تكافؤات العناصر الكيميائية

نظرة عامة حول تكافؤ العناصر الكيميائية

تترتّب الإلكترونات حول نواة الذرة في مدارات تزداد طاقتها كلّما بعدت عن النواة، وتُسمّى الإلكترونات الموجودة في المدار الأخير في الذرة إلكترونات التكافؤ، وهي المسؤولة عن التفاعلات الكيميائية للعناصر لأنّها تمتلك أعلى قدر من الطاقة، ووفقاً لنموذج بور للذرة فإنّ عدد الإلكترونات في المستوى الأخير للذرة لا يُمكن أن يزيد عن 8 إلكترونات، وبناءً على ذلك فسّر بور أنّ عناصر المجموعة الثامنة في الجدول الدوري لا تميل للتفاعل في الظروف العادية لأنّها تحتوي على 8 إلكترونات في مدارها الأخير؛ لذلك سُمّيت هذه العناصر بالعناصر النبيلة أو الخاملة، وهذا يعني أنّ وجود 8 إلكترونات في المدار الأخير للذرة يجعل تركيبها مستقرّاً- باستثناء عنصر الهيليوم الذي يكتمل مداره بإلكترونين ويُعدّ مستقرّاً- وحتّى تصل الذرات إلى حالة الاستقرار يجب أن يكون توزيعها الإلكتروني شبيه بالتوزيع الإلكتروني للغاز النبيل، وذلك عن طريق فقد الإلكترونات، أو اكتسابها، أو مشاركتها خلال التفاعلات الكيميائية.^[١]

يُشير مصطلح التكافؤ إلى عدد الإلكترونات التي تفقدها الذرة، أو تكتسبها، أو تُشارك بها عند تفاعلها مع ذرّة عنصر آخر حتّى تصل إلى الاستقرار، أو بعبارة أخرى عدد الروابط التي تُكوّنها الذرة عند دخولها في التفاعلات الكيميائية،^[٢] ويتمّ تحديد تكافؤ العناصر بالاعتماد على إلكترونات التكافؤ،^[٣] فعلى سبيل المثال، تحتوي ذرة الهيدروجين في مدارها الأخير على إلكترونٍ واحدٍ، ولكي تصل إلى الاستقرار يجب أن تفقد هذا الإلكترون، وعليه يكون تكافؤ الهيدروجين يُساوي 1، أمّا المغنيسيوم فيمتلك إلكترونين في مداره الأخير، وعليه أن يفقدهما ليُصبح مُستقرّاً، لذلك يُعتبر تكافؤ المغنيسيوم 2، بينما تمتلك ذرة الفلور 7 إلكترونات في مدارها الأخير فتميل إلى اكتساب إلكترون حتّى تستقرّ؛ لذلك يُعتبر تكافؤ الفلور 1،^[١] أمّا في حالة الأيونات متعددة الذرات مثل الكبريتات (SO₄^-2) فيكون تكافؤها مساوياً لمقدار الشحنة الموجودة أعلى الأيون (2).^[٣]

كيفية معرفة تكافؤ العناصر الكيميائية

يُمكن معرفة تكافؤ العناصر الكيميائية من خلال عدّة طرق أهمّها ما يأتي:

الجدول الدوري

يُمكن معرفة تكافؤ العناصر من الجدول الدوري، حيث يُساوي رقم مجموعة العنصر عدد الإلكترونات الموجودة في مداره الأخير أيّ إلكترونات التكافؤ، وذلك للعناصر الرئيسية فقط وهي عناصر المجموعتين الأولى والثانية وعناصر المجموعات من 13-18، أمّا العناصر الانتقالية أيّ عناصر المجموعات من 3-12 فيختلف سلوكها عن بقيّة العناصر فيما يتعلّق بالتكافؤ، وبشكل عام فإنّ جميع العناصر المُرتّبة في نفس المجموعة يكون لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ؛ وهذا يُفسّر تشابه السلوك الكيميائي لعناصر المجموعة الواحدة، أمّا على مستوى صفوف الجدول الدوري فإنّ تكافؤ كلّ عنصر يزيد بمقدار 1 عن تكافؤ العنصر الذي يسبقه وذلك ضمن المجموعتين الأولى والثانية والمجموعات من 13-18.^[٤]

