كيفية تحديد التكافؤ بالصيغة البنيوية. التكافؤ

حتى الآن ، لقد استخدمت الصيغ الكيميائية للمواد الواردة في الكتاب المدرسي ، أو تلك التي أطلقها عليك المعلم. كيف تكتب الصيغ الكيميائية بشكل صحيح؟

يتم تجميع الصيغ الكيميائية للمواد على أساس معرفة التركيب النوعي والكمي للمادة. هناك عدد كبير من المواد ، فمن المستحيل بطبيعة الحال تذكر جميع الصيغ. هذا ليس ضروري! من المهم معرفة نمط معين ، والذي بموجبه يمكن للذرات أن تتحد مع بعضها البعض لتكوين مركبات كيميائية جديدة. هذه القدرة تسمى التكافؤ.

التكافؤ- خاصية ربط ذرات العناصر بعدد معين من ذرات العناصر الأخرى

لنأخذ في الاعتبار نماذج جزيئات بعض المواد ، مثل الماء والميثان وثاني أكسيد الكربون.

يمكن ملاحظة أنه في جزيء الماء ، تربط ذرة الأكسجين ذرتين من الهيدروجين. لذلك ، تكافؤها هو اثنان. في جزيء الميثان ، تربط ذرة الكربون أربع ذرات هيدروجين ، تكافؤها في هذه المادة هو أربعة. تكافؤ الهيدروجين في كلتا الحالتين يساوي واحدًا.يظهر الكربون نفس التكافؤ في ثاني أكسيد الكربون ، ولكن على عكس الميثان ، تربط ذرة الكربون ذرتين من الأكسجين ، لأن تكافؤ الأكسجين هو اثنان.

هناك عناصر لا يتغير تكافؤها في المركبات. ويقال أن هذه العناصر لديها التكافؤ الدائم.إذا كان تكافؤ عنصر ما يمكن أن يكون مختلفًا ، فهذه عناصر ذات قيمة التكافؤ المتغير.يظهر تكافؤ بعض العناصر الكيميائية في الجدول 2. يُشار إلى التكافؤ عادةً بالأرقام الرومانية.

الجدول 2. تكافؤ بعض العناصر الكيميائية

تجدر الإشارة إلى أن أعلى تكافؤ لعنصر ما يتطابق عدديًا مع الرقم التسلسلي لمجموعة النظام الدوري الذي يوجد فيه. على سبيل المثال ، يوجد الكربون في المجموعة الرابعة ، أعلى تكافؤ له هو الرابع.

هناك ثلاثة استثناءات:

• نتروجين- في المجموعة الخامسة ، لكن أعلى تكافؤ لها هو الرابع ؛
• الأكسجين- في المجموعة السادسة ، لكن أعلى تكافؤ لها هو II ؛
• الفلور- في المجموعة السابعة ، لكن أعلى تكافؤ لها هو أنا.

استنادًا إلى حقيقة أن جميع العناصر تقع في ثماني مجموعات من النظام الدوري ، يمكن أن تأخذ التكافؤ القيم من الأول إلى الثامن.

تجميع صيغ المواد باستخدام التكافؤ

لصياغة صيغ المواد باستخدام التكافؤ ، نستخدم خوارزمية معينة:

تحديد التكافؤ حسب صيغة المادة

لتحديد تكافؤ العناصر وفقًا لصيغة المادة ، فإن الإجراء العكسي ضروري. ضع في اعتبارك أيضًا باستخدام الخوارزمية:

في دراسة هذه الفقرة ، تم النظر في المواد المعقدة ، والتي تشمل نوعين فقط من ذرات العناصر الكيميائية. يتم تجميع الصيغ الخاصة بالمواد الأكثر تعقيدًا بشكل مختلف.

اتصالات ثنائية - المركبات التي تحتوي على نوعين من ذرات العناصر

لتحديد ترتيب تسلسل ربط الذرات ، يتم استخدام الصيغ الهيكلية (الرسومية) للمواد. في مثل هذه الصيغ ، تتم الإشارة إلى تكافؤ العناصر بضربات التكافؤ (الشرطات). على سبيل المثال ، يمكن تمثيل جزيء الماء على شكل

نوون

تصور الصيغة الرسومية فقط ترتيب اتصال الذرات ، ولكن ليس بنية الجزيئات. في الفضاء ، قد تبدو هذه الجزيئات مختلفة. إذن ، جزيء الماء له صيغة هيكلية زاوية:

• التكافؤ- قدرة ذرات العناصر على إلحاق عدد معين من ذرات العناصر الكيميائية الأخرى
• هناك عناصر ذات تكافؤ ثابت ومتغير
• يتطابق أعلى تكافؤ لعنصر كيميائي مع رقم مجموعته في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. مندليف. الاستثناءات: النيتروجين والأكسجين والفلور
• اتصالات ثنائية- المركبات التي تحتوي على نوعين من ذرات العناصر الكيميائية
• تعكس الصيغ الرسومية ترتيب روابط الذرات في الجزيء باستخدام ضربات التكافؤ
• تعكس الصيغة الهيكلية الشكل الحقيقي للجزيء في الفضاء

في دروس الكيمياء ، تعرفت بالفعل على مفهوم تكافؤ العناصر الكيميائية. لقد جمعنا في مكان واحد كل المعلومات المفيدة حول هذه المسألة. 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 ، ترتبط 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.

قد تسأل ، كيف يمكن لعلماء الكيمياء 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 (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 للمواد البسيطة. 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.

بطريقة مماثلة ، إذا كانت تكافؤ بقايا الحمض معروفة ، 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 تكافؤها حتى من خلال ظهور مثل هذه المركبات.

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
• انخفاض التكافؤ.

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 الرقم الترتيبي للمجموعة في النظام 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

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 ذات طبيعة أيونية (وهو أمر مهم) لها شحنة شرطية معينة. وإذا كان 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.

نتمنى أن تكون هذه المادة مفيدة لك في تحضير الواجب المنزلي والإعداد الذاتي للاختبارات والامتحانات.

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

في دروس الكيمياء ، تعرفت بالفعل على مفهوم تكافؤ العناصر الكيميائية. لقد جمعنا في مكان واحد كل المعلومات المفيدة حول هذه المسألة. 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 ، ترتبط 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.

قد تسأل ، كيف يمكن لعلماء الكيمياء 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 (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 للمواد البسيطة. 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.

بطريقة مماثلة ، إذا كانت تكافؤ بقايا الحمض معروفة ، 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 تكافؤها حتى من خلال ظهور مثل هذه المركبات.

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
• انخفاض التكافؤ.

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 الرقم الترتيبي للمجموعة في النظام 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

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 ذات طبيعة أيونية (وهو أمر مهم) لها شحنة شرطية معينة. وإذا كان 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.

نتمنى أن تكون هذه المادة مفيدة لك في تحضير الواجب المنزلي والإعداد الذاتي للاختبارات والامتحانات.

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

يمكن أن تشكل ذرات العناصر الكيميائية عددًا مختلفًا من الروابط. هذه القدرة لها اسم خاص - التكافؤ. دعنا نتعرف على كيفية تحديد التكافؤ وفقًا للجدول الدوري ، واكتشف ما هو اختلافها عن الدرجةالأكسدة ، سنرى الأنماط المميزة للكربون والفوسفور والزنك ، وسوف نتعلم كيفية إيجاد تكافؤ العناصر الكيميائية.

في تواصل مع

معلومات اساسية

التكافؤ هو قدرة ذرات العناصر الكيميائية المختلفة على تكوين روابط مع بعضها البعض. بعبارة أخرى ، يمكننا القول أن هذه هي قدرة الذرة على ربط عدد معين من الذرات الأخرى بنفسها.

مهم!إنه ليس دائمًا رقمًا ثابتًا لنفس العنصر. يمكن أن يكون للعنصر معاني مختلفة في مركبات مختلفة.

التعريف حسب الجدول D.I. مندليف

لتحديد قدرة الذرة هذه ، من الضروري معرفة ما هو المجموعات والمجموعات الفرعية للجدول الدوري.

هذه أعمدة رأسية تقسم جميع العناصر وفقًا لسمة معينة. اعتمادًا على العلامة ، يتم تمييز التقسيمات الفرعية للعناصر.

تقسم هذه الأعمدة العناصر إلى عناصر ثقيلة وخفيفة ، وكذلك مجموعات فرعية - الهالوجينات والغازات الخاملة وما شابه.

لذلك ، لتحديد قدرة العنصر على تكوين روابط ، يجب اتباع قاعدتين:

• أعلى تكافؤ لعنصر ما يساوي عدد مجموعته.
• تم العثور على أدنى تكافؤ بالفرق بين الرقم 8 ورقم المجموعة التي يقع فيها العنصر المحدد.

على سبيل المثال ، الفوسفور يظهر أعلى تكافؤ V - P 2 O 5 وأدنى (8-5) = 3 - PF 3.

