواجًا من الإلكترونات. كم عدد هذه الأزواج التي يتم تشكيلها - سيكون هذا هو التكافؤ. القيمة الرقمية تسمى فهرس. مؤشر الأكسجين 2.

كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية وفقًا لجدول ديمتري مندليف

بالنظر إلى الجدول الدوري للعناصر ، يمكنك رؤية الصفوف العمودية. يطلق عليهم مجموعات العناصر. تعتمد التكافؤ أيضًا على المجموعة. عناصر المجموعة الأولى لها التكافؤ الأول. الثاني هو الثاني. الثالث - الثالث. وهلم جرا.

هناك أيضًا عناصر ذات مؤشر تكافؤ ثابت. على سبيل المثال ، الهيدروجين ومجموعة الهالوجين والفضة وهلم جرا. يجب تعلمهم.

كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية بالصيغ؟

في بعض الأحيان يكون من الصعب تحديد التكافؤ من الجدول الدوري. ثم تحتاج إلى إلقاء نظرة على الصيغة الكيميائية المحددة. خذ أكسيد الحديد O. هنا ، الحديد ، مثل الأكسجين ، له مؤشر تكافؤ اثنين. لكن في أكسيد Fe2O3 الأمر مختلف. سيكون الحديد ثلاثي التكافؤ.

من الضروري دائمًا تذكر الطرق المختلفة لتحديد التكافؤ وعدم نسيانها. تعرف على قيمها العددية الثابتة. العناصر التي لديهم. وبالطبع استخدم جدول العناصر الكيميائية. وكذلك دراسة الصيغ الكيميائية الفردية. من الأفضل تمثيلها في شكل تخطيطي: H - O - H ، على سبيل المثال. ثم تكون الاتصالات مرئية. وسيكون عدد الشرطات (الشرطات) هو القيمة العددية للتكافؤ.