يوضّح الجدول الآتي تكافؤ عناصر المجموعات الرئيسية في الجدول الدوري:^[٢][٥]

رقم المجموعة	قيمة التكافؤ	مثال
المجموعة 1	في الغالب (1)	الصوديوم (Na) في مركب (NaCl)
المجموعة 2	عادةً (2)	المغنيسيوم (Mg) في مركب (MgCl2)
المجموعة 13	في الغالب (3)	الألمنيوم (Al) في مركب (AlCl3)
المجموعة 14	في الغالب (4)	الكربون (C) في جزيء (CO) الذي يكون رابطة ثنائية، والكربون (C) في جزيء (CH4) الذي يكون رابطة أحادية.
المجموعة 15	في الغالب (3) و (5)	النيتروجين (N) في جزيء (NH3)، والفسفور (P) في جزيء (PCl5)
المجموعة 16	عادةً (2) و (6)	الأكسجين (O) في جزيء (H2O)
المجموعة 17	في الغالب (1) و (7)	الكلور (Cl) في جزيء (HCl)
المجموعة 18	صفر	العناصر الخاملة

قاعدة الثمانيات

تنصّ قاعدة الثمانيات (بالإنجليزية: Octet Rule) على أنّ ذرات العناصر يجب أن تحتوي على 8 إلكترونات في مدارها الأخير للوصول إلى حالة الاستقرار؛ وذلك عن طريق اكتسابها، أو فقدانها، أو مشاركتها لإلكترونات التكافؤ، وبالتالي فإنّ الذرات التي يحتوي مدارها الأخير على 1-4 إلكترونات تميل إلى فقد هذه الإلكترونات ويكون التكافؤ عدد إلكترونات المستوى الأخير، أمّا العناصر التي يحتوي مدارها الأخير على 5-7 إلكترونات فإنّها تميل إلى اكتساب الإلكترونات من الذرّات الأخرى، ويكون التكافؤ ناتج طرح عدد إلكترونات المستوى الأخير من 8.^[١]

الصيغ الكيميائية للمركبات

تعتمد طريقة الصيغ الكيميائية للمركبات لمعرفة التكافؤ على قاعدة الثمانيات، حيث يُمكن تحديد التكافؤ للعناصر الانتقالية أو الجذور الكيميائية في مركبات محددة من خلال مراقبة طريقة تفاعلها مع عناصر معروفة التكافؤ، فعلى سبيل المثال في مركب كلوريد الصوديوم (NaCl)، فالصوديوم بحاجة لفقد إلكترون واحد والكلور بحاجة لكسب هذا الإلكترون ليستقرّ المدار الخارجي لديهما؛ لذلك يُعطي الصوديوم إلكتروناً للكلور، وبذلك يتحدّد التكافؤ في جميع التفاعلات الأيونية.^[١]

تُطبّق طريقة الصيغ الكيميائية على جزيئاتٍ أكثر تعقيداً مع الأخذ بعين الاعتبار أنّ بعض العناصر مثل الحديد، والرصاص، والقصدير، والنحاس، والزئبق وغيرها تمتلك أكثر من قيمة للتكافؤ تبعاً لاختلاف ظروف التفاعل، فعلى سبيل المثال في مركب أكسيد النحاس الأحادي (Cu₂O)، فإنّ تكافؤ الأكسجين يُساوي 2 وتكافؤ النحاس يُساوي 1، أمّا تكافؤ النحاس في مركب أكسيد النحاس الثنائي (CuO) فيُساوي 2.^[٦]

اختلاف قيم تكافؤ العنصر

تُظهر بعض العناصر اختلافاً في قيم التكافؤ، ومن الأمثلة عليها: العناصر الانتقالية الداخلية، والعناصر الرئيسية ذات الأعداد الذرية الكبيرة، والعناصر التي ينتهي توزيعها الإلكتروني بالغلاف (p)، وقد قدَّم العلماء تفسيرين يوضّحان ذلك وهما كالآتي:^[٦]