تجدر الإشارة أيضًا إلى العديد من الخصائص والميزات الرئيسية في تحديد هذا المؤشر:

• دائمًا ما يكون تكافؤ الهيدروجين I - H 2 O، HNO 3، H 3 PO 4.
• التكافؤ دائمًا يساوي II - CO 2 ، SO 3.
• بالنسبة للمعادن الموجودة في المجموعة الفرعية الرئيسية ، يكون هذا المؤشر دائمًا مساويًا لرقم المجموعة - Al 2 O 3 ، NaOH ، KH.
• بالنسبة لغير المعادن ، غالبًا ما يظهر تكافؤان فقط - أعلى وأدنى.

هناك أيضًا عناصر يمكن أن تمتلكها 3 أو 4 قيم مختلفةهذا المؤشر. وتشمل هذه الكلور والبورون واليود والكروم والكبريت وغيرها. على سبيل المثال ، يحتوي الكلور على التكافؤ I ، III ، V ، VII - HCl ، ClF 3 ، ClF 5 ، HClO 4 ، على التوالي.

التعريف بالصيغة

لتحديد الصيغة ، يمكنك استخدام عدة قواعد:

1. إذا كان التكافؤ (V) لأحد العناصر في المركب المزدوج معروفًا: دعنا نقول أن هناك مركبًا من الكربون والأكسجين CO 2 ، بينما نعلم أن تكافؤ الأكسجين دائمًا يساوي II ، فيمكننا استخدام هذا القاعدة: يجب أن يكون ناتج عدد الذرات بواسطة V لعنصر واحد مساويًا لمنتج عدد ذرات عنصر آخر بواسطة V. وبالتالي ، يمكن العثور على التكافؤ على النحو التالي - 2 × 2 (في جزيء هناك ذرتان من الأكسجين مع V = 2) ، أي تكافؤ الكربون هو 4. ضع في اعتبارك بعض الأمثلة الأخرى: P 2 O 5 - هنا تكافؤ الفوسفور \ u003d (5 * 2) / 2 \ u003d 5. HCl - سيكون تكافؤ الكلور مساوياً لـ I ، لأن هذا الجزيء يحتوي على ذرة هيدروجين واحدة ، و الخامس \ u003d 1.
2. إذا كان تكافؤ العديد من العناصر المكونة للمجموعة معروفًا: في جزيء هيدروكسيد الصوديوم NaOH ، يكون تكافؤ الأكسجين هو II ، وتكافؤ الهيدروجين هو I ، لذا فإن المجموعة -OH لها تكافؤ حر واحد ، نظرًا لأن الأكسجين قد تم توصيل عنصر واحد فقط ذرة الهيدروجين ورابطة أخرى مجانية. سينضم إليها الصوديوم. يمكن استنتاج أن الصوديوم عنصر أحادي التكافؤ.

الفرق بين حالة الأكسدة والتكافؤ

من المهم جدًا فهم الاختلاف الأساسي بين هذه المفاهيم. درجة الأكسدة شحنة كهربائية مشروطة، التي تمتلكها نواة الذرة ، بينما التكافؤ هو عدد الروابط التي يمكن أن تنشئها نواة العنصر.

دعونا نلقي نظرة فاحصة على ماهية حالة الأكسدة. وفقًا للنظرية الحديثة لبنية الذرة ، تتكون نواة العنصر من بروتونات موجبة الشحنة ونيوترونات بدون شحنة ، وحولها توجد إلكترونات ذات شحنة سالبة ، والتي توازن شحنة النواة وتجعل العنصر محايد كهربائيا.

عندما تؤسس ذرة رابطة مع عنصر آخر ، فإنها التبرع أو قبول الإلكترونات، أي أنه يخرج عن التوازن ويبدأ في الحصول على شحنة كهربائية. علاوة على ذلك ، إذا تخلت الذرة عن إلكترون ، فإنها تصبح موجبة الشحنة ، وإذا قبلت ، فإنها تصبح سالبة.

انتباه!في مزيج الكلور والهيدروجين الهيدروجين ، يعطي الهيدروجين إلكترونًا واحدًا ويكتسب شحنة +1 ، ويقبل الكلور إلكترونًا ويصبح سالب -1. في المركبات المعقدة ، HNO 3 و H 2 SO 4 ، ستكون حالات الأكسدة على النحو التالي - H +1 N +5 O 3 -2 و H 2 +1 S +6 O 4 -2.

بمقارنة هذين التعريفين ، يمكننا أن نستنتج أن حالة التكافؤ والأكسدة غالبًا ما تتطابق: تكافؤ الهيدروجين +1 والتكافؤ I ، حالة أكسدة الأكسجين -2 و V II ، لكن من المهم جدًا تذكر ذلك لا يتم اتباع هذه القاعدة دائمًا!

في مركب عضوي من الكربون يسمى الفورمالديهايد مع الصيغة HCOH ، يكون للكربون حالة أكسدة تساوي 0 ، لكن له V من 4. في بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 ، يكون للأكسجين حالة أكسدة قدرها +1 ، لكن V يظل متساويًا إلى 2. لذلك ، لا ينبغي تحديد هذين المفهومين ، حيث قد يؤدي ذلك في بعض الحالات إلى حدوث خطأ.

التكافؤ من العناصر المشتركة

هيدروجين

أحد أكثر العناصر شيوعًا في الكون ، يوجد في العديد من المركبات و دائمًا ما يكون V = 1. ويرجع ذلك إلى بنية مداره الإلكتروني الخارجي ، حيث يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد.

في المستوى الأول ، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في نفس الوقت ، لذلك يمكن للهيدروجين إما أن يتخلى عن إلكترونه ويشكل رابطة (ستبقى غلاف الإلكترون فارغًا) ، أو يقبل إلكترونًا واحدًا ، ويشكل أيضًا رابطة جديدة ( سيتم ملء غلاف الإلكترون بالكامل).

مثال: H 2 O - 2 ذرات الهيدروجين مع V \ u003d 1 مرتبطة بالأكسجين ثنائي التكافؤ ؛ حمض الهيدروكلوريك - الكلور أحادي التكافؤ والهيدروجين ؛ HCN هو حمض الهيدروسيانيك ، حيث يظهر الهيدروجين أيضًا V لـ 1.

عنصر كيميائي واحد لربط أو استبدال عدد معين من ذرات عنصر آخر.

يتم أخذ تكافؤ ذرة الهيدروجين كوحدة تكافؤ ، تساوي 1 ، أي أن الهيدروجين أحادي التكافؤ. لذلك ، يشير تكافؤ العنصر إلى عدد ذرات الهيدروجين التي ترتبط بها ذرة واحدة من العنصر المعني. فمثلا، حمض الهيدروكلوريك، حيث يكون الكلور أحادي التكافؤ ؛ ح2O، حيث يكون الأكسجين ثنائي التكافؤ ؛ NH3حيث النيتروجين ثلاثي التكافؤ.

جدول العناصر مع تكافؤ ثابت.

يمكن تجميع صيغ المواد وفقًا لتكافؤ العناصر المكونة لها. والعكس صحيح ، بمعرفة تكافؤ العناصر ، يمكنك تكوين صيغة كيميائية منها.

خوارزمية لتجميع صيغ المواد عن طريق التكافؤ.

1. اكتب رموز العناصر.

2. تحديد التكافؤات للعناصر المدرجة في الصيغة.

3. أوجد المضاعف المشترك الأصغر للقيم العددية للتكافؤ.

4. أوجد العلاقة بين ذرات العناصر بقسمة المضاعف المشترك الأصغر الموجود على التكافؤات المقابلة للعناصر.

5. اكتب مؤشرات العناصر في الصيغة الكيميائية.

مثال:اكتب الصيغة الكيميائية لأكسيد الفوسفور.

1. لنكتب الرموز:

2. تحديد التكافؤات:

4. أوجد العلاقة بين الذرات:

5. لنكتب المؤشرات:

خوارزمية لتحديد التكافؤ بصيغ العناصر الكيميائية.

1. اكتب صيغة المركب الكيميائي.

2. حدد التكافؤ المعروف للعناصر.

3. أوجد المضاعف المشترك الأصغر للتكافؤ والفهرس.

4. أوجد نسبة المضاعف المشترك الأصغر إلى عدد ذرات العنصر الثاني. هذا هو التكافؤ المطلوب.

5. قم بإجراء فحص بضرب تكافؤ ومؤشر كل عنصر. يجب أن تكون أعمالهم متساوية.

مثال:تحديد تكافؤ عناصر كبريتيد الهيدروجين.

1. لنكتب الصيغة:

ح 2 س

2. دلالة التكافؤ المعروف:

ح 2 س

3. ابحث عن المضاعف المشترك الأصغر:

ح 2 س

4. أوجد نسبة المضاعف المشترك الأصغر إلى عدد ذرات الكبريت:

ح 2 س

5. دعونا نتحقق.