ظاهرة تأثير الزوج الخامل

يظهر تأثير هذه الظاهرة على عناصر المجموعة 13، حيث تمتلك عادةً عدد تأكسد يُساوي 3+، ولكن بالانتقال إلى أسفل المجموعة فإنّ العناصر تمتلك عدد تأكسد يُساوي 1+، وكذلك الحال بالنسبة لعناصر المجموعة 14 التي تمتلك عدد تأكسد يُساوي 4+، وبالانتقال إلى أسفل المجموعة تُظهر العناصر عدد تأكسد يُساوي 2+، ويُفسَّر ذلك على أنّ زوج الإلكترونات الموجود في غلاف التكافؤ (s) يميل إلى البقاء منفرداً دون الدخول في التفاعلات الكيميائية وتكوين الروابط، وبذلك فإنّ الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ (p) هي التي تُشارك فقط في التفاعل وبذلك يقل عدد التأكسد.^[٦]

الاختلافات في الطاقة بين المدارات

يُضاف إلكترون التكافؤ في ذرات العناصر الانتقالية الرئيسة (بالإنجليزية: Transition elements) إلى أفلاك المستوى (d) دون أن يملأها، وبالتالي فإنّ الإلكترونات الموجودة في المستوى (s) والإلكترونات الموجودة في المستوى (d) يُمكن أن تُشارك في التفاعل؛ وذلك لأنّ الغلاف (s) هو غلاف التكافؤ لكن طاقة الغلاف (d) أعلى من طاقة الغلاف (s)، أمّا في العناصر الانتقالية الداخلية (بالإنجليزية: Inner transition elements) فيُضاف إلكترون التكافؤ في ذرات عناصرها إلى أفلاك المستوى (f) دون أن يملأها كذلك، وبالتالي تُشارك إلكترونات المستوى (s) وإلكترونات المستوى (f) في التفاعلات الكيميائية والروابط كيميائية.^[٦]

أهمية معرفة تكافؤ العناصر الكيميائية

يُعتبر مصطلح التكافؤ من المصطلحات المهمّة في الكيمياء، حيث يترتّب عليه عدّة استخدامات كيميائية كالآتي:^[١]

• تحديد الصيغة الكيميائية للمركبات المتخلفة.
• تحديد عدد الذرات الداخلة في التفاعل لتكوين الروابط الكيميائية.
• تحديد سلوك الذرات فيما إذا كانت تميل إلى فقد الإلكترونات أو اكتسابها، وبالتالي تحديد طريقة تفاعلاها مع الذرات الأخرى.^[٧]

الفرق بين تكافؤ العناصر الكيميائية وعدد التأكسد

يرتبط مصطلحا تكافؤ العنصر وعدد التأكسد بشكل رئيسي بإلكترونات التكافؤ للذرة، ولكن الفرق الرئيسي بينهما هو أنّ مصطلح التكافؤ يُعبّر عن الحدّ الأقصى لعدد الإلكترونات التي يُمكن أن تفقدها الذرة أو تكتسبها أو تشاركها حتّى تصل إلى حالة الاستقرار، أمّا عدد التأكسد فيُعبّر عن عدد الإلكترونات التي تكتسبها لاذرة أو تفقدها لتكوين رابطة مع ذرة أخرى، ويُشار إلى إمكانية استخدام مصطلح التكافؤ لأيّ عنصر كيميائي أمّا عدد التأكسد فإنّه يختص بالمعقدات التناسقية (بالإنجليزية: Coordination complexes).^[٨]

المراجع

1. ^ ^{أ ب ت ث ج} “Valency”, www.toppr.com, Retrieved 2020-9-15. Edited.
2. ^ ^{أ ب} Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2019-1-24), “Valence Definition in Chemistry”، www.thoughtco.com, Retrieved 2020-9-15. Edited.
3. ^ ^{أ ب} “Valency “, www.dynamicscience.com.au, Retrieved 2020-9-15. Edited.
4. ↑ “Valence Electrons”, flexbooks.ck12.org, Retrieved 2020-9-15. Edited.
5. ↑ “Method to find Valency”, byjus.com, Retrieved 2020-9-15. Edited.
6. ^ ^{أ ب ت ث} “Variable Valency”, byjus.com, Retrieved 2020-9-15. Edited.
7. ↑ Tracy McConnell (2020-2-10), “How to Calculate Valency”، sciencing.com, Retrieved 2020-9-15. Edited.
8. ↑ “Difference Between Valency and Oxidation Number”, www.differencebetween.com,2019-10-23، Retrieved 2020-9-15. Edited.